Chemistry

# Introduzione ai diagrammi di stato e definizioni fondamentali I diagrammi di stato sono strumenti grafici essenziali per rappresentare le condizioni di equilibrio tra le diverse fasi di un sistema in funzione di parametri macroscopici come pressione, temperatura e composizione [2](#page=2). ### 1.1 Cos'è un diagramma di stato Un diagramma di stato è una rappresentazione grafica che utilizza assi corrispondenti a parametri macroscopici (pressione, temperatura, composizione) per delimitare regioni e curve che indicano le fasi in equilibrio all'interno di un sistema. Ogni punto sul diagramma rappresenta uno stato del sistema, definito dai valori di questi parametri e dallo stato di aggregazione corrispondente alla regione in cui si trova il punto. Le transizioni di fase, come la fusione, la solidificazione o la condensazione, sono rappresentate dalle curve di equilibrio [2](#page=2). ### 1.2 Definizioni fondamentali Per comprendere appieno i diagrammi di stato, è cruciale definire alcuni termini chiave: #### 1.2.1 Fase Una fase è definita come una porzione omogenea di un sistema che possiede caratteristiche chimico-fisiche uniformi [3](#page=3). * **Singola fase (sistema omogeneo):** Si verifica in materiali puri o in soluzioni omogenee, come solidi, liquidi o soluzioni gassose [3](#page=3). * **Più di una fase (sistema eterogeneo):** In presenza di più fasi, ogni fase mantiene le proprie caratteristiche distinte e vi è una superficie di separazione tra esse dove le caratteristiche cambiano repentinamente. Esempi includono acqua e zucchero che superano il limite di solubilità, la coesistenza di acqua liquida e ghiaccio (entrambi H₂O ma in stati fisici diversi), o la presenza di due strutture cristalline differenti dello stesso composto [3](#page=3). #### 1.2.2 Componente Un componente è una sostanza chimica pura (un metallo o un composto) che costituisce una lega o un sistema [4](#page=4). #### 1.2.3 Soluto e solvente In soluzioni solide, il soluto si inserisce nel reticolo cristallino del solvente, occupando siti interstiziali o sostituzionali [4](#page=4). #### 1.2.4 Sistema Il termine "sistema" può avere due significati principali nel contesto dei diagrammi di stato: a) L'insieme di tutte le possibili leghe formate dagli stessi componenti, indipendentemente dalla loro composizione specifica (ad esempio, il "sistema ferro-carbonio") [4](#page=4). b) Un campione specifico di un certo materiale. In questo senso, un sistema è caratterizzato da [4](#page=4): * Limite di solubilità [4](#page=4). * Fasi presenti [4](#page=4). * Microstruttura [4](#page=4). * Equilibrio di fase [4](#page=4). #### 1.2.5 Microstruttura La microstruttura si riferisce a quelle caratteristiche di un materiale che sono osservabili al microscopio ottico o elettronico. Nelle leghe metalliche, la microstruttura è determinata da [5](#page=5): * Il numero di fasi presenti [5](#page=5). * La loro quantità relativa [5](#page=5). * Il modo in cui sono distribuite e disposte nello spazio [5](#page=5). La microstruttura, a sua volta, dipende dalla composizione della lega, dalla presenza e concentrazione degli elementi leganti, e dai trattamenti termici subiti dal materiale, che includono la temperatura di riscaldamento, la durata del trattamento e la velocità di raffreddamento [5](#page=5). > **Tip:** Comprendere queste definizioni fondamentali è il primo passo per interpretare correttamente i diagrammi di stato, che sono strumenti potenti per prevedere il comportamento dei materiali in diverse condizioni operative. > **Tip:** Quando si analizza un diagramma di stato, si immagina che ogni punto all'interno di una regione rappresenti un sistema omogeneo costituito da una singola fase, mentre i punti sulle curve o all'intersezione di più curve rappresentano sistemi in cui coesistono più fasi in equilibrio. --- # Analisi dei diagrammi di stato per sostanze pure e leghe binarie I diagrammi di stato sono strumenti grafici essenziali per comprendere le condizioni di equilibrio di sistemi chimici, sia per sostanze pure che per leghe binarie. Essi permettono di visualizzare le fasi presenti in funzione di variabili come pressione, temperatura e composizione [12](#page=12) [15](#page=15). ### 2.1 Diagrammi di stato per sostanze pure I diagrammi di stato per sostanze pure rappresentano le diverse fasi (solida, liquida, gassosa) in cui una sostanza può esistere in funzione della pressione e della temperatura [6](#page=6). #### 2.1.1 Curve di equilibrio Le curve presenti su un diagramma di stato indicano le condizioni di temperatura e pressione in cui due fasi coesistono in equilibrio [6](#page=6). * **Curva di equilibrio solido-gas:** Rappresenta la dipendenza della tensione di vapore del solido dalla temperatura [6](#page=6) [7](#page=7). * **Curva di equilibrio solido-liquido:** Indica le condizioni di fusione e solidificazione [6](#page=6). * **Curva di equilibrio liquido-gas:** Determina la temperatura di ebollizione di un liquido in funzione della pressione [6](#page=6). #### 2.1.2 Punti critici e tripli All'interno dei diagrammi di stato si identificano alcuni punti chiave: * **Punto critico (C):** È la temperatura e pressione oltre le quali le distinzioni tra fase liquida e gassosa svaniscono, dando origine a uno stato supercritico. In queste condizioni, il fluido presenta proprietà sia liquide (es. densità) che gassose (es. viscosità) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Punto triplo (T):** È l'unico punto in cui le tre fasi (solida, liquida, gassosa) coesistono in equilibrio. Alcune sostanze possono avere più di un punto triplo se presentano diverse forme cristalline solide in equilibrio tra loro [7](#page=7). #### 2.1.3 Esempi: CO2 e H2O * **Anidride Carbonica (CO2):** Il diagramma di stato della CO2 mostra una curva di equilibrio solido-liquido con pendenza positiva ($dT/dP > 0$), indicando che la temperatura di fusione aumenta all'aumentare della pressione. A 1 atmosfera, la CO2 solida sublima direttamente in gas (ghiaccio secco) [8](#page=8). * **Acqua (H2O):** Il diagramma di stato dell'acqua presenta una curva di equilibrio solido-liquido con pendenza negativa ($dT/dP < 0$). Questo significa che la temperatura di fusione dell'acqua diminuisce all'aumentare della pressione. Le sostanze con un punto triplo a pressione inferiore a quella atmosferica non hanno una temperatura di sublimazione normale; possono sublimare se riscaldate a pressioni inferiori al loro punto triplo. L'acqua supercritica è meno polare dell'acqua liquida e può solubilizzare sostanze organiche, rendendole più reattive [11](#page=11) [9](#page=9). > **Tip:** La pendenza della curva solido-liquido è un indicatore importante delle proprietà di una sostanza. Una pendenza positiva è tipica della maggior parte delle sostanze, mentre una pendenza negativa, come quella dell'acqua, è meno comune e ha importanti implicazioni sul comportamento della sostanza ad alte pressioni. ### 2.2 La varianza dei sistemi La varianza ($V$) di un sistema rappresenta il numero di variabili (come temperatura e pressione) che possono essere modificate indipendentemente senza alterare il numero di fasi presenti. La legge di Gibbs definisce la varianza secondo la formula [13](#page=13): $$V = C_i + 2 - f$$ [13](#page=13). Dove: * $C_i$ è il numero di componenti chimici nel sistema [13](#page=13). * $f$ è il numero di fasi presenti [13](#page=13). Nella pratica, quando la pressione è mantenuta costante, la formula si semplifica a: $$V = C_i + 1 - f$$ [13](#page=13). ### 2.3 Diagrammi di stato per leghe binarie Per sistemi a due componenti (leghe binarie), la rappresentazione grafica richiede diagrammi con tre assi (Pressione, Temperatura, Composizione). Per semplificare la visualizzazione, si utilizzano spesso sezioni di questi diagrammi tridimensionali, mantenendo costante una delle variabili [15](#page=15). I diagrammi di stato per leghe binarie sono fondamentali per: * Determinare le fasi presenti in una lega a una data temperatura e composizione [16](#page=16). * Descrivere le trasformazioni che avvengono durante raffreddamenti molto lenti (equilibrio termodinamico) [12](#page=12) [16](#page=16). * Fornire la composizione chimica di ciascuna fase e la quantità relativa di ciascuna fase [16](#page=16). #### 2.3.1 Leghe binarie completamente miscibili In queste leghe, i due componenti sono completamente miscibili sia allo stato liquido che allo stato solido. I diagrammi di stato per tali leghe (spesso rappresentati a pressione costante) mostrano una regione liquida al di sopra di una regione in cui liquido e solido coesistono, e una regione solida al di sotto [17](#page=17) [18](#page=18) [21](#page=21). > **Tip:** Nei diagrammi di leghe binarie a pressione costante, l'asse delle ascisse rappresenta la composizione (solitamente in percentuale in peso o atomica) e l'asse delle ordinate rappresenta la temperatura [18](#page=18). **Regola della leva:** Questa regola è utilizzata per calcolare le quantità relative delle fasi presenti in un sistema binario in equilibrio. Le quantità delle due fasi (solida e liquida) sono inversamente proporzionali ai bracci della leva formata sulla linea di coesistenza delle fasi [18](#page=18). Per una lega con composizione di partenza $w_0$, se si trova in una regione bifasica con fase solida di composizione $w_s$ e fase liquida di composizione $w_l$: * Frazione in peso della fase solida ($X_s$): $$X_s = \frac{w_l - w_0}{w_l - w_s}$$ [19](#page=19) [20](#page=20). * Frazione in peso della fase liquida ($X_l$): $$X_l = \frac{w_0 - w_s}{w_l - w_s}$$ [19](#page=19) [20](#page=20). > **Example:** Per una lega binaria completamente miscibile, se la composizione di partenza ($w_0$) è compresa tra la composizione della fase liquida ($w_l$) e la composizione della fase solida ($w_s$), la regola della leva permette di calcolare esattamente quanta parte della lega sarà allo stato solido e quanta liquida. #### 2.3.2 Azeotropi In alcuni sistemi binari, si possono osservare miscele chiamate azeotropiche, dove liquido e vapore in equilibrio hanno la stessa composizione per determinate concentrazioni [22](#page=22). #### 2.3.3 Trasformazione eutettica La trasformazione eutettica è un processo in cui una fase liquida solidifica formando due fasi solide intimamente mescolate, che costituiscono un unico elemento strutturale detto eutettico. L'eutettico è una miscela precisa di due componenti con un punto di fusione inferiore a quello dei componenti puri. La temperatura di fusione dei componenti puri diminuisce con l'aumento della percentuale dell'altro componente, fino a raggiungere il punto eutettico. Un esempio comune è la lega Sn/Pb [23](#page=23) [47](#page=47) [48](#page=48) [50](#page=50). #### 2.3.4 Leghe binarie con miscibilità limitata allo stato solido In molte leghe, i componenti sono completamente miscibili in fase liquida ma solo parzialmente miscibili allo stato solido. Questo significa che esiste un limite di solubilità, oltre il quale si formano fasi solide distinte. I diagrammi di stato per queste leghe presentano curve che delimitano le regioni di esistenza delle fasi liquide, solide e bifasiche liquido-solido [24](#page=24). > **Tip:** La costruzione dei diagrammi di stato da curve di raffreddamento implica l'osservazione dei punti di arresto termico durante il raffreddamento di leghe a diverse composizioni. Per sostanze pure, si osserva un singolo punto di solidificazione, mentre per le leghe si parla di un intervallo di solidificazione [46](#page=46). --- # Tipi di leghe metalliche e loro caratteristiche Una lega metallica è un materiale composto da due o più elementi, di cui almeno uno è un metallo, progettato per migliorare le proprietà dei singoli metalli puri. ### 3.1 Metalli puri Un metallo puro è costituito da numerosi grani, ciascuno formato da un singolo elemento metallico con lo stesso reticolo cristallino. I materiali commercialmente puri contengono altri elementi entro limiti accettabili. Esempi includono il rame per fili elettrici e l'alluminio per lattine. Quando un secondo elemento viene aggiunto a un metallo puro, può rimanere disciolto fino a raggiungere un limite di solubilità; oltre tale limite, l'eccesso di soluto precipita formando una seconda fase con un reticolo cristallino diverso [25](#page=25) [26](#page=26). ### 3.2 Leghe metalliche Una lega metallica è definita come un insieme di due o più elementi, in cui uno funge da solvente (presente in maggiore percentuale) e gli altri da soluti (presenti in minore percentuale). L'aggiunta di elementi in una lega ne altera la struttura e può portare a proprietà meccaniche e chimiche migliorate, come una maggiore resistenza allo scorrimento delle dislocazioni e alla deformazione. Molte leghe binarie presentano completa miscibilità allo stato liquido, ma solo poche sono completamente miscibili allo stato solido, richiedendo che i due elementi siano molto simili [27](#page=27) [28](#page=28) [29](#page=29). #### 3.2.1 Soluzioni solide Quando gli atomi di un elemento si disperdono nel reticolo cristallino di un altro elemento, si formano soluzioni solide. ##### 3.2.1.1 Soluzioni solide interstiziali In queste soluzioni, gli atomi di soluto occupano gli interstizi (spazi vuoti) nel reticolo del solvente. Questo tipo di soluzione è tipico degli elementi non metallici con dimensioni atomiche ridotte, come il carbonio, l'idrogeno, l'azoto e il boro, che si sciolgono in metalli come il ferro. Esiste un limite massimo alla quantità di soluto che può occupare posizioni interstiziali, dipendente dagli spazi disponibili nel reticolo del solvente [31](#page=31) [32](#page=32). ##### 3.2.1.2 Soluzioni solide sostituzionali Qui, gli atomi di soluto sostituiscono gli atomi del solvente nel reticolo cristallino. La struttura del reticolo può rimanere invariata o subire distorsioni se vi è una differenza di diametro tra gli atomi di soluto e solvente. La solubilità è maggiore se la differenza nel diametro atomico è inferiore al 15%, se le strutture cristalline sono simili, se l'elettronegatività è simile e se la valenza è la stessa. Un esempio di miscibilità completa allo stato solido si osserva nella lega Cu/Ni [33](#page=33) [40](#page=40). #### 3.2.2 Fasi intermedie e composti intermetallici Oltre alle soluzioni solide, gli elementi in una lega possono coesistere in reticoli cristallini differenti da quelli dei metalli puri, dando origine a fasi intermedie o composti intermetallici. Questi composti sono caratterizzati da particolari rapporti stechiometrici tra gli elementi e hanno formule chimiche distinte dai metalli puri. Un esempio è il carburo di ferro, Fe$_3$C, con reticolo ortorombico [34](#page=34) [35](#page=35). > **Tip:** Le leghe metalliche sono spesso costituite dalla combinazione di più tipi di strutture (fasi) che definiscono una lega eterogenea [34](#page=34). ### 3.3 Esempi di leghe metalliche #### 3.3.1 Ottoni (Cu-Zn) Gli ottoni sono leghe di rame e zinco. A seconda della concentrazione di zinco, si possono avere la fase $\alpha$ (soluzione solida sostituzionale di Zn in Cu con reticolo cubico a facce centrate - CFC) o la fase $\beta$ (fase intermedia con reticolo cubico a corpo centrato - CCC). La regione $\alpha\beta$ indica la coesistenza di entrambe le fasi [27](#page=27) [36](#page=36). #### 3.3.2 Acciai (Fe-C) Gli acciai sono leghe di ferro e carbonio. Il ferro puro presenta diverse forme allotropiche: ferro $\alpha$ (ferrite, stabile fino a 912°C, CCC), ferro $\gamma$ (austenite, stabile tra 912°C e 1394°C, CFC), e ferro $\delta$ (stabile tra 1394°C e 1536°C, CCC). Tutte queste forme possono formare soluzioni solide con il carbonio o combinarsi con esso per dare la cementite (Fe$_3$C), un composto metastabile [27](#page=27) [57](#page=57) [58](#page=58). * **Fase $\alpha$ (Ferrite):** Soluzione interstiziale di carbonio nel ferro $\alpha$. La solubilità del carbonio è molto limitata (massimo 0,02% a 727°C) a causa delle distorsioni reticolari indotte [59](#page=59). * **Fase $\gamma$ (Austenite):** La struttura CFC del ferro $\gamma$ permette una maggiore solubilità del carbonio rispetto alla ferrite [59](#page=59). * **Fase $\delta$:** Soluzione interstiziale di carbonio nel ferro $\delta$, con considerazioni simili alla ferrite $\alpha$ [59](#page=59). La cementite (Fe$_3$C) è un composto ricco di carbonio, mentre la ferrite è povera di carbonio [60](#page=60). > **Tip:** Il diagramma di stato Fe-C è fondamentale per comprendere la microstruttura e le proprietà degli acciai e delle ghise [61](#page=61) [62](#page=62) [63](#page=63) [64](#page=64) [65](#page=65) [66](#page=66). #### 3.3.3 Acciai al carbonio Contengono generalmente meno dell'1,5% di carbonio, più manganese, silicio e rame. Si classificano in base al tenore di carbonio: extradolci (< 0,15%), dolci (0,15%-0,25%), semiduri (0,25%-0,50%) e duri (> 0,50%). Sono impiegati in componenti strutturali, autoveicoli e ferramenta [77](#page=77). #### 3.3.4 Acciai inossidabili Contengono cromo (12%-30%) e nichel (fino al 35%) per migliorare la resistenza alla corrosione e le proprietà meccaniche ad alte e basse temperature. Sono utilizzati in impianti chimici, aerospaziale, medicale e per uso domestico [78](#page=78). * L'aggiunta di nichel stabilizza la struttura austenitica (Fe-$\gamma$, CFC), migliorando la resistenza alla corrosione [79](#page=79) [80](#page=80). * Il cromo stabilizza la struttura ferritica (Fe-$\alpha$, CCC), migliorando le caratteristiche meccaniche [79](#page=79). #### 3.3.5 Acciai legati Contengono quantità superiori a quelle degli acciai al carbonio di elementi come vanadio, molibdeno, manganese e silicio. Sono usati per componenti meccanici critici come bielle, alberi e assali [81](#page=81). ### 3.4 Processi produttivi: l'altoforno e le ghise L'altoforno è il processo principale per la produzione di ferro e acciaio, utilizzando minerali di ferro, carbon coke e calcare. Il prodotto iniziale è la ghisa, una lega interstiziale Fe-C con un contenuto di carbonio tra il 2,5% e il 5% [83](#page=83) [84](#page=84). * Se il contenuto di carbonio è inferiore allo 0,35%, si parla di ferro dolce. Tra 0,35% e 1,7% si ha acciaio. Sopra 1,7% si ha ghisa [84](#page=84). * Le ghise sono più dure e fragili dell'acciaio, che è duttile [85](#page=85). * Esistono quattro tipi principali di ghisa: bianca, grigia, malleabile e sferoidale, classificate in base alla distribuzione del carbonio [85](#page=85). La riduzione del contenuto di carbonio nella ghisa può avvenire per diluizione con rottami di acciaio o per fusione con sostanze ossidanti [85](#page=85). --- # Trattamenti termici e trasformazioni di fase negli acciai I trattamenti termici alterano le proprietà meccaniche delle leghe metalliche inducendo trasformazioni di fase, le quali dipendono criticamente dalla temperatura e dalla durata del processo [67](#page=67). ### 4.1 Concetti fondamentali delle trasformazioni di fase Le proprietà meccaniche degli acciai, come la resistenza e la durezza, sono determinate dalla loro microstruttura, che può essere modificata attraverso trattamenti termici che inducono trasformazioni di fase. Tali trasformazioni possono avvenire con o senza diffusione atomica [67](#page=67). #### 4.1.1 Trasformazioni di fase con diffusione Le trasformazioni che coinvolgono la diffusione atomica possono portare a modifiche nella composizione e, talvolta, nel numero delle fasi presenti. Esempi includono la solidificazione di un componente puro, la ricristallizzazione e l'ingrandimento del grano, o trasformazioni più complesse come quelle eutettoidi [68](#page=68). #### 4.1.2 Trasformazioni di fase senza diffusione Quando la diffusione atomica è impedita o estremamente limitata, si possono formare fasi metastabili. Queste fasi sono caratterizzate da un'energia più elevata rispetto alle fasi di equilibrio e tendono a evolvere verso stati più stabili nel tempo o sotto l'effetto del calore [68](#page=68) [69](#page=69). ### 4.2 Stati metastabili e stati di equilibrio Nei sistemi metallici, le trasformazioni di fase possono condurre a stati di equilibrio termodinamico, previsti dai diagrammi di fase, o a stati metastabili. Le fasi metastabili si originano quando il raffreddamento o altri trattamenti termici avvengono a velocità tali da impedire il completo raggiungimento delle condizioni di equilibrio. La comprensione di questi stati è cruciale per progettare leghe con proprietà meccaniche specifiche e desiderate alla temperatura di esercizio [67](#page=67) [69](#page=69). ### 4.3 Diagrammi di trasformazione isotermica I diagrammi di trasformazione isotermica (o diagrammi TTT - Tempo-Temperatura-Trasformazione) sono strumenti fondamentali per studiare e prevedere le trasformazioni di fase negli acciai. Essi rappresentano l'evoluzione della microstruttura di un acciaio in funzione del tempo di permanenza a determinate temperature inferiori a quelle di trasformazione (tipicamente raffreddamento da austenite). Questi diagrammi permettono di identificare le condizioni ottimali per ottenere specifiche microstrutture e, di conseguenza, determinate proprietà meccaniche [67](#page=67) [70](#page=70) [71](#page=71) [72](#page=72). ### 4.4 La trasformazione martensitica La trasformazione martensitica è un esempio chiave di trasformazione di fase che avviene senza diffusione atomica, tipicamente durante un rapido raffreddamento (tempra) di acciai contenenti carbonio. Quando un acciaio viene raffreddato rapidamente da temperature austenitiche (Fe-γ, reticolo cubico a facce centrate - CFC), il carbonio viene intrappolato in un reticolo cubico a corpo centrato (CCC) distorto, formando la martensite [73](#page=73). #### 4.4.1 Caratteristiche della martensite La martensite è una soluzione solida interstiziale sovrassatura di carbonio in ferrite, considerata metastabile. La presenza del carbonio negli interstizi del reticolo tetragonale a corpo centrato (TCC) causa una significativa distorsione del reticolo e un aumento di volume di circa il 4%. Questa distorsione genera elevate tensioni interne, conferendo alla martensite una durezza molto elevata e una notevole fragilità. La fragilità intrinseca della martensite può essere mitigata attraverso trattamenti termici successivi, come la rinvenimento, che aumentano la duttilità del materiale [73](#page=73). > **Tip:** I diagrammi TTT sono essenziali per prevedere quali fasi si formeranno a diverse velocità di raffreddamento. Raffreddamenti molto rapidi possono evitare la formazione di fasi di equilibrio come la perlite o la bainite, favorendo la martensite [70](#page=70) [73](#page=73). > **Example:** Un acciaio al carbonio che viene rapidamente raffreddato da austenite (Fe-γ) raggiungerà temperature vicine alla temperatura ambiente (RT) in condizioni di sottoraffreddamento spinto, promuovendo la trasformazione martensitica piuttosto che la formazione di perlite o bainite, che richiederebbero tempi di raffreddamento più lunghi o temperature leggermente superiori [70](#page=70) [73](#page=73) [75](#page=75). --- ## Errori comuni da evitare - Rivedete tutti gli argomenti accuratamente prima degli esami - Prestate attenzione alle formule e definizioni chiave - Praticate con gli esempi forniti in ogni sezione - Non memorizzate senza comprendere i concetti sottostanti

| Term | Definition | |------|------------| | Diagramma di stato | Rappresentazione grafica che illustra le condizioni di equilibrio tra le diverse fasi di un sistema in funzione di parametri macroscopici come pressione, temperatura e composizione. | | Fase | Una porzione omogenea di un sistema che possiede caratteristiche chimico-fisiche uniformi e ben definite, separata dalle altre fasi da un'interfaccia. | | Componente | Ciascuno dei costituenti chimici puri (metalli o composti) che formano un sistema o una lega. | | Soluto | L'elemento o il composto presente in quantità minore in una soluzione, che si scioglie nel solvente. | | Solvente | L'elemento o il composto presente in quantità maggiore in una soluzione, che scioglie il soluto. | | Microstruttura | La struttura di un materiale a livello microscopico, osservabile tramite microscopio, caratterizzata dal numero, dalla quantità, dalla distribuzione e dalla forma delle fasi presenti. | | Punto critico (C) | La temperatura e la pressione oltre le quali le fasi liquida e gassosa di una sostanza diventano indistinguibili, formando uno stato supercritico. | | Punto triplo (T) | Il punto specifico su un diagramma di stato in cui tre fasi (solido, liquido e vapore) possono coesistere in equilibrio termodinamico. | | Azeotropo | Una miscela di liquidi che bolle a temperatura costante, e il cui vapore in equilibrio ha la stessa composizione del liquido. | | Trasformazione eutettica | Una trasformazione in cui una fase liquida solidifica formando contemporaneamente due fasi solide distinte e finemente frammiste, che costituiscono il cosiddetto eutettico. | | Limite di solubilità | La concentrazione massima di un soluto che può essere disciolta in un solvente in una determinata fase per formare una soluzione solida omogenea. | | Soluzione solida interstiziale | Una soluzione solida in cui gli atomi di soluto, generalmente di dimensioni ridotte, occupano gli spazi interstiziali tra gli atomi del reticolo del solvente. | | Soluzione solida sostituzionale | Una soluzione solida in cui gli atomi di soluto sostituiscono gli atomi del solvente nel reticolo cristallino, a condizione che abbiano dimensioni e strutture simili. | | Composto intermetallico | Una fase solida caratterizzata da un reticolo cristallino diverso da quello dei metalli puri costituenti, con rapporti stechiometrici definiti tra gli elementi e proprietà distinte. | | Varianza | Il numero di gradi di libertà di un sistema in equilibrio, ovvero il numero di variabili macroscopiche (come temperatura, pressione o composizione) che possono essere modificate indipendentemente senza alterare il numero di fasi presenti. La formula è V = C + 2 - f (dove C è il numero di componenti e f è il numero di fasi). | | Trasformazione martensitica | Una trasformazione di fase rapida e senza diffusione atomica che avviene per raffreddamento rapido, in cui l'austenite (Fe-γ) si trasforma in martensite (una soluzione solida interstiziale di carbonio in ferrite con struttura tetragonale distorta), conferendo elevata durezza e fragilità. |

# Struttura e composizione atomica La struttura fondamentale degli atomi è composta da un nucleo centrale positivo contenente protoni e neutroni, circondato da elettroni negativi distribuiti in specifici livelli energetici e orbitali [1](#page=1). ### 1.1 Il modello atomico classico e schematico Classicamente e schematicamente, gli atomi sono descritti come formati da: * Un nucleo con carica elettrica positiva, costituito da particelle nucleari come neutroni e protoni [1](#page=1). * Elettroni con carica negativa che orbitano attorno al nucleo in gusci caratterizzati da diversi livelli energetici [1](#page=1). ### 1.2 Particelle subatomiche e forze nucleari Il nucleo atomico contiene due famiglie principali di particelle subatomiche: * **Atroni**: includono protoni, neutroni e mesoni, composti a loro volta da quark. I quark sono soggetti a tutte le interazioni fondamentali: elettromagnetica, forte, debole e gravitazionale [9](#page=9). * **Leptoni**: includono elettroni e neutrini. Hanno massa molto scarsa e non subiscono l'interazione forte [9](#page=9). Le forze che agiscono nel nucleo sono: * **Interazione forte**: è la più potente, agisce tra protoni e neutroni nel nucleo e tra i quark, tenendoli uniti. Ha un raggio d'azione molto ridotto [9](#page=9). * **Interazione elettromagnetica**: agisce tra particelle cariche elettricamente. È circa 100 volte più debole dell'interazione forte [9](#page=9). * **Interazione debole**: coinvolta nel decadimento radioattivo. È circa un milione di volte più debole dell'interazione forte e ha un raggio d'azione piccolissimo [9](#page=9). * **Interazione gravitazionale**: a livello di particelle elementari è trascurabile [9](#page=9). Il Modello Standard descrive quark e leptoni come suddivisi in famiglie. Le particelle nucleari (protoni e neutroni) sono composte da quark [10](#page=10). ### 1.3 Numeri quantici e orbitali atomici I numeri quantici descrivono gli orbitali atomici [4](#page=4): * **Numero quantico principale ($n$)**: definisce il livello energetico, assumendo valori da 0, 1, 2, 3 [4](#page=4). * **Numero quantico secondario ($l$)**: definisce la forma dell'orbitale ed è indicato con lettere: s, p, d, f [4](#page=4). * **Numero quantico magnetico ($m$)**: descrive eventuali assi magnetici [4](#page=4). Ogni orbitale è descritto da un numero ($n$) e da una lettera ($l$). Gli orbitali degeneri sono quelli con la stessa energia [4](#page=4). * **Orbitali s**: hanno forma sferica [5](#page=5). * **Orbitali p**: sono bilobati e disposti lungo gli assi cartesiani tridimensionali [5](#page=5). * **Orbitali d**: sono 5 [6](#page=6). * **Orbitali f**: sono 7, con forma complessa, spesso a otto lobi [6](#page=6). ### 1.4 Numero quantico di spin e configurazione elettronica Esiste anche il numero quantico di spin, che descrive il momento angolare intrinseco di una particella. La configurazione elettronica descrive la distribuzione degli elettroni negli orbitali di un atomo [7](#page=7). I livelli energetici sono schematizzati e numerati (1, 2, 3) [8](#page=8). ### 1.5 Identificazione degli elementi: numero atomico e numero di massa Ogni elemento è identificato da un simbolo. Le caratteristiche chimiche di un atomo dipendono dalla sua configurazione elettronica. Il numero di elettroni in un atomo neutro è uguale al numero di protoni [11](#page=11). * **Numero di protoni ($Z$)**: chiamato numero atomico [11](#page=11). * **Numero di neutroni ($N$)**: [11](#page=11). * **Numero di massa ($A$)**: è la somma del numero di protoni e neutroni: $A = Z + N$ [11](#page=11). Un atomo di idrogeno, ad esempio, ha 1 protone (Z=1) e numero di massa 1 (A=1) [11](#page=11). ### 1.6 Isotopi Atomi dello stesso elemento possono differire per il numero di neutroni, pur avendo lo stesso numero di protoni (e quindi lo stesso numero atomico) [12](#page=12). * **Isotopi**: atomi con lo stesso numero atomico ($Z$) ma diverso numero di massa ($A$) [12](#page=12). Esempi di isotopi dell'idrogeno includono: * **Prozio**: 1 protone, 0 neutroni, Z=1, A=1 [12](#page=12). * **Deuterio**: 1 protone, 1 neutrone, Z=1, A=2 [12](#page=12). * **Trizio**: 1 protone, 2 neutroni, Z=1, A=3 [12](#page=12). La notazione per indicare un isotopo (nuclide) include il simbolo dell'elemento, il numero atomico ($Z$) in basso a sinistra e il numero di massa ($A$) in alto a sinistra. Ad esempio, il nuclide del carbonio con $Z=6$ e $A=12$ è indicato come $^{12}_6C$. Una notazione più sintetica omette $Z$ e indica solo $A$, come $12C$ o carbonio-12 [13](#page=13). ### 1.7 Stabilità del nucleo Il rapporto tra protoni ($Z$) e neutroni ($N$) determina la stabilità del nucleo [13](#page=13). * Nuclei stabili mantengono intatto il loro corredo di nucleoni [13](#page=13). * Nuclei instabili tendono a trasformarsi in nuclei stabili, spesso attraverso la radioattività [13](#page=13). Per bassi valori di $Z$ (fino a circa 30), i nuclei stabili hanno $Z \approx N$. Per $Z$ più elevati, il numero di neutroni tende a essere maggiore del numero di protoni per stabilizzare il nucleo, contrastando le repulsioni tra le cariche positive dei protoni [13](#page=13). ### 1.8 Esempi di atomi * **Atomo di Elio**: Numero atomico 2, numero di massa 4. L'elio è un gas nobile [14](#page=14). * **Atomo di Carbonio**: 6 protoni, 6 neutroni, 6 elettroni. Numero di massa 12, numero atomico 6 [15](#page=15). ### 1.9 Massa atomica e unità di misura * **Unità di Massa Atomica (u.m.a.)**: corrisponde a 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12 ($^{12}C$) [15](#page=15). * 1 u.m.a. o 1 Dalton (Da) è approssimativamente $1.66 \times 10^{-24}$ grammi [15](#page=15). * 1 protone $\approx$ 1 neutrone $\approx$ 1 Da [15](#page=15). * 1 atomo di idrogeno $\approx$ 1 Da [15](#page=15). Il **peso atomico (P.A.)** è un valore medio ponderato delle masse degli isotopi naturali di un elemento. Esempi di pesi atomici [15](#page=15): * Idrogeno (H): $Z=1$, P.A. $\approx$ 1.008 [15](#page=15). * Carbonio (C): $Z=6$, P.A. $\approx$ 12.011 [15](#page=15). * Azoto (N): $Z=7$, P.A. $\approx$ 14.007 [15](#page=15). * Ossigeno (O): $Z=8$, P.A. $\approx$ 15.999 [15](#page=15). --- # Legami chimici e reazioni Questo capitolo esplora i meccanismi fondamentali con cui gli atomi si uniscono per formare molecole, concentrandosi in particolare sui legami covalenti e ionici, e introduce i concetti di reazioni chimiche generali e di ossido-riduzione [17](#page=17) [30](#page=30) [42](#page=42). ### 2.1 La formazione dei legami chimici La reattività chimica e la capacità di formare legami dipendono dalla configurazione elettronica di un atomo, in particolare dalla disposizione degli elettroni nel suo guscio elettronico più esterno. Gli atomi tendono a riempire il loro guscio esterno, e questo può avvenire attraverso la condivisione o il trasferimento di elettroni tra atomi [17](#page=17) [18](#page=18). #### 2.1.1 Legame covalente Nel legame covalente, gli elettroni di legame sono condivisi in modo uguale tra due atomi. Il numero di legami chimici che un atomo può formare corrisponde al numero di elettroni che può condividere. Ad esempio, l'idrogeno forma 1 legame, l'ossigeno 2, l'azoto 3 e il carbonio 4. I gas nobili sono inerti chimicamente poiché possiedono un guscio elettronico esterno completo [19](#page=19). > **Tip:** La tendenza degli atomi a completare il loro guscio elettronico esterno è una forza trainante fondamentale nella formazione dei legami chimici. #### 2.1.2 Legame ionico Il legame ionico si forma quando gli elettroni vengono trasferiti da un atomo all'altro, generando due ioni con carica opposta. Questi ioni con carica opposta subiscono un'attrazione elettrostatica, portando alla formazione di composti come i sali, ad esempio il cloruro di sodio (NaCl) composto da ioni Na$^+$ e Cl$^-$ [21](#page=21). > **Tip:** Un atomo che perde un elettrone diventa uno ione positivo (catione), mentre un atomo che acquista un elettrone diventa uno ione negativo (anione) [20](#page=20). #### 2.1.3 Polarità e legame a idrogeno La differenza nell'affinità degli atomi per gli elettroni è definita elettronegatività, che è responsabile di vari tipi di interazioni, inclusi i legami deboli. Una molecola è polare quando le cariche elettriche sono distribuite in modo non omogeneo tra gli atomi che la compongono. L'acqua (H$_2$O) è un esempio di molecola dipolare, con una carica parzialmente negativa ($\delta^-$) sull'ossigeno e parzialmente positiva ($\delta^+$) sull'idrogeno [24](#page=24) [25](#page=25). Il legame a idrogeno è un'interazione debole tra un atomo di idrogeno legato a un atomo elettronegativo e un atomo elettronegativo di un'altra molecola. Questo tipo di legame è cruciale per proprietà come il punto di ebollizione e di congelamento dell'acqua. Le molecole polari o cariche sono solubili in acqua, mentre quelle apolari tendono a unirsi tra loro per escludere l'acqua, dando origine a interazioni idrofobiche [26](#page=26) [27](#page=27). ### 2.2 Proprietà delle molecole Le molecole sono descritte da formule brute e formule di struttura. Molecole con la stessa formula bruta ma diversa struttura sono chiamate isomeri [22](#page=22). * **Formula bruta:** Indica il tipo e il numero di atomi in una molecola (es. H$_2$O per l'acqua) [22](#page=22). * **Formula di struttura:** Mostra come gli atomi sono connessi tra loro (es. H-O-H per l'acqua) [22](#page=22). La massa di una molecola è espressa dal peso molecolare, che è la somma dei pesi atomici degli atomi che la compongono. Una mole (grammomolecola) corrisponde alla quantità in grammi di una sostanza pari al suo peso molecolare. Una mole di qualsiasi composto contiene il numero di Avogadro di molecole, pari a $6.023 \times 10^{23}$ [23](#page=23). ### 2.3 Tipi di composti organici #### 2.3.1 Idrocarburi Gli idrocarburi sono i composti organici più semplici, costituiti solo da carbonio e idrogeno. Possono essere alifatici (saturi o insaturi) o aromatici [46](#page=46). * **Saturi:** Alcani (catene lineari o ramificate) e cicloalcani (strutture cicliche) [46](#page=46). * **Insaturi:** Alcheni (almeno un doppio legame), dieni (due doppi legami), polieni (molti doppi legami) e alchini (un triplo legame) [46](#page=46). * **Aromatici:** Caratterizzati da un anello aromatico, una struttura ciclica con doppi legami coniugati che conferisce elevata stabilità. Possono essere monociclici o policiclici [53](#page=53) [54](#page=54). Gli atomi di carbonio possono formare legami singoli, doppi o tripli. Nei composti con legami multipli, più elettroni sono condivisi, rendendo il legame più forte. Negli alcheni, la presenza di doppi legami introduce l'isomeria cis/trans. Nell'isomero cis, i sostituenti più voluminosi sono dalla stessa parte del doppio legame [44](#page=44) [49](#page=49) [50](#page=50). > **Tip:** I legami doppi coniugati, alternati da legami singoli, aumentano la stabilità della molecola [51](#page=51). #### 2.3.2 Composti carbonilici Un gruppo carbonilico è costituito da un atomo di carbonio e uno di ossigeno legati da un doppio legame (C=O). Sono presenti in numerose classi di composti organici, tra cui [60](#page=60): * **Aldeidi:** RCHO [60](#page=60). * **Chetoni:** RCOR' [60](#page=60). * **Acidi carbossilici:** RCOOH. Sono caratterizzati da uno o più gruppi carbossilici (−COOH). Possono essere mono-, di- o tricarbossilici, acidi grassi, amminoacidi o chetoacidi [62](#page=62) [63](#page=63). * **Esteri:** RCOOR'. Derivano dalla condensazione di un acido con un alcol con eliminazione di acqua. Sono comuni nei lipidi e sono facilmente idrolizzabili [65](#page=65). * **Tioesteri:** Analoghi agli esteri ma con zolfo (S) al posto dell'ossigeno derivante dall'alcol. Contengono legami in cui può essere immagazzinata molta energia [66](#page=66). * **Fosfoesteri:** Legami estere tra un gruppo fosfato e un alcol, presenti in molecole biologiche importanti [67](#page=67). * **Ammidi:** RCONH$_2$. Si formano dalla reazione tra un acido e un'ammina. Il legame amidico costituisce l'ossatura delle proteine [70](#page=70). #### 2.3.3 Alcoli, fenoli e tioli Gli alcoli contengono il gruppo funzionale ossidrile (-OH) legato a un atomo di carbonio. Sono classificati in primari, secondari o terziari in base al numero di gruppi alchilici legati al carbonio del gruppo -OH. Esempi includono il metanolo e l'etanolo [56](#page=56) [57](#page=57). ### 2.4 Reazioni chimiche Una reazione chimica è la trasformazione di sostanze iniziali (reagenti) in nuovi prodotti [30](#page=30). * **Reazioni di sintesi:** $A + B \rightarrow AB$ [30](#page=30). * **Reazioni di decomposizione:** $AB \rightarrow A + B$ [30](#page=30). * **Reazioni di spostamento semplice:** $A + BC \rightarrow AB + C$ [30](#page=30). * **Reazioni a doppio scambio:** $AB + CD \rightarrow AD + CB$ [30](#page=30). Molte reazioni sono reversibili e tendono a raggiungere uno stato di equilibrio dinamico, dove la velocità di reazione in avanti è uguale a quella di reazione inversa [31](#page=31). #### 2.4.1 Reazioni di ossido-riduzione (redox) Le reazioni redox implicano il trasferimento di elettroni. L'ossidazione è la rimozione di elettroni, mentre la riduzione è l'addizione di elettroni. Questi processi sono sempre accoppiati: quando una specie chimica si ossida, un'altra si riduce. Nelle molecole organiche, l'ossidazione corrisponde anche alla perdita di atomi di idrogeno o all'addizione di ossigeno [42](#page=42) [76](#page=76). > **Tip:** Gli elettroni vengono definiti anche equivalenti riducenti [42](#page=42). ### 2.5 Isomeria L'isomeria si verifica quando due o più composti hanno la stessa formula bruta ma strutture differenti [72](#page=72). * **Isomeri strutturali (o costituzionali):** Gli atomi sono legati tra loro in modo diverso, con una diversa successione di atomi o gruppi. Differiscono per il tipo e/o il numero di legami [72](#page=72). * **Stereoisomeri:** Differiscono per la disposizione spaziale tridimensionale dei costituenti. La diversa orientazione spaziale degli atomi li rende non sovrapponibili [72](#page=72). * **Isomeria cis-trans (geometrica):** Si verifica in presenza di legami multipli o anelli, dove gli atomi o i gruppi possono essere disposti su lati opposti dello stesso piano [73](#page=73). * **Isomeri ottici (configurazionali):** Derivano dalla presenza di un centro chirale, tipicamente un atomo di carbonio legato a quattro gruppi diversi. Una molecola chirale non è sovrapponibile alla sua immagine speculare e i due stereoisomeri, immagini speculari l'uno dell'altro, sono chiamati enantiomeri [73](#page=73) [74](#page=74) [75](#page=75). I diversi isomeri sono spesso molecole con proprietà significativamente differenti [72](#page=72). --- # Acidi, basi e pH Questo capitolo introduce i concetti fondamentali di acidi e basi, esplorando diverse definizioni teoriche e il ruolo del pH come misura dell'acidità, con particolare attenzione ai sistemi tampone. ### 3.1 Definizioni di acidi e basi Esistono diverse definizioni per classificare le sostanze come acidi o basi. #### 3.1.1 Il concetto di Arrhenius Secondo la teoria di Arrhenius, un acido è una sostanza che si dissocia in acqua liberando ioni idrogeno ($H^+$). Viceversa, una base è una sostanza che si dissocia in acqua liberando ioni idrossido ($OH^-$) [32](#page=32). * **Acido di Arrhenius:** $HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$ [32](#page=32). * **Base di Arrhenius:** $NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-$ [33](#page=33). #### 3.1.2 Il concetto di Brønsted-Lowry La teoria di Brønsted-Lowry offre una definizione più ampia: un acido è una molecola o uno ione capace di donare un protone ($H^+$), mentre una base è una molecola o uno ione capace di accettare un protone [32](#page=32). * Un acido nella reazione è rappresentato come $HA$, che può donare un protone $H^+$ formando la sua base coniugata $A^-$ [32](#page=32). > **Tip:** La definizione di Brønsted-Lowry è più generale perché non si limita all'ambiente acquoso e considera le specie chimiche in termini di trasferimento di protoni. ### 3.2 Acidi e basi forti vs. deboli La forza di un acido o di una base è determinata dalla loro capacità di dissociarsi (ionizzarsi) in soluzione acquosa. #### 3.2.1 Acidi e basi forti Gli acidi e le basi forti sono elettroliti forti che si dissociano quasi completamente in acqua. Le reazioni di dissociazione sono considerate irreversibili [33](#page=33) [35](#page=35). * Esempi di acidi forti: acido cloridrico ($HCl$), acido nitrico ($HNO_3$) [33](#page=33). * $HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$ [33](#page=33). * Esempi di basi forti: idrossido di sodio ($NaOH$), idrossido di potassio ($KOH$) [33](#page=33). * $NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-$ [33](#page=33). #### 3.2.2 Acidi e basi deboli Gli acidi e le basi deboli si ionizzano solo parzialmente quando disciolti in acqua. Rimangono prevalentemente in forma indissociata, stabilendo un equilibrio con gli ioni prodotti dalla loro dissociazione. Questo equilibrio è indicato da una doppia freccia ($\rightleftharpoons$) [34](#page=34). * L'acido acetico ($CH_3COOH$) è un esempio di acido debole [34](#page=34). * $CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+$ [34](#page=34). La misura di quanto un acido o una base debole sia spostato verso la dissociazione è data dalla sua costante di dissociazione, $K_a$ [34](#page=34). * **Costante di dissociazione ($K_a$):** $$K_a = \frac{[A^-][H^+]}{[AH]}$$ [34](#page=34). * Per l'acido acetico, $K_a = 1.73 \times 10^{-5}$ [34](#page=34). > **Tip:** Una $K_a$ elevata indica un acido più forte (maggiore dissociazione), mentre una $K_a$ bassa indica un acido più debole. ### 3.3 Elettroliti Le molecole che si dissociano in acqua liberando ioni sono definite elettroliti [35](#page=35). * **Elettroliti forti:** Si dissociano completamente in soluzione acquosa (reazioni irreversibili). Esempi: $NaCl$ [35](#page=35). * **Elettroliti deboli:** Si dissociano solo parzialmente in soluzione acquosa (reazioni in equilibrio). Esempio: acido acetico [35](#page=35). > **Nota:** La stessa acqua è un elettrolita molto debole [35](#page=35). ### 3.4 L'autoionizzazione dell'acqua e il prodotto ionico L'acqua subisce un processo di autoionizzazione, formando ioni idrogeno ($H^+$) e ioni idrossido ($OH^-$). Questa reazione è un equilibrio [35](#page=35): $$2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-$$ [35](#page=35). Spesso si usa una notazione semplificata: $$H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$$ [35](#page=35). A 24°C, solo una molecola di acqua su 554 milioni è dissociata. In acqua pura, la concentrazione molare di $H^+$ è sempre uguale a quella di $OH^-$ [36](#page=36). * In acqua pura a 25°C: $[H^+] = [OH^-] = 1.0 \times 10^{-7}$ M [36](#page=36). Il prodotto ionico dell'acqua ($K_w$) è la costante di questo equilibrio: $$K_w = [H^+][OH^-]$$ [36](#page=36). A 25°C, il valore di $K_w$ è $1.0 \times 10^{-14}$ M$^2$. La relazione $K_w = [H_3O^+][OH^-]$ implica che se aumenta la concentrazione di $H_3O^+$, quella di $OH^-$ deve diminuire, e viceversa [36](#page=36). ### 3.5 Il pH come misura dell'acidità L'acidità di una soluzione dipende dalla concentrazione di ioni idrogeno ($[H^+]$) [37](#page=37). * **Soluzione neutra:** $[H^+] = [OH^-] = 10^{-7}$ M [37](#page=37). * **Soluzione acida:** $[H^+] > 10^{-7}$ M (e quindi $[OH^-] < 10^{-7}$ M) [37](#page=37). * **Soluzione basica (o alcalina):** $[H^+] < 10^{-7}$ M (e quindi $[OH^-] > 10^{-7}$ M) [37](#page=37). Per comodità, si utilizza il pH, definito come il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione degli ioni idrogeno: $$pH = -\log_{10}[H^+]$$ [37](#page=37) [38](#page=38). * Se $[H^+] = 10^{-1}$ M, $pH = 1$ [38](#page=38). * Se $[H^+] = 10^{-7}$ M, $pH = 7$ [38](#page=38). * Se $[H^+] = 1$ M (massima acidità), $pH = 0$ [38](#page=38). * Se $[H^+] = 10^{-14}$ M (massima basicità), $pH = 14$ [38](#page=38). #### 3.5.1 Scala di pH La scala di pH varia tipicamente da 0 a 14 [38](#page=38). * **$pH < 7$:** Soluzione acida [39](#page=39). * **$pH = 7$:** Soluzione neutra [39](#page=39). * **$pH > 7$:** Soluzione basica [39](#page=39). > **Tip:** Al diminuire del pH, aumenta l'acidità (cioè aumenta la $[H^+]$). Una variazione di 1 unità di pH comporta una variazione di 10 volte della $[H^+]$ [39](#page=39). ### 3.6 Sistemi tampone I sistemi tampone sono sostanze in grado di minimizzare le variazioni di pH causate dall'aggiunta di acidi o basi. Il mantenimento di un pH costante è cruciale nei sistemi biologici [40](#page=40). #### 3.6.1 Importanza fisiologica dei sistemi tampone Il pH del sangue umano è fisiologicamente intorno a 7.4, con variazioni massime compatibili con la vita di circa $\pm 0.5$ unità di pH. Nei tessuti, il pH è circa 7.2 a causa della presenza di anidride carbonica ($CO_2$) prodotta dal metabolismo cellulare. Durante l'attività cellulare, vengono prodotte sostanze acide (come l'acido lattico e l'acido acetico) e basiche (come l'ammoniaca, $NH_3$) che potrebbero alterare significativamente il pH senza l'azione dei sistemi tampone [40](#page=40). #### 3.6.2 Principali sistemi tampone * **Tampone acido carbonico - bicarbonato ($H_2CO_3 - HCO_3^-$):** È il principale sistema tampone nel sangue. Funziona secondo l'equilibrio [41](#page=41): $$CO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 \rightleftharpoons HCO_3^- + H^+$$ [41](#page=41). Questo sistema può neutralizzare sia acidi che basi, contribuendo a mantenere il pH in un intervallo fisiologico. * **Tampone fosfato:** Si basa sulla capacità del fosfato di legare reversibilmente ioni idrogeno. È formato da una miscela di fosfati monobasici e bibasici: $$H_2PO_4^- \rightleftharpoons H^+ + HPO_4^{--}$$ [41](#page=41). (Fosfato monobasico $\rightleftharpoons$ Fosfato bibasico) * **Tampone proteico:** Le proteine, in ambiente neutro, si comportano da anioni e possono legare reversibilmente ioni idrogenione, svolgendo un effetto tampone. Nel sangue, le proteine plasmatiche (albumine, globuline) e soprattutto l'emoglobina funzionano da tamponi [41](#page=41). * **Molecole specifiche:** Altre molecole, come aminoacidi e composti azotati, hanno caratteristiche di sistemi tampone. Un esempio è la carnosina, abbondante nel muscolo [41](#page=41). > **Example:** Nelle cellule muscolari, l'attività contrattile genera ioni idrogeno, aumentando l'acidità e abbassando il pH. L'intensità dell'esercizio influenza direttamente l'aumento dell'acidità. I sistemi tampone presenti nei muscoli aiutano a mitigare queste variazioni [41](#page=41). --- # Chimica organica e composti carbonilici Questa sezione fornisce una panoramica dei composti del carbonio, concentrandosi sugli idrocarburi e sui composti contenenti gruppi funzionali con ossigeno e azoto [43](#page=43). ### 4.1 Fondamenti della chimica organica La chimica organica si occupa dello studio dei composti del carbonio. Il carbonio, con valenza 4, è in grado di formare legami covalenti singoli, doppi o tripli con altri atomi, inclusi idrogeno, ossigeno e azoto. Gli atomi di carbonio uniti da un legame singolo possono ruotare liberamente, mentre nel doppio legame la rotazione è impedita e la molecola assume una forma planare. I composti con legami multipli tra due atomi di carbonio sono definiti insaturi, poiché la condivisione di più elettroni rende il legame più forte [43](#page=43) [44](#page=44) [45](#page=45). ### 4.2 Idrocarburi Gli idrocarburi sono i composti organici più semplici, costituiti esclusivamente da carbonio e idrogeno. Possono essere classificati come alifatici (saturi o insaturi) o aromatici [46](#page=46). #### 4.2.1 Idrocarburi alifatici saturi Gli alcani presentano catene carboniose lineari o ramificate e legami singoli tra gli atomi di carbonio. Sono molecole a bassa densità, volatili e insolubili in acqua. I cicloalcani sono strutture cicliche [46](#page=46) [48](#page=48). #### 4.2.2 Idrocarburi alifatici insaturi Gli alcheni contengono almeno un doppio legame carbonio-carbonio. La presenza di doppi legami introduce la possibilità di isomeri cis/trans. Nell'isomero cis, i sostituenti più voluminosi sui due atomi di carbonio del doppio legame si trovano dalla stessa parte del piano. I dieni possiedono due doppi legami, mentre i polieni ne hanno molti. Gli alchini contengono un triplo legame carbonio-carbonio [46](#page=46) [49](#page=49) [50](#page=50). I doppi legami coniugati si verificano quando due o più doppi legami sono separati da un legame singolo [51](#page=51). #### 4.2.3 Idrocarburi aromatici Gli idrocarburi aromatici sono caratterizzati dalla presenza di un anello aromatico, una struttura ciclica con 6 atomi di carbonio uniti da doppi legami coniugati (tre legami semplici e tre doppi). Questa struttura conferisce una notevole stabilità alla molecola. Possono essere monociclici (un solo anello aromatico) o policiclici (più anelli aromatici) [53](#page=53) [54](#page=54). ### 4.3 Composti contenenti ossigeno e azoto Molti composti organici contengono gruppi funzionali con atomi di ossigeno e/o azoto [55](#page=55). #### 4.3.1 Alcoli, fenoli e tioli Gli alcoli contengono il gruppo funzionale ossidrile (-OH) legato a un atomo di carbonio. Sono classificati come primari, secondari o terziari in base al numero di gruppi alchilici legati all'atomo di carbonio che porta il gruppo -OH. Esempi di nomenclatura includono metanolo (alcol metilico), etanolo (alcol etilico) e 2-propanolo (alcol isopropilico) [56](#page=56) [57](#page=57). #### 4.3.2 Composti carbonilici Il gruppo carbonilico (C=O) è un gruppo funzionale bivalente presente in numerosi composti organici [60](#page=60). * **Aldeidi**: presentano il gruppo funzionale -CHO [60](#page=60). * **Chetoni**: presentano il gruppo funzionale -COR, dove R e R' sono gruppi alchilici [60](#page=60). * **Acidi carbossilici**: contengono uno o più gruppi carbossilici (-COOH). Sono classificati in monocarbossilici, dicarbossilici, tricarbossilici, acidi grassi (monocarbossilici saturi o insaturi con catena di almeno 4 atomi di carbonio), amminoacidi (con porzioni amminiche), chetoacidi (con gruppi carbonilici) e idrossiacidi (con gruppi ossidrile). L'acido acetico ($CH_3COOH$) è un esempio comune [62](#page=62) [63](#page=63). * **Esteri**: derivano dalla condensazione tra un acido carbossilico e un alcol, con eliminazione di acqua. La loro formula generale è RCOOR'. Sono facilmente idrolizzabili e comuni nei lipidi [60](#page=60) [65](#page=65). * **Tioesteri**: sono analoghi agli esteri ma con un atomo di zolfo al posto dell'ossigeno derivante dall'alcol. Il legame tioestereo immagazzina energia ed è presente in composti bioenergetici come l'Acetil-Coenzima A [66](#page=66). * **Ammidi**: si formano dalla reazione tra un acido carbossilico e un'ammina, con eliminazione di acqua. Il legame amide costituisce l'ossatura delle proteine. La loro formula generale è RCONH2 [60](#page=60) [70](#page=70). * **Anidridi**: presentano una struttura del tipo RCOOOC-R' [60](#page=60). * **Fosfoesteri**: si formano tra un gruppo fosfato e un alcol, senza la presenza di un acido carbossilico. Sono comuni negli organismi viventi e svolgono ruoli importanti nella bioenergetica e nella regolazione metabolica [67](#page=67). ### 4.4 Composti eterociclici I composti eterociclici sono molecole organiche che contengono anelli in cui almeno un atomo non è carbonio, ma un altro elemento come azoto, ossigeno o zolfo [71](#page=71). ### 4.5 Isomeria L'isomeria si verifica quando due composti hanno la stessa formula bruta ma proprietà differenti [72](#page=72). * **Isomeri strutturali (o costituzionali)**: differiscono per il modo in cui gli atomi sono legati tra loro, avendo quindi una diversa formula di struttura [72](#page=72). * **Stereoisomeri**: differiscono per la disposizione spaziale tridimensionale degli atomi, risultando non sovrapponibili [72](#page=72). * **Isomeria cis-trans (isomeri geometrici)**: si verifica in presenza di doppi legami o anelli, dove i sostituenti possono avere posizioni diverse nello spazio [73](#page=73). * **Isomeri ottici (isomeria configurazionale)**: sono determinati dalla presenza di un carbonio asimmetrico (centro chirale), un atomo di carbonio legato a quattro gruppi diversi [73](#page=73). Una molecola chirale non è sovrapponibile alla sua immagine speculare. I due stereoisomeri che sono immagini speculari uno dell'altro sono detti **enantiomeri** [74](#page=74) [75](#page=75). ### 4.6 Reazioni di ossidoriduzione L'ossidazione equivale alla perdita di elettroni, mentre la riduzione all'acquisizione di elettroni. Nel contesto delle molecole organiche, l'ossidazione può corrispondere alla perdita di atomi di idrogeno o all'addizione di ossigeno. Il carbonio è un elemento ossidabile [76](#page=76). --- ## Errori comuni da evitare - Rivedete tutti gli argomenti accuratamente prima degli esami - Prestate attenzione alle formule e definizioni chiave - Praticate con gli esempi forniti in ogni sezione - Non memorizzate senza comprendere i concetti sottostanti

| Termine | Definizione | |------|------------| | Nucleo atomico | La parte centrale di un atomo, contenente protoni e neutroni, che porta una carica elettrica positiva. | | Elettroni (e-) | Particelle subatomiche con carica elettrica negativa che orbitano attorno al nucleo atomico in gusci energetici definiti. | | Livelli energetici | Specifici stati energetici che gli elettroni possono occupare attorno al nucleo atomico, caratterizzati da numeri quantici. | | Numero quantico principale (n) | Un numero intero che definisce il livello di energia principale di un elettrone in un atomo. | | Numero quantico secondario (l) | Un numero intero (spesso rappresentato da lettere come s, p, d, f) che definisce la forma dell'orbitale atomico e il sottolivello energetico. | | Orbitale | Una regione tridimensionale dello spazio attorno al nucleo dove è probabile trovare un elettrone. | | Orbitali degeneri | Orbitali atomici che possiedono la stessa energia. | | Numero quantico di spin | Un numero quantico che descrive la proprietà intrinseca degli elettroni, nota come spin, che ha un valore di +1/2 o -1/2. | | Configurazione elettronica | La disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo o di una molecola. | | Protoni | Particelle subatomiche con carica elettrica positiva presenti nel nucleo atomico. | | Neutroni | Particelle subatomiche neutre (senza carica) presenti nel nucleo atomico. | | Numero atomico (Z) | Il numero di protoni in un atomo, che determina l'elemento chimico. | | Numero di massa (A) | La somma del numero di protoni e neutroni nel nucleo di un atomo. | | Isotopi | Atomi dello stesso elemento che hanno lo stesso numero atomico ma un diverso numero di massa (quindi un diverso numero di neutroni). | | Nuclide | La rappresentazione di un nucleo atomico, specificata dal simbolo dell'elemento, dal numero atomico (Z) in basso a sinistra e dal numero di massa (A) in alto a sinistra. | | Radioattività | Il fenomeno per cui nuclei instabili si trasformano spontaneamente in nuclei più stabili, emettendo particelle o radiazioni. | | Gas nobili | Elementi chimici (gruppo 18 della tavola periodica) caratterizzati da un guscio elettronico esterno completo, che li rende molto poco reattivi. | | Unità di massa atomica (u.m.a.) | Un'unità di misura standard per la massa degli atomi e delle molecole, definita come 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12. Viene anche misurata in Dalton (Da). | | Peso atomico (P.A.) | Il peso medio degli atomi di un elemento, tenendo conto dell'abbondanza naturale dei suoi isotopi. | | Gusci elettronici | Livelli energetici principali in cui gli elettroni sono distribuiti attorno al nucleo atomico. | | Legame chimico | La forza che tiene uniti gli atomi in una molecola o in un composto. | | Legame covalente | Un legame chimico formato dalla condivisione di elettroni tra due atomi. | | Molecola | Una particella elettricamente neutra formata da due o più atomi legati chimicamente. | | Legame ionico | Un legame chimico formato dal trasferimento di elettroni da un atomo all'altro, risultante nella formazione di ioni con cariche opposte che si attraggono elettrostaticamente. | | Ione | Un atomo o un gruppo di atomi che ha acquisito una carica elettrica netta positiva (catione) o negativa (anione) a causa della perdita o dell'acquisizione di elettroni. | | Catione | Uno ione con carica elettrica positiva, formato quando un atomo perde uno o più elettroni. | | Anione | Uno ione con carica elettrica negativa, formato quando un atomo acquista uno o più elettroni. | | Formula bruta | La formula chimica che indica il numero di atomi di ciascun elemento presente in una molecola, senza specificarne la disposizione. | | Formula di struttura | La formula chimica che indica la disposizione degli atomi e dei legami all'interno di una molecola. | | Isomeri | Composti che hanno la stessa formula bruta ma una diversa disposizione degli atomi o una diversa struttura chimica. | | Peso molecolare (P.M.) | La somma dei pesi atomici di tutti gli atomi presenti in una molecola. | | Mole (grammomolecola) | La quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro di entità elementari (atomi, molecole, ecc.), espressa in grammi e pari al suo peso molecolare. | | Numero di Avogadro | Il numero di entità elementari (atomi, molecole, ecc.) in una mole di sostanza, pari a circa $6,023 \times 10^{23}$. | | Elettronegatività | La misura dell'affinità di un atomo di attrarre verso di sé gli elettroni di legame in una molecola. | | Polarità | La distribuzione non uniforme delle cariche elettriche in una molecola, che crea un dipolo. | | Molecola dipolare | Una molecola che possiede un momento dipolare permanente a causa di una distribuzione non omogenea delle cariche elettriche. | | Legame idrogeno | Un'interazione attrattiva debole tra un atomo di idrogeno legato a un atomo elettronegativo e un altro atomo elettronegativo in una molecola diversa. | | Interazioni idrofobiche | Le interazioni che si verificano tra molecole non polari in un solvente polare (come l'acqua), dove le molecole non polari tendono ad aggregarsi per minimizzare il contatto con il solvente. | | Soluto | La sostanza che viene disciolta in un solvente per formare una soluzione. | | Solvente | La sostanza in cui viene disciolto un soluto per formare una soluzione. | | Concentrazione | La quantità di soluto presente in una determinata quantità di solvente o soluzione. | | Molarità (M) | L'unità di misura della concentrazione di una soluzione, definita come il numero di moli di soluto per litro di soluzione. | | Reazione chimica | Un processo che comporta la trasformazione di una o più sostanze (reagenti) in altre sostanze (prodotti). | | Reagenti | Le sostanze iniziali che partecipano a una reazione chimica. | | Prodotti | Le sostanze che si formano a seguito di una reazione chimica. | | Reazioni reversibili | Reazioni chimiche che possono procedere in entrambe le direzioni (sia dai reagenti ai prodotti, sia dai prodotti ai reagenti). | | Equilibrio chimico | Lo stato di una reazione reversibile in cui la velocità della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione inversa, e le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti rimangono costanti. | | Acidi | Sostanze che, secondo Arrhenius, aumentano la concentrazione di ioni idrogeno ($H^+$) in soluzione acquosa; secondo Bronsted-Lowry, sono donatori di protoni. | | Basi | Sostanze che, secondo Arrhenius, aumentano la concentrazione di ioni idrossido ($OH^-$) in soluzione acquosa; secondo Bronsted-Lowry, sono accettori di protoni. | | Dissociazione | Il processo mediante il quale una molecola si separa in ioni o in frammenti più piccoli. | | Elettroliti | Molecole che in soluzione acquosa si dissociano in ioni, rendendo la soluzione conduttrice di elettricità. | | Acidi e basi forti | Acidi o basi che si dissociano quasi completamente in soluzione acquosa. | | Acidi e basi deboli | Acidi o basi che si ionizzano solo parzialmente in soluzione acquosa, rimanendo in equilibrio con gli ioni formati. | | Costante di dissociazione (K) | Una costante di equilibrio che indica il grado di ionizzazione di un acido o di una base debole. Per un acido, $K_a = \frac{[A^-][H^+]}{[HA]}$. | | Prodotto ionico dell'acqua ($K_w$) | La costante di equilibrio per l'autoionizzazione dell'acqua, definita come $K_w = [H^+][OH^-]$. A 25°C, il suo valore è $10^{-14}$. | | Soluzione neutra | Una soluzione in cui la concentrazione di ioni idrogeno ($[H^+]$) è uguale alla concentrazione di ioni idrossido ($[OH^-]$), tipicamente con $[H^+] = 10^{-7}$ M. | | Soluzione acida | Una soluzione in cui la concentrazione di ioni idrogeno ($[H^+]$) è maggiore della concentrazione di ioni idrossido ($[OH^-]$), tipicamente con $[H^+] > 10^{-7}$ M. | | Soluzione basica (alcalina) | Una soluzione in cui la concentrazione di ioni idrogeno ($[H^+]$) è minore della concentrazione di ioni idrossido ($[OH^-]$), tipicamente con $[H^+] < 10^{-7}$ M. | | pH | Una scala logaritmica utilizzata per misurare l'acidità o la basicità di una soluzione, definita come il logaritmo negativo in base 10 della concentrazione molare degli ioni idrogeno ($pH = -\log[H^+]$). | | Sistemi tampone | Sostanze che aiutano a minimizzare le variazioni di pH in una soluzione, contrastando l'aggiunta di acidi o basi. | | Reazioni di ossido-riduzione (Redox) | Reazioni chimiche che coinvolgono il trasferimento di elettroni tra le specie chimiche. L'ossidazione è la perdita di elettroni, la riduzione è l'acquisizione di elettroni. | | Chimica organica | La branca della chimica che studia i composti del carbonio. | | Legami covalenti multipli (doppi o tripli) | Legami tra due atomi in cui vengono condivisi due (doppio legame) o tre (triplo legame) coppie di elettroni. | | Composti insaturi | Composti organici che contengono legami multipli (doppi o tripli) tra atomi di carbonio. | | Idrocarburi | Composti organici costituiti esclusivamente da atomi di carbonio e idrogeno. | | Alcani | Idrocarburi saturi che contengono solo legami singoli carbonio-carbonio. | | Alcheni | Idrocarburi insaturi che contengono almeno un doppio legame carbonio-carbonio. | | Alchini | Idrocarburi insaturi che contengono almeno un triplo legame carbonio-carbonio. | | Composti aromatici | Composti organici ciclici caratterizzati da una particolare stabilità dovuta alla delocalizzazione degli elettroni pi greco in un sistema ad anello (es. benzene). | | Gruppi funzionali | Specifici atomi o gruppi di atomi in una molecola organica che conferiscono proprietà chimiche caratteristiche. | | Alcoli | Composti organici contenenti il gruppo ossidrilico (-OH) legato a un atomo di carbonio. | | Gruppo ossidrilico (-OH) | Il gruppo funzionale caratteristico degli alcoli, costituito da un atomo di ossigeno legato a un atomo di idrogeno. | | Composti carbonilici | Composti organici contenenti il gruppo funzionale carbonilico (>C=O). | | Aldeidi | Composti organici contenenti un gruppo carbonilico terminale (-CHO). | | Chetoni | Composti organici contenenti un gruppo carbonilico interno (-COR). | | Acidi carbossilici | Composti organici contenenti uno o più gruppi carbossilici (-COOH). | | Gruppo carbossilico (-COOH) | Il gruppo funzionale caratteristico degli acidi carbossilici, costituito da un gruppo carbonilico legato a un gruppo ossidrilico. | | Esteri | Composti organici derivati da acidi carbossilici e alcoli, caratterizzati dal gruppo funzionale -COOR. | | Tioesteri | Analoghi degli esteri in cui l'atomo di ossigeno estereo è sostituito da un atomo di zolfo. | | Fosfoesteri | Legami estere in cui un gruppo fosfato si lega a un alcol. | | Ammine | Composti organici derivati dall'ammoniaca ($NH_3$) in cui uno o più atomi di idrogeno sono sostituiti da gruppi alchilici o arilici. Sono basi di Lewis. | | Amidi | Composti organici contenenti il gruppo funzionale ammidico (-CONH2 o derivati). Si formano dalla reazione tra un acido carbossilico e un'ammina. | | Composti eterociclici | Composti organici ciclici in cui almeno un atomo dell'anello non è carbonio (es. azoto, ossigeno, zolfo). | | Isomeria strutturale (costituzionale) | Tipo di isomeria in cui i composti hanno la stessa formula molecolare ma differiscono per la connettività degli atomi, cioè per la sequenza o il tipo di legami presenti. | | Stereoisomeri | Composti che hanno la stessa formula molecolare e la stessa connettività degli atomi, ma differiscono per la disposizione tridimensionale dei loro atomi nello spazio. | | Isomeria cis-trans (geometrica) | Un tipo di stereoisomeria che si verifica in composti con legami multipli (come i doppi legami) o in anelli, dove i sostituenti possono trovarsi dalla stessa parte (cis) o da parti opposte (trans) rispetto al piano del doppio legame o dell'anello. | | Carbonio asimmetrico (centro chirale) | Un atomo di carbonio legato a quattro gruppi o atomi differenti, che conferisce chiralità alla molecola. | | Molecola chirale | Una molecola che non è sovrapponibile alla sua immagine speculare. | | Enantiomeri | Una coppia di stereoisomeri che sono immagini speculari non sovrapponibili l'uno dell'altro. |

# Earth's surface systems and energy flow Earth's surface systems are fundamentally driven by the flow of energy from both solar radiation and Earth's internal heat, influencing key geological and biogeochemical cycles [2](#page=2) [3](#page=3) [4](#page=4). ### 1.1 Energy drivers of Earth's surface systems The primary driver of most processes on Earth's surface, including the water cycle and land erosion, is the Sun's energy. Electromagnetic radiation from the sun is the principal source of energy for Earth's surface geologic system processes. Energy primarily leaves the Sun's photosphere as electromagnetic radiation. Latitude is the factor that most significantly affects climate zones on Earth. Increasing altitude generally leads to colder climates [12](#page=12) [2](#page=2) [3](#page=3) [4](#page=4). > **Tip:** Understanding the energy budget, which is the balance between incoming solar radiation and outgoing heat energy at Earth's surface, is crucial for comprehending climate and surface processes [5](#page=5). The internal engine, driven by the flow of heat out of Earth, is also a critical driver, particularly for the rock cycle and processes like mountain building and the formation of igneous rocks from magma. The formation of igneous rock from magma and mountain building from uplift are both pathways driven by Earth's internal heat. The rock cycle is powered by two "dueling engines": the internal engine (plate tectonics) and the external sun-powered water cycle [13](#page=13) [4](#page=4) [5](#page=5). ### 1.2 Residence time in Earth's reservoirs The term for the average amount of time a molecule spends in any of Earth's reservoirs is **residence time** [2](#page=2). ### 1.3 Feedback mechanisms in Earth systems Earth systems can experience different types of feedback mechanisms that influence their stability and change. #### 1.3.1 Reinforcing feedback Reinforcing feedback amplifies a change in an Earth system. For example, meanders in a river can grow larger as water flows faster on the outside of a curve, eroding the bank, which is an example of reinforcing feedback. Warmer temperatures melting an ice shelf and darker rock absorbing more energy after a glacier melts are also examples of processes that amplify change [3](#page=3) [4](#page=4). #### 1.3.2 Counterbalancing (negative) feedback Counterbalancing feedback works to stabilize a system by counteracting a change. An example of counterbalancing feedback is when meanders grow so large that they cut themselves off, forming an oxbow lake and returning the river to a straighter path [3](#page=3) [4](#page=4). > **Tip:** Distinguishing between reinforcing and counterbalancing feedback is key to understanding how Earth systems respond to disturbances. #### 1.3.3 Tipping points Tipping points are thresholds that can lead to sudden and irreversible changes within a system [2](#page=2). ### 1.4 Major Earth cycles Several interconnected cycles govern the movement of essential elements and water through Earth's systems. #### 1.4.1 The rock cycle The rock cycle describes the transformation of rocks through various processes. * **Igneous rock formation:** Igneous rocks are formed from the cooling and crystallization of magma [3](#page=3) [4](#page=4) [5](#page=5). * **Metamorphism:** Metamorphism is primarily a chemical process where increasing temperature and pressure alter the shape and composition of minerals. This process can transform sedimentary rocks into metamorphic rocks, for instance, by increasing pressure and temperature to alter existing minerals [3](#page=3) [4](#page=4). * **Sediment fate:** Sediments carried away by erosion, often by the water cycle, typically end up in the ocean [5](#page=5). #### 1.4.2 The water cycle The water cycle, powered by the sun's energy, involves the movement of water through evaporation, condensation, precipitation, and streamflow. Evapotranspiration is a water cycle process that requires energy input from the sun [3](#page=3) [4](#page=4). #### 1.4.3 The carbon cycle The carbon cycle involves the exchange of carbon between Earth's atmosphere, oceans, land, and living organisms. * **Photosynthesis:** Photosynthesis is a vital process for plants, enabling them to create and store energy from sunlight and is a significant contributor to the reduction of atmospheric carbon dioxide over geological time. Primitive life forms and the expansion of photosynthetic plant life altered Earth's early atmosphere by absorbing carbon dioxide [12](#page=12) [13](#page=13) [3](#page=3). * **Respiration:** Respiration is a process that returns carbon dioxide from living organisms (ocean life, vegetation) back to the atmosphere [4](#page=4). * **Erosion and carbon:** Erosion can release carbon dioxide from rocks into the atmosphere. Chemical weathering of rocks has a significant effect on Earth's atmosphere by removing carbon dioxide [12](#page=12) [13](#page=13). ### 1.5 Natural climate change factors Several factors influence natural climate change over geological time. * **Solar output:** Changes in the Sun's energy output can contribute to natural climate change [12](#page=12) [13](#page=13). * **Volcanic activity:** Volcanic activity is a factor in natural climate change [13](#page=13). * **Tectonic events:** Tectonic events also contribute to natural climate change [13](#page=13). > **Example:** Smartphone usage is NOT a factor contributing to natural climate change according to the geologic record [13](#page=13). --- # Atmospheric systems and climate factors Atmospheric systems and climate factors involve the processes that govern Earth's climate, including energy transfer within the atmosphere, the water cycle, global circulation patterns, and feedback mechanisms that influence long-term climate trends. ## 2. Atmospheric systems and climate factors ### 2.1 Earth's energy budget The balance between incoming solar radiation and outgoing heat energy at Earth's surface is crucial for maintaining temperatures. Earth's surface energy budget is primarily driven by incoming solar radiation, which is mostly in the form of visible light [5](#page=5) [6](#page=6). #### 2.1.1 Albedo Albedo refers to the proportion of incoming sunlight that reflects off an object's surface. Surfaces like fresh snow generally have a high albedo, reflecting a significant amount of sunlight. Conversely, surfaces such as water typically have a low albedo, absorbing more sunlight [11](#page=11) [9](#page=9). #### 2.1.2 Greenhouse effect The greenhouse effect is the process where infrared energy is absorbed by atmospheric gases and then re-radiated back toward the surface. This absorption and re-radiation trap heat, warming the planet. Factors that can increase Earth's surface temperature include an increase in incoming sunlight, an increase in energy trapped by greenhouse gases, and a decrease in the amount of sunlight reflected back into space [6](#page=6) [9](#page=9). #### 2.1.3 Role of clouds During the daytime, clouds primarily have a cooling effect on Earth's temperature by reflecting sunlight back into space [10](#page=10). ### 2.2 Atmospheric layers and processes Earth's atmosphere is divided into several layers, each with distinct characteristics and processes. #### 2.2.1 Troposphere The troposphere is the lowest layer of the atmosphere and contains most clouds and weather phenomena [6](#page=6). #### 2.2.2 Stratosphere In the stratosphere, ozone absorbs ultraviolet radiation from the sun, leading to an increase in temperature within this layer [7](#page=7). #### 2.2.3 Dew point and condensation The dew point is the temperature at which air becomes saturated with water vapor, initiating condensation. Condensation is a key process in cloud formation and precipitation [6](#page=6). ### 2.3 Global atmospheric circulation The global pattern of air circulation is influenced by Earth's size and rotation, resulting in a system of interconnected atmospheric cells [8](#page=8). #### 2.3.1 Pressure zones Places where air is rising in the global atmospheric circulation model are classified as low-pressure zones. In a low-pressure region at the surface, air is rising and cooling, leading to the formation of clouds and precipitation [7](#page=7). #### 2.3.2 Circulation cells The global atmospheric circulation is broken up into six cells due to Earth's size and rate of rotation. Most of Earth's rain falls in the Hadley cells, where warm air rises and cools, influencing trade winds. Ferrel cells and polar cells are also components of this global circulation system [8](#page=8). #### 2.3.3 Storm systems Cyclones are large, rapidly rotating storm systems characterized by high winds, a low-pressure center (the eye), and spiraling arms of thunderstorms [8](#page=8). ### 2.4 The water cycle The water cycle describes the continuous movement of water on, above, and below the surface of the Earth. #### 2.4.1 Evapotranspiration The water cycle begins with evapotranspiration, which is a combination of evaporation and transpiration from the leaves of plants. Processes within the water cycle that require energy input from the sun include evapotranspiration [3](#page=3) [7](#page=7). #### 2.4.2 Precipitation The type of precipitation that reaches the ground is influenced by the temperature of the air it falls through and the temperature near the surface [8](#page=8). ### 2.5 Climate factors and feedback mechanisms Long-term climate is influenced by various factors and is subject to feedback mechanisms that can amplify or dampen changes. #### 2.5.1 Latitude and altitude Latitude is the factor that most significantly affects climate zones on Earth. Increasing altitude generally leads to colder temperatures [12](#page=12). #### 2.5.2 Feedback loops * **Reinforcing feedback (Positive feedback):** This type of feedback amplifies a change in an Earth system [3](#page=3). * **Example:** The melting of sea ice creates a reinforcing feedback for warming because the exposed dark ocean water absorbs more sunlight than ice, accelerating the warming process [10](#page=10). * **Example:** Forming meanders in a river can represent reinforcing feedback [3](#page=3). * **Example:** Warmer temperatures melting an ice shelf is an example of reinforcing feedback [4](#page=4). * **Example:** Darker rock absorbing more energy after a glacier melts is a reinforcing feedback [4](#page=4). * **Counterbalancing feedback (Negative feedback):** This type of feedback works to reduce or counteract a change in an Earth system [3](#page=3). * **Example:** When meanders grow so large that they cut themselves off, forming an oxbow lake and returning to a straighter river path, this represents counterbalancing feedback [4](#page=4). #### 2.5.3 Specific feedback examples * The ocean's absorption of carbon dioxide (CO2) from the atmosphere is an example of counterbalancing feedback [9](#page=9). * Biomass feedback for global warming can involve plants absorbing CO2 [10](#page=10). #### 2.5.4 Tropical deforestation The overall net result of tropical deforestation on climate is warming [9](#page=9). #### 2.5.5 Ocean currents The global convection cycle of deep ocean currents is driven by temperature and salinity, where cold, salty water is denser than warm freshwater [10](#page=10). #### 2.5.6 Early Earth atmosphere Early Earth's atmosphere changed due to primitive life forms; the expansion of photosynthetic plant life captured oxygen and released carbon dioxide [12](#page=12). #### 2.5.7 Erosion and the carbon cycle Erosion can release carbon dioxide from rocks into the atmosphere, thereby relating to the carbon cycle [12](#page=12). ### 2.6 Solar energy The Sun is the primary source of energy for many Earth systems. #### 2.6.1 Solar processes Energy is generated in the Sun's core through nuclear fusion. The Sun converts approximately 6.2 billion tons of hydrogen into helium each second. Due to extreme temperatures, atoms in the Sun exist as plasma, with electrons stripped off the nuclei. Energy primarily leaves the Sun's photosphere as electromagnetic radiation [11](#page=11) [12](#page=12). --- # Feedback loops and system changes Feedback loops significantly influence Earth's systems, driving changes that can range from gradual adjustments to abrupt, irreversible shifts known as tipping points. Understanding these mechanisms is crucial for comprehending the dynamics and potential future states of our planet [2](#page=2). ### 3.1 Types of feedback loops Earth's systems are governed by two primary types of feedback loops: reinforcing (positive) and counterbalancing (negative) feedback [3](#page=3). #### 3.1.1 Reinforcing feedback (positive feedback) Reinforcing feedback loops amplify an initial change in an Earth system. They push a system further away from its initial state, potentially leading to rapid and significant alterations [3](#page=3). * **Example:** The melting of sea ice is a prime example of reinforcing feedback for warming. As temperatures rise, sea ice melts, exposing darker ocean water. This darker water has a lower albedo (reflectivity) and absorbs more sunlight than ice. The increased absorption of solar energy leads to further warming, which in turn causes more ice to melt, creating a self-perpetuating cycle [10](#page=10). * **Example:** Tropical deforestation also contributes to warming through a reinforcing feedback mechanism. Clearing forests reduces the Earth's reflectivity (albedo), leading to increased absorption of solar radiation and subsequent warming [9](#page=9). * **Example:** The ocean's absorption of CO2 from the atmosphere is also described as a reinforcing feedback [9](#page=9). #### 3.1.2 Counterbalancing feedback (negative feedback) Counterbalancing feedback loops, also known as negative feedback, counteract an initial change, acting to stabilize a system and return it to its original state or a new equilibrium [3](#page=3). * **Example:** The formation of oxbow lakes from meanders in rivers illustrates counterbalancing feedback. When meanders become so large that they cut themselves off, they form an oxbow lake, returning the river to a straighter course [4](#page=4). * **Example:** Clouds primarily have a cooling effect during the daytime by reflecting sunlight back into space, acting as a counterbalancing mechanism against warming [10](#page=10). * **Example:** While not explicitly detailed in the provided text in the context of feedback loops for system changes, the concept of residence time—the average amount of time a molecule spends in a reservoir—is a foundational concept in understanding system dynamics and potential changes [2](#page=2). ### 3.2 Tipping points and irreversible changes When the changes within a system driven by feedback loops exceed certain thresholds, they can lead to sudden and irreversible changes, known as tipping points. These points signify a transition to a fundamentally different state for the Earth system, from which recovery may be extremely difficult or impossible [2](#page=2). ### 3.3 Energy drivers of Earth's systems Earth's surface geologic system processes are primarily driven by the electromagnetic radiation from the sun. This solar energy powers vital cycles such as the water cycle and the erosion of land. Processes like evapotranspiration, a key component of the water cycle, require significant energy input from the sun [2](#page=2) [3](#page=3). In contrast, processes such as the formation of igneous rock from magma and mountain building are driven by the flow of heat out of the Earth's interior, referred to as the internal engine [4](#page=4). ### 3.4 Albedo and its role in feedback Albedo refers to the reflectivity of a surface. Surfaces like fresh snow and ice have a high albedo, meaning they reflect a large amount of incoming sunlight. Conversely, surfaces such as water and dark wet soil have a low albedo, absorbing more solar energy. Changes in albedo are critical to understanding feedback loops, particularly in relation to temperature changes. For instance, the melting of ice, which has a high albedo, exposes darker surfaces with lower albedo, leading to increased absorption of solar radiation and subsequent warming—a reinforcing feedback mechanism. Factors that increase Earth's surface temperature include an increase in incoming sunlight and an increase in how much energy is trapped by greenhouse gases, while a decrease in how much sunlight is reflected back into space also contributes to warming [10](#page=10) [9](#page=9). > **Tip:** Remember that "positive feedback" in Earth science contexts does not imply a beneficial outcome; it refers to the amplification of a change. > **Tip:** When considering system changes, think about how initial disturbances are either amplified or dampened by the inherent feedback mechanisms within that system. --- # Solar energy and its role The Sun is the fundamental energy source for Earth, driving its climate, atmospheric processes, and geological systems. ### 4.1 The sun as an energy source The Sun generates its immense energy through nuclear fusion occurring in its core [11](#page=11). #### 4.1.1 Nuclear fusion in the sun's core * The process of nuclear fusion is responsible for generating energy within the Sun's core [11](#page=11). * During this process, a significant amount of hydrogen is converted into helium each second. Approximately 6.2 billion tons of hydrogen are converted into helium every second [11](#page=11). * Due to the extreme temperatures within the Sun, atoms exist in a state of plasma, where electrons are stripped off the nuclei [11](#page=11). #### 4.1.2 Energy radiation from the sun * Energy primarily leaves the Sun's photosphere in the form of electromagnetic radiation [12](#page=12). * Incoming solar radiation, which drives Earth's surface energy budget, is mostly in the form of visible light [6](#page=6). ### 4.2 Impact on Earth's climate and atmosphere Solar energy is the primary driver of many Earth systems, including its climate and atmospheric layers. #### 4.2.1 Driving Earth's surface processes * The Sun's energy is the primary driver of Earth's surface geologic system processes [2](#page=2). * It powers the water cycle and the erosion of land [2](#page=2). * The formation of igneous rock from magma and mountain building from uplift are both pathways driven by solar radiation [4](#page=4). #### 4.2.2 Atmospheric layers and phenomena * The **troposphere** is the layer of the atmosphere that contains most clouds and weather [6](#page=6). * The **greenhouse effect** is a process where infrared energy absorbed by atmospheric gases is reradiated back toward the surface [6](#page=6). #### 4.2.3 Climate zones and factors * Latitude is the factor that most significantly affects climate zones on Earth [12](#page=12). * Increasing altitude generally leads to colder temperatures [12](#page=12). #### 4.2.4 Early Earth's atmosphere and life * Early Earth's atmosphere changed significantly due to primitive life forms, such as ocean life and later photosynthetic plant life [12](#page=12). * Photosynthetic life captured oxygen and released carbon dioxide [12](#page=12). * The carbon cycle involves processes that return carbon dioxide from living organisms to the atmosphere, such as respiration [4](#page=4). #### 4.2.5 Albedo and energy absorption * **Albedo** is defined as the proportion of incoming sunlight that reflects off an object's surface. It is distinct from the amount of incoming sunlight that is absorbed by a surface [11](#page=11). #### 4.2.6 Relationships with other cycles * Erosion relates to the carbon cycle by releasing carbon dioxide from rocks into the atmosphere [12](#page=12). --- ## Common mistakes to avoid - Review all topics thoroughly before exams - Pay attention to formulas and key definitions - Practice with examples provided in each section - Don't memorize without understanding the underlying concepts

| Term | Definition | |------|------------| | Residence time | The average amount of time a molecule spends in any of Earth's reservoirs, such as oceans, atmosphere, or biomass. | | Tipping Point | A threshold in a system that, when crossed, can lead to sudden and irreversible changes in the system's behavior or state. | | Electromagnetic radiation | Energy that travels and spreads out as it goes; the electromagnetic field includes electromagnetic waves, such as radio waves, microwaves, infrared, visible light, ultraviolet, X-rays, and gamma rays. | | Photosynthesis | The process used by plants and other organisms to convert light energy into chemical energy, through a process that uses sunlight, water, and carbon dioxide to create glucose and oxygen. | | Reinforcing feedback | A feedback loop that amplifies or increases a change in a system, leading to further changes in the same direction. | | Metamorphism | The process where existing rocks are changed by heat, pressure, or chemical reactions, often resulting in the formation of metamorphic rocks. | | Counterbalancing feedback | A feedback loop that opposes or reduces a change in a system, working to maintain stability or return the system to an equilibrium state; also known as negative feedback. | | Evapotranspiration | The process by which moisture is transferred from the land to the atmosphere by evaporation from the soil and other surfaces and by transpiration from plants. | | Saturation Point | The temperature at which air becomes saturated with water vapor, and condensation begins to form clouds or dew. | | Greenhouse effect | The process by which gases in Earths atmosphere trap heat, reradiating infrared energy back toward the surface and warming the planet. | | Albedo | The proportion of incoming solar radiation that is reflected by a surface, rather than absorbed. Surfaces with high albedo reflect a lot of light (e.g., snow), while surfaces with low albedo absorb more light (e.g., dark soil). | | Nuclear fusion | A nuclear reaction in which atomic nuclei of low atomic number fuse to form a heavier nucleus with the release of energy; this is the process that powers the sun. | | Plasma | A state of matter distinct from solid, liquid, and gas, consisting of a soup of ions and electrons, typically found at very high temperatures, such as in stars. | | Troposphere | The lowest layer of Earths atmosphere, where most weather occurs and where temperature generally decreases with altitude. | | Stratosphere | The layer of Earths atmosphere above the troposphere, containing the ozone layer, which absorbs most of the Suns ultraviolet radiation. | | Hadley cells | Large-scale atmospheric circulation cells that transport heat and moisture from the tropics toward the poles, characterized by rising air in the tropics and sinking air around 30 degrees latitude. | | Low-pressure zone | An area where atmospheric pressure is lower than the surrounding areas, typically characterized by rising air, cloud formation, and precipitation. | | High-pressure zone | An area where atmospheric pressure is higher than the surrounding areas, typically characterized by sinking air, clear skies, and stable weather. | | Nuclear fission | A nuclear reaction in which a heavy nucleus splits into two or more smaller nuclei, releasing a large amount of energy; this process is used in nuclear power plants. |

# Mole concept and stoichiometry This topic introduces the fundamental concept of the mole, its relationship to molar mass, and the quantitative analysis of chemical reactions through stoichiometry, including determining empirical and molecular formulas [2](#page=2). ### 1.1 Fundamental Concepts and Definitions #### 1.1.1 Dalton's atomic theory Dalton's atomic theory, proposed in the early 19th century, laid the groundwork for modern chemistry with several key postulates: * Matter is composed of indivisible particles called atoms [3](#page=3). * All atoms of a specific element are identical in properties, including mass. Atoms of different elements possess different masses [3](#page=3) [5](#page=5). * Compounds are formed when atoms of different elements combine in fixed, whole-number ratios [3](#page=3) [4](#page=4). * Chemical reactions involve the rearrangement, creation, or destruction of atoms [3](#page=3) [4](#page=4). * **Incorrect Postulate:** The theory incorrectly suggested that atoms are indivisible and that all atoms of a given element have identical properties, including mass, which has been disproven by isotopes [5](#page=5). #### 1.1.2 The mole concept The mole is a fundamental unit in chemistry representing a specific quantity of a substance [6](#page=6). * **Definition:** One mole of any substance contains as many elementary entities (atoms, molecules, ions, etc.) as there are atoms in exactly 12 grams of the carbon-12 isotope [6](#page=6). * **Avogadro's Number ($N_A$):** This number, approximately $6.022 \times 10^{23}$ represents the number of entities in one mole [6](#page=6). * 1 mole of atoms = $6.022 \times 10^{23}$ atoms [6](#page=6). * 1 mole of molecules = $6.022 \times 10^{23}$ molecules [6](#page=6). * 1 mole of ions (e.g., Na$^+$) = $6.022 \times 10^{23}$ Na$^+$ ions [6](#page=6). #### 1.1.3 Atomic mass and molar mass * **Atomic Mass (or Relative Atomic Mass):** The atomic mass of an element is defined as the ratio of the mass of one atom of the element to 1/12th the mass of an atom of carbon-12. It is a dimensionless quantity [7](#page=7) [8](#page=8). * Relative Atomic Mass $= \frac{\text{Mass of one atom of an element}}{\frac{1}{12} \times \text{Mass of one atom of }^{12}\text{C}}$ [7](#page=7). * Examples of relative atomic masses: Na = 23, Ca = 40, Mg = 24, O = 16, H = 1 [8](#page=8). * **Molar Mass (MM):** The molar mass of a substance is the mass of one mole of that substance, typically expressed in grams per mole (g mol$^{-1}$) [10](#page=10) [9](#page=9). * For an element, the molar mass in grams is numerically equal to its atomic mass. For example, the molar mass of Oxygen (O), with an atomic mass of 16, is 16 g mol$^{-1}$ [9](#page=9). * For a molecule, the molar mass is the sum of the atomic masses of all atoms in the molecule. For example, the molar mass of water (H$_2$O) is $2 \times (\text{atomic mass of H}) + (\text{atomic mass of O}) = 2 + 16 = 18$ g mol$^{-1}$ [10](#page=10) [1](#page=1). ### 1.2 Calculations involving moles #### 1.2.1 Calculating the number of moles The number of moles ($n$) can be calculated using the given mass and molar mass: $$ n = \frac{\text{Given mass}}{\text{Molar mass}} $$ [11](#page=11) [12](#page=12) [13](#page=13). #### 1.2.2 Calculating the number of particles (atoms, molecules) * **Number of molecules:** $$ \text{Number of molecules} = n \times N_A $$ [11](#page=11) [13](#page=13) [25](#page=25). * **Number of atoms:** $$ \text{Number of atoms} = n \times N_A \times \text{atomicity} $$ [11](#page=11) [23](#page=23). Alternatively, $$ \text{Number of atoms} = \text{Number of molecules} \times \text{atomicity} $$ [11](#page=11). > **Tip:** Atomicity refers to the number of atoms present in one molecule of a substance (e.g., atomicity of O$_2$ is 2, O$_3$ is 3, and S$_8$ is 8) [11](#page=11). #### 1.2.3 Relationships between mass, moles, and particles The relationships can be summarized as follows: * Mass $\stackrel{\text{divide by MM}}{\longrightarrow}$ Moles $\stackrel{\text{multiply by } N_A}{\longrightarrow}$ Number of Particles [13](#page=13). * Number of Particles $\stackrel{\text{divide by } N_A}{\longrightarrow}$ Moles $\stackrel{\text{multiply by MM}}{\longrightarrow}$ Mass [13](#page=13). > **Example:** To find the number of atoms in 36g of H$_2$O: > 1. Molar mass of H$_2$O = 18 g/mol [10](#page=10). > 2. Number of moles of H$_2$O = $\frac{36 \text{ g}}{18 \text{ g/mol}} = 2$ moles [11](#page=11). > 3. Number of H$_2$O molecules = $2 \times N_A$ [11](#page=11). > 4. Atomicity of H$_2$O is 3 (2 Hydrogen + 1 Oxygen). > 5. Number of atoms = $2 \times N_A \times 3 = 6 N_A$ [11](#page=11). #### 1.2.4 Moles of gases at STP * At Standard Temperature and Pressure (STP), one mole of any ideal gas occupies a volume of 22.4 liters [21](#page=21) [22](#page=22) [25](#page=25). $$ n = \frac{\text{Volume of gas at STP (L)}}{22.4 \text{ L/mol}} $$ [25](#page=25). ### 1.3 Empirical and Molecular Formulas These formulas describe the composition of a chemical compound. #### 1.3.1 Empirical Formula (EF) The empirical formula represents the simplest whole-number ratio of atoms of each element present in a compound [33](#page=33). #### 1.3.2 Molecular Formula (MF) The molecular formula represents the actual number of atoms of each element in one molecule of the compound [33](#page=33). #### 1.3.3 Relationship between MF and EF The molecular formula is always a whole-number multiple of the empirical formula: $$ \text{MF} = (\text{EF}) \times x $$ [35](#page=35). where $x$ is a positive integer, calculated as: $$ x = \frac{\text{Molecular mass of compound}}{\text{Empirical formula mass}} $$ [35](#page=35). #### 1.3.4 Determination of Empirical Formula The empirical formula can be determined from the percentage composition of elements in a compound by following these steps [34](#page=34): 1. Convert the percentage of each element to grams (assuming a total mass of 100g) [37](#page=37) [38](#page=38) [39](#page=39). 2. Convert the mass of each element to moles by dividing by its atomic mass [34](#page=34) [37](#page=37) [38](#page=38). 3. Find the simplest whole-number ratio of these moles by dividing each mole value by the smallest mole value obtained [34](#page=34) [38](#page=38). 4. If the ratios are not whole numbers, multiply them by a small integer (e.g., 2, 3, 4) to obtain whole numbers [36](#page=36). 5. The whole numbers obtained represent the subscripts in the empirical formula [33](#page=33) [36](#page=36). > **Example:** A compound contains 74% Carbon, 8.7% Hydrogen, and 17.3% Nitrogen by mass [37](#page=37). > 1. Assume 100g: 74g C, 8.7g H, 17.3g N. > 2. Moles: > * C: $\frac{74 \text{ g}}{12 \text{ g/mol}} \approx 6.17$ moles [38](#page=38). > * H: $\frac{8.7 \text{ g}}{1 \text{ g/mol}} = 8.7$ moles [38](#page=38). > * N: $\frac{17.3 \text{ g}}{14 \text{ g/mol}} \approx 1.24$ moles [38](#page=38). > 3. Simplest ratio: > * C: $\frac{6.17}{1.24} \approx 5$ [38](#page=38). > * H: $\frac{8.7}{1.24} \approx 7$ [38](#page=38). > * N: $\frac{1.24}{1.24} = 1$ [38](#page=38). > 4. Empirical Formula: C$_5$H$_7$N [37](#page=37). > 5. If the molecular mass is 162 g/mol [37](#page=37): > * Empirical formula mass = $5 + 7 + 1 = 60 + 7 + 14 = 81$ g/mol [12](#page=12) [14](#page=14) [1](#page=1) [37](#page=37). > * $x = \frac{162}{81} = 2$ [37](#page=37). > * Molecular Formula = (C$_5$H$_7$N)$_2$ = C$_{10}$H$_{14}$N$_2$ [37](#page=37). ### 1.4 Stoichiometry and Chemical Equations Stoichiometry is the study of the quantitative relationships between reactants and products in chemical reactions [73](#page=73). #### 1.4.1 Balanced chemical equations A balanced chemical equation represents a chemical reaction where the number of atoms of each element is the same on both the reactant and product sides. This is in accordance with the law of conservation of mass. The coefficients in a balanced equation represent the molar ratios of reactants and products [2](#page=2) [3](#page=3) [73](#page=73). > **Example:** The reaction $2\text{A} + 3\text{B} \rightarrow 4\text{C} + 5\text{D}$ [73](#page=73). > This equation indicates that 2 moles of A react with 3 moles of B to produce 4 moles of C and 5 moles of D [73](#page=73). #### 1.4.2 Limiting Reagent The limiting reagent (or limiting reactant) is the reactant that is completely consumed first in a chemical reaction, thereby determining the maximum amount of product that can be formed [75](#page=75) [76](#page=76) [79](#page=79). * **Identification:** To find the limiting reagent, calculate the moles of each reactant. Then, divide the moles of each reactant by its stoichiometric coefficient in the balanced equation. The reactant with the smallest resulting value is the limiting reagent [76](#page=76) [79](#page=79). > **Example:** In the reaction $2\text{A} + 3\text{B} \rightarrow 4\text{C}$ [75](#page=75). > If we have 10 moles of A and 30 moles of B: > * For A: $\frac{10 \text{ moles}}{2} = 5$ > * For B: $\frac{30 \text{ moles}}{3} = 10$ > Since 5 is smaller than 10, A is the limiting reagent [75](#page=75). #### 1.4.3 Calculations based on limiting reagent Once the limiting reagent is identified, all calculations for the amount of product formed are based on the amount of the limiting reagent [76](#page=76) [79](#page=79). * **Mass of product formed:** 1. Determine the moles of the limiting reagent. 2. Use the mole ratio from the balanced equation to find the moles of the product. 3. Convert moles of product to mass using its molar mass. > **Example:** In the reaction N$_2$(g) + 3H$_2$(g) $\rightarrow$ 2NH$_3$(g) [81](#page=81). > If 20g of N$_2$ (molar mass = 28 g/mol) and 5g of H$_2$ (molar mass = 2 g/mol) are reacted: > 1. Moles of N$_2$ = $\frac{20 \text{ g}}{28 \text{ g/mol}} \approx 0.71$ moles [81](#page=81). > 2. Moles of H$_2$ = $\frac{5 \text{ g}}{2 \text{ g/mol}} = 2.5$ moles [81](#page=81). > 3. Limiting Reagent: > * For N$_2$: $\frac{0.71}{1} = 0.71$ > * For H$_2$: $\frac{2.5}{3} \approx 0.83$ > N$_2$ is the limiting reagent [81](#page=81). > 4. Moles of NH$_3$ formed: From the equation, 1 mole of N$_2$ produces 2 moles of NH$_3$. > Moles of NH$_3$ = $0.71 \text{ moles N}_2 \times \frac{2 \text{ moles NH}_3}{1 \text{ mole N}_2} = 1.42$ moles [81](#page=81) [82](#page=82). #### 1.4.4 Percentage Yield The percentage yield is a measure of the efficiency of a chemical reaction, comparing the actual amount of product obtained to the theoretical maximum amount that could be formed [87](#page=87) [88](#page=88). $$ \text{% Yield} = \frac{\text{Observed yield}}{\text{Theoretical yield}} \times 100\% $$ [87](#page=87) [89](#page=89) [92](#page=92). * The theoretical yield is calculated based on the stoichiometry of the reaction and the limiting reagent [87](#page=87). * The observed yield is the actual amount of product measured experimentally [87](#page=87). > **Example:** If a reaction is expected to produce 20g of a product (theoretical yield) but only 10g is obtained (observed yield), the percentage yield is: > % Yield = $\frac{10 \text{ g}}{20 \text{ g}} \times 100\% = 50\%$ [87](#page=87). #### 1.4.5 Sequential and Parallel Reactions * **Sequential Reactions:** Reactions that occur one after another, where the product of one reaction becomes the reactant for the next. Calculations involve carrying over quantities from one step to the next . * **Parallel Reactions (Mixture Problems):** A single reactant can undergo multiple reactions simultaneously, or a mixture of reactants can lead to multiple products. The distribution of products often depends on reaction conditions or the relative amounts of reactants [100](#page=100) [98](#page=98) [99](#page=99). #### 1.4.6 Principle of Atom Conservation (POAC) The Principle of Atom Conservation states that in any chemical reaction, the total number of atoms of each element remains constant before and after the reaction, provided no atoms are lost or gained from the system. This principle is directly related to the law of conservation of mass . * **Application:** It can be used to calculate the amount of elements in reactants or products, especially in combustion analysis or when dealing with complex reactions where direct stoichiometric calculations might be tedious . $$ \text{Moles of atoms of element (reactant)} = \text{Moles of atoms of element (product)} $$ . $$ n_{\text{reactant}} \times \text{atomicity}_{\text{reactant}} = n_{\text{product}} \times \text{atomicity}_{\text{product}} $$ . > **Example:** In the combustion of an organic compound (OC) to produce CO$_2$ and H$_2$O : > Using POAC for Carbon: > Moles of C atoms in OC = Moles of C atoms in CO$_2$ > $$ \frac{\text{mass of OC}}{\text{Molar mass of OC}} \times \text{atomicity of C in OC} = \frac{\text{mass of CO}_2}{\text{Molar mass of CO}_2} \times \text{atomicity of C in CO}_2 $$ > If the atomicity of C in OC is 1, and atomicity of C in CO$_2$ is 1: > $$ \frac{w_{\text{OC}}}{M_{\text{OC}}} = \frac{w_{\text{CO}_2}}{44} \times 1 $$ > This allows calculation of the mass of carbon in the organic compound. ### 1.5 Laws of Chemical Combination These laws describe the quantitative relationships in chemical reactions: * **Law of Conservation of Mass (Lavoisier):** Mass is neither created nor destroyed in a chemical reaction. Total mass of reactants equals total mass of products . * **Law of Constant Composition (Proust):** A chemical compound always contains the same elements in fixed proportions by mass, regardless of its source . * **Law of Multiple Proportions (Dalton):** When two elements combine to form two or more compounds, the masses of one element that combine with a fixed mass of the other element are in simple whole-number ratios . * **Law of Reciprocal Proportions (Richter):** If two different elements combine separately with the same mass of a third element, the ratio in which they combine with the third element is either the same or a simple multiple of the ratio in which they combine with each other . * **Gay-Lussac's Law of Gaseous Volumes:** When gases react or are produced in a chemical reaction, their volumes are in simple whole-number ratios, provided they are at the same temperature and pressure . --- # Ideal gas law and its applications This section delves into the ideal gas law, covering its foundational equation, necessary unit conversions, calculations involving gas density, and the definition of standard temperature and pressure (STP) conditions, along with practical problem-solving [14](#page=14). ### 2.1 The ideal gas equation The ideal gas law is a fundamental equation that describes the behavior of ideal gases. It relates the macroscopic properties of a gas: pressure (P), volume (V), the amount of gas in moles (n), and temperature (T) [14](#page=14). The equation is expressed as: $$PV = nRT$$ where: * $P$ represents the pressure of the gas [14](#page=14). * $V$ represents the volume of the gas [14](#page=14). * $n$ represents the number of moles of the gas [14](#page=14). * $R$ is the universal gas constant [14](#page=14). * $T$ represents the absolute temperature of the gas in Kelvin [14](#page=14). #### 2.1.1 Unit conversions for constants and units Accurate calculations using the ideal gas law require consistent units for all variables. Various units for pressure, volume, and temperature are commonly used, and their conversions are crucial. **Pressure Units:** * 1 atm = 1013.25 N/m$^2$ [15](#page=15). * 1 atm = 101325 Pa [15](#page=15). * 1 atm = 1.01325 bar [15](#page=15). * 1 atm = 760 torr [15](#page=15). * 1 atm = 76 cm Hg [15](#page=15). **Volume Units:** * 1 litre (l) = 1 dm$^3$ [15](#page=15). * 1 litre (l) = 1000 ml [15](#page=15). * 1 litre (l) = 1000 cm$^3$ (cc) [15](#page=15). * 1 litre (l) = 10$^{-3}$ m$^3$ [15](#page=15). * 1 m$^3$ = 1000 l [15](#page=15). * 12 = (10$^{-1}$ m)$^3$ [15](#page=15). * 1000 ml = 1000 cc = 1 dm$^3$ = 1 l [15](#page=15). **Temperature Units:** * The ideal gas law requires temperature to be in Kelvin (K). To convert from Celsius (°C) to Kelvin, add 273.15: $T(K) = T(°C) + 273.15$ [17](#page=17). * 0 °C = 273.15 K [17](#page=17). * 25 °C = 298.15 K [17](#page=17). #### 2.1.2 Values of the universal gas constant (R) The value of the universal gas constant, $R$, depends on the units used for pressure and volume. Common values for $R$ include: * $R$ = 0.0821 L atm K$^{-1}$ mol$^{-1}$ [16](#page=16). * $R$ = 8.314 J K$^{-1}$ mol$^{-1}$ [16](#page=16). * $R$ = 2 cal K$^{-1}$ mol$^{-1}$ [16](#page=16). > **Tip:** Always ensure the units of $R$ are consistent with the units used for pressure, volume, and temperature in your calculations. ### 2.2 Density of an ideal gas The ideal gas law can be rearranged to calculate the density ($\rho$ or $d$) of an ideal gas. Density is defined as mass per unit volume ($d = \frac{m}{V}$) [17](#page=17). Starting with $PV = nRT$ we can substitute $n = \frac{m}{M}$, where $m$ is the mass of the gas and $M$ is its molar mass [14](#page=14) [17](#page=17): $$PV = \left(\frac{m}{M}\right)RT$$ Rearranging for density ($d = \frac{m}{V}$): $$P = \frac{m}{V} \frac{RT}{M}$$ $$P = d \frac{RT}{M}$$ This leads to the formula for density: $$d = \frac{PM}{RT}$$ where: * $d$ is the density of the gas [17](#page=17). * $P$ is the pressure of the gas [17](#page=17). * $M$ is the molar mass of the gas [17](#page=17). * $R$ is the universal gas constant [17](#page=17). * $T$ is the absolute temperature in Kelvin [17](#page=17). > **Tip:** The density of a gas is directly proportional to its pressure and molar mass, and inversely proportional to its temperature. > **Example:** Calculate the density of CO$_2$ gas at 27°C and 1 atm. > Given: $P$ = 1 atm, $T$ = 27°C = 300 K, $M$ (CO$_2$) = 44 g/mol, $R$ = 0.0821 L atm K$^{-1}$ mol$^{-1}$. > $d = \frac{PM}{RT} = \frac{(1 \text{ atm})(44 \text{ g/mol})}{(0.0821 \text{ L atm K}^{-1} \text{ mol}^{-1})(300 \text{ K})}$ > $d \approx 1.79 \text{ g/L}$ [18](#page=18). ### 2.3 Standard temperature and pressure (STP) conditions Standard Temperature and Pressure (STP) are reference conditions used for comparing gas properties. There are different conventions for STP. #### 2.3.1 Old convention for STP * Standard Temperature: 0 °C (273.15 K) [19](#page=19). * Standard Pressure: 1 atm [19](#page=19). Under the old STP conditions, one mole of any ideal gas occupies a volume of approximately 22.4 liters. This value can be derived from the ideal gas law: $$V = \frac{nRT}{P} = \frac{(1 \text{ mol})(0.0821 \text{ L atm K}^{-1} \text{ mol}^{-1})(273.15 \text{ K})}{1 \text{ atm}} \approx 22.4 \text{ L}$$ [18](#page=18) [20](#page=20). #### 2.3.2 New convention for STP (IUPAC) The International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) has adopted a newer standard. * Standard Temperature: 0 °C (273.15 K) [19](#page=19). * Standard Pressure: 1 bar [19](#page=19). Note that 1 bar is slightly less than 1 atm (1 atm = 1.01325 bar) [15](#page=15). Under the new STP conditions, one mole of any ideal gas occupies a volume of approximately 22.7 liters. This can be calculated as: $$V = \frac{nRT}{P} = \frac{(1 \text{ mol})(8.314 \text{ J K}^{-1} \text{ mol}^{-1})(273.15 \text{ K})}{100000 \text{ Pa}} \approx 0.0227 \text{ m}^3 \approx 22.7 \text{ L}$$ [20](#page=20). #### 2.3.3 Volume calculations at STP The number of moles of an ideal gas ($n$) can be directly calculated from its volume ($V$) at STP: * Using the old convention (1 atm, 22.4 L/mol): $n = \frac{V(l)}{22.4}$ [20](#page=20). * Using the new IUPAC convention (1 bar, 22.7 L/mol): $n = \frac{V(l)}{22.7}$ [20](#page=20). > **Example:** If 3 moles of CO$_2$ gas are present at STP (old convention), what is their volume? > $V = n \times 22.4 \text{ L/mol} = 3 \text{ mol} \times 22.4 \text{ L/mol} = 67.2 \text{ L}$ [20](#page=20). > **Example:** How many moles of an ideal gas occupy 5 liters at STP (old convention)? > $n = \frac{5 \text{ L}}{22.4 \text{ L/mol}} \approx 0.223 \text{ mol}$ [20](#page=20). ### 2.4 Related problems and applications The ideal gas law is applied in numerous scenarios to determine unknown gas properties. > **Example:** Calculate the volume occupied by 36 grams of CO$_2$ gas at 0°C and 1 atm. > First, convert the mass of CO$_2$ to moles: > Molar mass of CO$_2$ ($M$) = 12 (C) + 2 * 16 (O) = 44 g/mol. > Number of moles ($n$) = $\frac{\text{mass}}{\text{molar mass}} = \frac{36 \text{ g}}{44 \text{ g/mol}} \approx 0.818 \text{ mol}$ [19](#page=19). > Now, use the ideal gas law: $PV = nRT$ > $P$ = 1 atm, $T$ = 0°C = 273.15 K, $R$ = 0.0821 L atm K$^{-1}$ mol$^{-1}$. > $(1 \text{ atm}) \times V = (0.818 \text{ mol}) \times (0.0821 \text{ L atm K}^{-1} \text{ mol}^{-1}) \times (273.15 \text{ K})$ > $V \approx 18.37 \text{ L}$ [19](#page=19). > **Tip:** Always pay close attention to whether the problem specifies the old or new STP convention if the volume of 1 mole is required. The slight difference can be significant in precise calculations. --- # Concentration terms of solutions This section details various methods for quantifying the concentration of solutions, including mole fraction, mass percentages, volume percentages, parts per million/billion, molarity, and molality, along with their temperature dependence [41-70. ### 3.1 Mole fraction ($\chi$) Mole fraction is defined as the ratio of the number of moles of a component to the total number of moles of all components in a solution. It is a dimensionless quantity [41](#page=41). For a solution with components A, B, and C, the mole fractions are expressed as: $$ \chi_A = \frac{n_A}{n_A + n_B + n_C} $$ $$ \chi_B = \frac{n_B}{n_A + n_B + n_C} $$ $$ \chi_C = \frac{n_C}{n_A + n_B + n_C} $$ The sum of mole fractions of all components in a solution is always equal to 1: $$ \sum \chi_i = 1 $$ [41](#page=41). **Example:** If a solution has 1 mole of urea and 9 moles of another component, the mole fraction of urea is: $$ \chi_{urea} = \frac{1}{1 + 9} = \frac{1}{10} = 0.1 $$ [41](#page=41). ### 3.2 Percentage by mass (% m/m) Percentage by mass, also known as % by mass or % weight/weight, represents the mass of the solute in grams divided by the total mass of the solution in grams, multiplied by 100 [43](#page=43). The formula is: $$ \% \frac{m}{m} = \frac{\text{mass of solute (g)}}{\text{mass of solution (g)}} \times 100 $$ [43](#page=43). **Example:** A solution with 49 g of $H_2SO_4$ in 100 g of solution has a % m/m of: $$ \% \frac{m}{m} = \frac{49 \text{ g}}{100 \text{ g}} \times 100 = 49\% $$ [44](#page=44). In this case, the mass of the solvent (water) would be $100 \text{ g} - 49 \text{ g} = 51 \text{ g}$ [44](#page=44). ### 3.3 Percentage mass by volume (% m/v) Percentage mass by volume expresses the mass of the solute in grams per 100 milliliters of solution [45](#page=45). The formula is: $$ \% \frac{m}{v} = \frac{\text{mass of solute (g)}}{\text{volume of solution (mL)}} \times 100 $$ [45](#page=45). **Example:** A 25% m/v urea solution means there are 25 grams of urea in 100 mL of solution [46](#page=46). ### 3.4 Percentage by volume (% v/v) Percentage by volume indicates the volume of the solute in milliliters per 100 milliliters of solution [47](#page=47). The formula is: $$ \% \frac{v}{v} = \frac{\text{volume of solute (mL)}}{\text{volume of solution (mL)}} \times 100 $$ [47](#page=47). ### 3.5 Parts per million (ppm) Parts per million is used for very dilute solutions and represents the parts of solute per million parts of solution, typically by mass [49](#page=49). The formula is: $$ \text{ppm} = \frac{\text{parts of solute}}{\text{parts of solution}} \times 10^6 $$ Or, when expressed in mass: $$ \text{ppm} = \frac{\text{mass of solute (g)}}{\text{mass of solution (g)}} \times 10^6 $$ [49](#page=49). ### 3.6 Parts per billion (ppb) Parts per billion is used for extremely dilute solutions and represents the parts of solute per billion parts of solution, typically by mass [50](#page=50). The formula is: $$ \text{ppb} = \frac{\text{mass of solute (g)}}{\text{mass of solution (g)}} \times 10^9 $$ [50](#page=50). ### 3.7 Molarity (M) Molarity is defined as the number of moles of solute per liter of solution. It is expressed in units of moles per liter (mol/L) or molar (M) [51](#page=51). The formula is: $$ M = \frac{\text{moles of solute}}{\text{volume of solution (L)}} $$ [51](#page=51). **Example:** A 3M glucose solution means there are 3 moles of glucose dissolved in 1 liter of solution [52](#page=52). ### 3.8 Molality (m) Molality is defined as the number of moles of solute per kilogram of solvent. It is expressed in units of moles per kilogram (mol/kg) or molal (m) [53](#page=53). The formula is: $$ m = \frac{\text{moles of solute}}{\text{mass of solvent (kg)}} $$ [53](#page=53). **Example:** A 3 molal $HNO_3$ solution means there are 3 moles of $HNO_3$ dissolved in 1 kilogram (1000 g) of solvent [54](#page=54). ### 3.9 Temperature dependence of concentration terms The dependence of concentration terms on temperature varies based on whether the term involves volume in its definition [55](#page=55). * **Temperature Independent:** Concentration terms that depend on mass or moles are generally temperature independent. These include: * Percentage by mass (% m/m) [55](#page=55). * Mole fraction ($\chi$) [55](#page=55). * Parts per million (ppm) [55](#page=55). * Parts per billion (ppb) [55](#page=55). * Molality (m) [55](#page=55). * **Temperature Dependent:** Concentration terms that involve volume are temperature dependent because volume changes with temperature. These include [55](#page=55): * Percentage mass by volume (% m/v) [55](#page=55). * Percentage by volume (% v/v) [55](#page=55). * Molarity (M) [55](#page=55). **Tip:** When dealing with changes in temperature, remember that molarity will change, while molality will remain constant for the same amount of solute and solvent [55](#page=55). ### 3.10 Dilution of solutions Dilution involves adding more solvent to a solution, which decreases the concentration but does not change the number of moles of solute. The principle of conservation of moles is applied, leading to the equation $M_1V_1 = M_2V_2$, where $M_1$ and $V_1$ are the initial molarity and volume, and $M_2$ and $V_2$ are the final molarity and volume, respectively [56](#page=56). $$ M_1V_1 = M_2V_2 $$ [56](#page=56). ### 3.11 Mixing of solutions When solutions of the same solute are mixed, the total number of moles of solute is the sum of the moles of solute in each individual solution. The final molarity can be calculated by dividing the total moles of solute by the total volume of the mixed solution [58](#page=58). The total number of moles of solute is $n_{total} = M_1V_1 + M_2V_2$ [58](#page=58). The total volume of the solution is $V_{total} = V_1 + V_2$ [58](#page=58). The final molarity ($M_{final}$) is: $$ M_{final} = \frac{M_1V_1 + M_2V_2}{V_1 + V_2} $$ [58](#page=58). ### 3.12 Practice Problems and Examples * **Question:** The quantity which changes with temperature is: (a) Molarity (b) Mass percentage (c) Molality (d) Mole fraction [60](#page=60). * **Answer:** (a) Molarity [60](#page=60). * **Question:** A solution is prepared by adding 1 mole of ethyl alcohol in 9 moles of water. The mass percent of solute in the solution is (Given: Molar mass of ethyl alcohol = 46 g/mol, water = 18 g/mol) [61](#page=61) [62](#page=62). * Mass of solute (ethyl alcohol) = 1 mole $\times$ 46 g/mol = 46 g [61](#page=61) [62](#page=62). * Mass of solvent (water) = 9 moles $\times$ 18 g/mol = 162 g [61](#page=61) [62](#page=62). * Mass of solution = Mass of solute + Mass of solvent = 46 g + 162 g = 208 g [61](#page=61) [62](#page=62). * % m/m = $\frac{\text{mass of solute}}{\text{mass of solution}} \times 100 = \frac{46 \text{ g}}{208 \text{ g}} \times 100 \approx 22.11\%$, which rounds to 22% [61](#page=61) [62](#page=62). * **Question:** The mole fraction of a solute in a 100 molal aqueous solution is X. Calculate X. (Given: Atomic masses H: 1.0u, O: 16.0u) [63](#page=63) [64](#page=64). * 100 molal means 100 moles of solute in 1 kg (1000 g) of solvent (water) [63](#page=63). * Moles of water ($n_A$) = $\frac{1000 \text{ g}}{18 \text{ g/mol}} \approx 55.55$ moles [63](#page=63). * Moles of solute ($n_B$) = 100 moles [63](#page=63). * Mole fraction of solute ($\chi_B$) = $\frac{n_B}{n_A + n_B} = \frac{100}{55.55 + 100} = \frac{100}{155.55} \approx 0.642$ [64](#page=64). * X = 64.2 $\times 10^{-2}$, which rounds to 64 [64](#page=64). * **Question:** The density of a 3 M solution of NaCl is 1.0 g/mL. Calculate the molality of the solution. (Molar mass of Na = 23 g/mol, Cl = 35.5 g/mol) [65](#page=65) [66](#page=66). * 3 M NaCl solution means 3 moles of NaCl in 1 liter (1000 mL) of solution [65](#page=65). * Molar mass of NaCl = 23 + 35.5 = 58.5 g/mol [65](#page=65). * Mass of NaCl = 3 moles $\times$ 58.5 g/mol = 175.5 g [65](#page=65). * Mass of solution = Density $\times$ Volume = 1.0 g/mL $\times$ 1000 mL = 1000 g [65](#page=65). * Mass of solvent (water) = Mass of solution - Mass of solute = 1000 g - 175.5 g = 824.5 g = 0.8245 kg [65](#page=65). * Molality ($m$) = $\frac{\text{moles of solute}}{\text{mass of solvent (kg)}} = \frac{3 \text{ moles}}{0.8245 \text{ kg}} \approx 3.64$ molal [66](#page=66). * Molality = 3.64 $\times 10^{-2}$ m (rounded to the nearest integer) [66](#page=66). * **Question:** 100 mL of a $Na_3PO_4$ solution contains 3.45 g of sodium. Calculate the molarity of the solution. (Atomic masses: Na: 23.0u, O: 16.0u, P: 31.0u) [67](#page=67) [68](#page=68). * The molar mass of $Na_3PO_4$ = 3(23.0) + 31.0 + 4(16.0) = 69.0 + 31.0 + 64.0 = 164 g/mol [67](#page=67). * Mass of Na in 100 mL solution = 3.45 g [67](#page=67). * Moles of Na = $\frac{3.45 \text{ g}}{23.0 \text{ g/mol}} = 0.15$ moles [67](#page=67). * In $Na_3PO_4$, there are 3 moles of Na per mole of $Na_3PO_4$. Therefore, moles of $Na_3PO_4$ = $\frac{\text{moles of Na}}{3} = \frac{0.15 \text{ moles}}{3} = 0.05$ moles [67](#page=67) [68](#page=68). * Volume of solution = 100 mL = 0.1 L [67](#page=67). * Molarity = $\frac{0.05 \text{ moles}}{0.1 \text{ L}} = 0.5$ M [68](#page=68). * Molarity = 50.0 $\times 10^{-2}$ M (rounded to the nearest integer) [68](#page=68). * **Question:** The mole fraction of urea in an aqueous urea solution containing 900 g of water is 0.05. The density of the solution is 1.2 g/cm³. Calculate the molarity of the urea solution. (Molar masses: urea = 60 g/mol, water = 18 g/mol) [69](#page=69) [70](#page=70). * Mole fraction of urea ($\chi_{urea}$) = 0.05 [69](#page=69) [70](#page=70). * Mass of water = 900 g [69](#page=69). * Moles of water ($n_{water}$) = $\frac{900 \text{ g}}{18 \text{ g/mol}} = 50$ moles [70](#page=70). * Let $n_{urea}$ be the moles of urea. $\chi_{urea} = \frac{n_{urea}}{n_{water} + n_{urea}}$ [70](#page=70). * $0.05 = \frac{n_{urea}}{50 + n_{urea}}$ [70](#page=70). * $0.05 \times (50 + n_{urea}) = n_{urea}$ [70](#page=70). * $2.5 + 0.05 n_{urea} = n_{urea}$ [70](#page=70). * $2.5 = 0.95 n_{urea}$ [70](#page=70). * $n_{urea} = \frac{2.5}{0.95} \approx 2.63$ moles [70](#page=70). * Mass of urea = $n_{urea} \times \text{Molar mass of urea} = 2.63 \text{ moles} \times 60 \text{ g/mol} \approx 157.8$ g [70](#page=70). * Mass of solution = Mass of urea + Mass of water = 157.8 g + 900 g = 1057.8 g [70](#page=70). * Density of solution = 1.2 g/mL [69](#page=69). * Volume of solution = $\frac{\text{Mass of solution}}{\text{Density of solution}} = \frac{1057.8 \text{ g}}{1.2 \text{ g/mL}} \approx 881.5$ mL = 0.8815 L [70](#page=70). * Molarity = $\frac{\text{moles of urea}}{\text{volume of solution (L)}} = \frac{2.63 \text{ moles}}{0.8815 \text{ L}} \approx 2.98$ M [70](#page=70). --- # Average atomic mass The average atomic mass is a weighted average of the masses of an element's isotopes, considering their natural abundance. ### 4.1 Isotopes and atomic mass Atoms of the same element can exist as isotopes, which have the same number of protons and electrons but different numbers of neutrons. This difference in neutron number leads to different atomic masses for each isotope [27](#page=27). ### 4.2 When is average atomic mass applicable? The concept of average atomic mass is primarily defined for elements that exist as two or more isotopes with comparable occurrences in nature. If an element has isotopes with non-comparable natural abundances (e.g., one isotope is extremely rare), the average atomic mass is not typically applicable or meaningful in the same way [29](#page=29). > **Tip:** Hydrogen is an example where isotopes exist with vastly different abundances (protium ~99%, deuterium and tritium are much less abundant), making a simple average atomic mass calculation based on all isotopes less common than for elements like chlorine or boron. ### 4.3 Calculating average atomic mass The average atomic mass is calculated as a weighted average. This means that the mass of each isotope is multiplied by its fractional abundance (percentage abundance divided by 100), and then these products are summed up [30](#page=30). The general formula for average atomic mass ($M_{avg}$) is: $$M_{avg} = \sum_{i=1}^{n} (x_i \cdot M_i)$$ Where: - $M_{avg}$ is the average atomic mass of the element. - $n$ is the number of isotopes of the element. - $x_i$ is the fractional abundance of the $i$-th isotope. - $M_i$ is the atomic mass of the $i$-th isotope. An alternative way to express this when considering two isotopes is: $$M_{avg} = (x_1 \cdot M_1) + (x_2 \cdot M_2)$$ where $x_1 + x_2 = 1$. If the abundances are given in percentages, the formula can be written as: $$M_{avg} = \frac{(\% \text{abundance}_1 \cdot M_1) + (\% \text{abundance}_2 \cdot M_2)}{100}$$ #### 4.3.1 Example calculation Consider an element that exists as two isotopes with atomic masses $M_1$ and $M_2$, and their natural abundances are 40% and 60% respectively. The average atomic mass would be: $$M_{avg} = \frac{(40 \cdot M_1) + (60 \cdot M_2)}{100}$$ [30](#page=30). Alternatively, if we consider 100 atoms, with 40 atoms of the first isotope and 60 atoms of the second: $$M_{avg} = \frac{(40 \times M_1) + (60 \times M_2)}{100}$$ [30](#page=30). ### 4.4 Working with isotopic ratios When the average atomic mass and the masses of the isotopes are known, one can determine the ratio of the isotopes in nature. #### 4.4.1 Example problem **Question:** The average molar mass of chlorine is 35.5 g mol$^{-1}$. The ratio of $^{35}$Cl to $^{37}$Cl in naturally occurring chlorine is close to: (a) 4:1 (b) 3:1 (c) 2:1 (d) 1:1 [31](#page=31). **Solution:** Let the fractional abundance of $^{35}$Cl be $x$. Then, the fractional abundance of $^{37}$Cl will be $(1-x)$ [32](#page=32). The average atomic mass ($M_{avg}$) is given by: $M_{avg} = (x \cdot M_{^{35}Cl}) + ((1-x) \cdot M_{^{37}Cl})$ [32](#page=32). Given $M_{avg} = 35.5$, $M_{^{35}Cl} = 35$, and $M_{^{37}Cl} = 37$: $35.5 = x + (1-x) $ [32](#page=32) . $35.5 = 35x + 37 - 37x$ [32](#page=32). $35.5 = 37 - 2x$ [32](#page=32). $2x = 37 - 35.5$ [32](#page=32). $2x = 1.5$ [32](#page=32). $x = \frac{1.5}{2} = 0.75$ [32](#page=32). The fractional abundance of $^{35}$Cl is 0.75. The fractional abundance of $^{37}$Cl is $1-x = 1 - 0.75 = 0.25$ [32](#page=32). The ratio of $^{35}$Cl to $^{37}$Cl is therefore: Ratio = $\frac{0.75}{0.25} = \frac{3}{1}$ or 3:1 [32](#page=32). The correct option is (b) 3:1. > **Tip:** Always double-check if the question asks for the ratio of isotopes or their fractional abundances. When working with percentages, ensure they are converted to fractional abundances (divide by 100) before using them in the weighted average formula, or adjust the formula accordingly as shown in the example. ### 4.5 Notation for isotopes Isotopes are often represented by their mass number (total number of protons and neutrons) as a superscript before the element symbol, e.g., $^{12}$C, $^{13}$C, $^{35}$Cl, $^{37}$Cl. The atomic number (number of protons) can also be included as a subscript, though it is often omitted as it is implied by the element symbol, e.g., $_{6}^{12}$C [27](#page=27) [29](#page=29). --- ## Common mistakes to avoid - Review all topics thoroughly before exams - Pay attention to formulas and key definitions - Practice with examples provided in each section - Don't memorize without understanding the underlying concepts

| Term | Definition | |------|------------| | Atom | The basic unit of a chemical element, consisting of a nucleus (protons and neutrons) and electrons orbiting the nucleus. | | Molecule | A group of two or more atoms held together by chemical bonds, forming the smallest particle of a substance that retains all the chemical and physical properties of the substance. | | Element | A pure substance consisting only of atoms that all have the same number of protons in their atomic nuclei. | | Compound | A substance formed when two or more chemical elements are chemically bonded together. | | Dalton's Atomic Theory | A scientific theory of the nature of matter, proposed by John Dalton in the early 19th century, which states that matter is composed of discrete units called atoms. | | Chemical Combination | The process by which atoms or molecules form chemical bonds to create larger structures like molecules or compounds. | | Atomic Mass | The mass of an atom, typically expressed in atomic mass units (amu). It is approximately the sum of protons and neutrons in the nucleus. | | Molecular Mass | The mass of a molecule, calculated by summing the atomic masses of all the atoms in the molecule. | | Mole Concept | A fundamental concept in chemistry that defines a standard quantity of a substance, equal to Avogadro's number of particles (atoms, molecules, ions, etc.). | | Molar Mass | The mass of one mole of a substance, usually expressed in grams per mole (g/mol). | | Percentage Composition | The percentage by mass of each element in a compound. | | Empirical Formula | The simplest whole-number ratio of atoms of each element present in a compound. | | Molecular Formula | The actual number of atoms of each element in one molecule of a compound. | | Chemical Equation | A symbolic representation of a chemical reaction, showing the reactants and products. | | Stoichiometry | The study of the quantitative relationships between reactants and products in chemical reactions. | | Redox Reaction | A type of chemical reaction that involves the transfer of electrons between two species; one species is oxidized (loses electrons) and another is reduced (gains electrons). | | Equilibrium | A state in a reversible chemical reaction where the rate of the forward reaction equals the rate of the reverse reaction, resulting in no net change in reactant or product concentrations. | | Mole Fraction | A concentration term defined as the ratio of the number of moles of a component to the total number of moles of all components in a solution. | | Molarity | A concentration term defined as the number of moles of solute per liter of solution (mol/L). | | Molality | A concentration term defined as the number of moles of solute per kilogram of solvent (mol/kg). | | Normality | A concentration term defined as the number of gram equivalents of solute per liter of solution. | | Ideal Gas | A theoretical gas composed of many non-interacting point particles that are the same but repel at infinitesimal distances and whose only state function is its kinetic energy. | | Pressure (P) | The force exerted per unit area, typically measured in atmospheres (atm), pascals (Pa), or torr. | | Volume (V) | The amount of space occupied by a substance, typically measured in liters (L) or cubic meters ($m^3$). | | Temperature (T) | A measure of the average kinetic energy of the particles in a system, typically measured in Kelvin (K) or Celsius (°C). | | Universal Gas Constant (R) | A physical constant that relates the energy scale to the temperature scale, with different values depending on the units used (e.g., 0.0821 L·atm/mol·K or 8.314 J/mol·K). | | Ideal Gas Equation | A mathematical relationship that describes the behavior of ideal gases: $PV = nRT$. | | Density (d) | The mass of a substance per unit volume, typically expressed in grams per liter (g/L) or kg/$m^3$. | | STP (Standard Temperature and Pressure) | A set of conditions used as a reference point for gas calculations. The "old" convention is 0°C (273.15 K) and 1 atm, while the "new" convention is 0°C (273.15 K) and 1 bar. | | Percentage by Mass (%m/m) | A concentration term defined as the mass of solute divided by the mass of solution, multiplied by 100. | | Mass by Volume Percentage (%m/v) | A concentration term defined as the mass of solute (in grams) divided by the volume of solution (in milliliters), multiplied by 100. | | Volume by Volume Percentage (%v/v) | A concentration term defined as the volume of solute divided by the volume of solution, multiplied by 100. | | Parts Per Million (ppm) | A concentration term used for very dilute solutions, defined as the mass of solute divided by the mass of solution, multiplied by $10^6$. | | Parts Per Billion (ppb) | A concentration term used for extremely dilute solutions, defined as the mass of solute divided by the mass of solution, multiplied by $10^9$. | | Dilution | The process of reducing the concentration of a solute in a solution, usually by adding more solvent. | | Mixing of Solutions | The process of combining solutions, where the final concentration depends on the initial concentrations, volumes, and the total volume after mixing. | | Isotope | Atoms of the same element that have the same number of protons but different numbers of neutrons. | | Average Atomic Mass | The weighted average of the atomic masses of all naturally occurring isotopes of an element, taking into account their relative abundances. | | Empirical Formula Mass | The sum of the atomic masses of the atoms in an empirical formula. | | Limiting Reagent | The reactant in a chemical reaction that is completely consumed first, thereby determining the maximum amount of product that can be formed. | | Percentage Yield | The ratio of the actual yield of a product to the theoretical yield, expressed as a percentage, indicating the efficiency of a chemical reaction. | | Stoichiometric Coefficients | The numbers in front of chemical formulas in a balanced chemical equation that indicate the relative number of moles of reactants and products. | | Principle of Atom Conservation (POAC) | A principle stating that the total number of atoms of each element remains constant in a chemical reaction; atoms are neither created nor destroyed. | | Sequential Reactions | A series of chemical reactions where the product of one reaction becomes the reactant for the next reaction. | | Parallel Reactions | Reactions where a single reactant can undergo multiple different reactions simultaneously. | | Law of Conservation of Mass | A fundamental law stating that in any closed system, mass is conserved over time; mass cannot be created or destroyed. | | Law of Constant Composition | A law stating that a given chemical compound always contains its component elements in fixed ratio (by mass) and thus has identical properties. | | Law of Multiple Proportion | When two elements combine to form more than one compound, the ratios of the masses of the second element which combine with a fixed mass of the first element are simple whole numbers. | | Law of Reciprocal Proportion | If element A combines with element B and element C separately, and the masses of B and C that combine with a fixed mass of A are in the ratio $x:y$, then the masses of B and C that combine with each other will be in the ratio $x:y$ or a simple multiple of it. | | Gay-Lussac's Law of Gaseous Volumes | At constant temperature and pressure, the volume of gaseous reactants and products in a chemical reaction are in simple whole number ratios. |

# Ruimtelijke structuur van koolwaterstoffen Dit hoofdstuk behandelt de ruimtelijke indeling van atomen binnen koolwaterstofmoleculen, inclusief alkanen, alkenen en alkynen, en hoe dit hun eigenschappen beïnvloedt [9](#page=9). ### 1.1 De invloed van hybridisatie op moleculaire vorm De hybridisatietoestand van een koolstofatoom bepaalt de ruimtelijke verdeling van de eraan gebonden atomen of atoomgroepen, vastgelegd door het aantal en de onderlinge oriëntatie van de $\sigma$-bindingen [9](#page=9). * **sp³ hybridisatie:** Vier $\sigma$-bindingen gericht naar de hoekpunten van een tetraëder, met valentiehoeken van ongeveer 109° [9](#page=9). * **sp² hybridisatie:** Drie $\sigma$-bindingen gelegen in hetzelfde vlak, met valentiehoeken van ongeveer 120° [9](#page=9). * **sp hybridisatie:** Twee $\sigma$-bindingen gelegen langs dezelfde lijn, met valentiehoeken van 180° [9](#page=9). De ruimtelijke vorm van een koolwaterstofskelet wordt bepaald door de som van de ruimtelijke verdeling rondom elke bouwsteen (koolstofatoom) en kan leiden tot verschillende fysicochemische eigenschappen. Een voorbeeld hiervan is het verschil in smeltpunt tussen stearinezuur en oleïnezuur, dat slechts verschilt door de aanwezigheid van een dubbele binding [9](#page=9). ### 1.2 Methaan Methaan, het eenvoudigste alkaan, heeft een tetraëdische structuur waarbij de waterstofatomen zich rond het centrale koolstofatoom bevinden. Moleculen zijn geen statische objecten; bindingsafstanden en valentiehoeken fluctueren rondom evenwichtswaarden door omzetting van kinetische energie naar inwendige energie [11](#page=11). ### 1.3 Ethaan en conformationele isomerie Bij ethaan is de ruimtelijke structuur niet eenduidig, omdat de ene tetraëder ten opzichte van de andere kan worden geplaatst. Dit leidt tot verschillende conformaties (conformeren), die ontstaan door rotatie rond de enkelvoudige C-C binding zonder dat bindingen worden gebroken [12](#page=12). #### 1.3.1 Opbouw van een Newmanprojectie Een Newmanprojectie is een methode om verschillende conformaties van een molecule op papier voor te stellen [12](#page=12). 1. De molecule wordt zo geplaatst dat de waarnemer langs de rotatie-as kijkt [13](#page=13). 2. Het dichtstbijzijnde atoom wordt voorgesteld als het snijpunt van drie bindingen, het achterste atoom door een cirkel [13](#page=13). 3. De overige bindingen worden symmetrisch verdeeld in het vlak van het papier [13](#page=13). Voor ethaan kunnen de geëclipseerde en geschrankte conformeren worden weergegeven [13](#page=13). * **Geëclipseerde vorm:** Elke C-H binding op het ene koolstofatoom staat precies tegenover een C-H binding van het naburige koolstofatoom [12](#page=12). * **Geschrankte vorm:** Elke C-H binding snijdt precies het midden van de hoek gevormd door twee C-H bindingen op het naburige koolstofatoom [12](#page=12). De **torsiehoek** ($\theta$) is de hoek tussen de C-H bindingen op naburige koolstofatomen. In de geschrankte vorm is deze 60°, in de geëclipseerde vorm 0°. Chemische bindingen van het $\sigma$-type vertonen vrije draaibaarheid rond de bindingsas [14](#page=14). De verschillende conformaties hebben een verschillende inwendige energie. De geschrankte vorm is energetisch gunstiger dan de geëclipseerde vorm vanwege de elektrostatische afstoting tussen de $\sigma$-bindings elektronen op naburige koolstofatomen (sterische hinder). De geëclipseerde vorm heeft een energieverhoging van 4 kJ/mol door deze sterische hinder, wat voor ethaan cumuleert tot 12 kJ/mol [14](#page=14) [15](#page=15). Conformationele isomeren verschillen in hun inwendige energie door rotatie rond vrij draaibare bindingen. Het energiediagram van ethaan toont dat de geschrankte vorm een minimum en de geëclipseerde vorm een maximum in energie vertegenwoordigt. Bij kamertemperatuur overwinnen moleculen de energiebarrière van de geëclipseerde vorm meer dan 10⁶ keer per seconde [15](#page=15) [16](#page=16). ### 1.4 Propaan Bij propaan is de situatie vergelijkbaar met ethaan, maar hierbij moet ook rekening gehouden worden met een C-C binding naast de C-H bindingen. De energiebarrière voor overgang tussen twee geschrankte vormen is iets hoger (14 kJ/mol) dan bij ethaan, omdat de repulsie tussen geëclipseerde C-H en C-C bindingen groter is dan tussen twee C-H bindingen. Het energiediagram voor propaan toont maximaal geëclipseerde, geëclipseerde en gauche/anti conformaties [16](#page=16) [17](#page=17). ### 1.5 Butaan Bij butaan worden de Newmanprojecties verkregen door één waterstofatoom op een koolstofatoom te vervangen door een methylgroep. Rotatie rond de centrale C2-C3 binding resulteert in drie geschrankte en drie geëclipseerde conformeren [18](#page=18). * **Anti conformatie:** De laagste energieconformatie waarbij beide methylgroepen 180° van elkaar afstaan ($\theta$ = 180°) [18](#page=18). * **Geëclipseerde vormen:** De hoogste energie, waarbij methylgroepen elkaar (volledig) eclipsen ($\theta$ = 0°) of geëclipseerde zijn ten opzichte van waterstofatomen ($\theta$ = 120° en 240°). De maximaal geëclipseerde vorm ligt 19 kJ/mol hoger dan de anti-conformatie [18](#page=18). * **Gauche conformaties:** Twee andere stabiele conformaties waarbij de methylgroepen 60° of 300° (-60°) van elkaar afstaan. Deze conformaties hebben een hogere energie (ongeveer 3.5 kJ/mol) dan de anti-conformatie door sterische hinder tussen de methylgroepen [18](#page=18). Bij kamertemperatuur bestaat butaan voor ongeveer 64% uit anti-conformeren en 18% uit elk van de gauche-conformeren [19](#page=19). De conclusies van de conformationele analyse van butaan kunnen worden geëxtrapoleerd naar alle andere niet-cyclische alkanen: * De meest stabiele conformatie heeft de C-C bindingen in alle fragmenten anti [19](#page=19). * Er zal echter ook altijd een significant deel van de torsiehoeken overeenkomen met gauche-conformeren [19](#page=19). * Organische moleculen zijn zeer flexibel en nemen snel een groot aantal verschillende conformaties aan [19](#page=19). De vrije draaibaarheid van $\sigma$-bindingen in het koolwaterstofskelet zorgt voor een grote variabiliteit in de ruimtelijke organisatie van koolwaterstofketens [19](#page=19). ### 1.6 De ruimtelijke structuur van alkenen en alkynen #### 1.6.1 Etheen en buteen als representatieve voorbeelden van alkenen De sp² hybridisatie en de aanwezigheid van een $\pi$-binding in alkenen leiden tot een andere moleculaire vorm dan bij alkanen [20](#page=20). * **Etheen:** Alle atomen liggen in hetzelfde vlak, waardoor etheen een planair molecuul is [20](#page=20). * **Geen vrije draaibaarheid:** Rotatie rond een dubbele binding zou de $\pi$-binding verbreken, wat aanzienlijke energie kost (240 kJ/mol) en alleen bij hoge temperaturen of onder invloed van licht optreedt [20](#page=20). Bij normale temperaturen behouden de substituenten rond dubbele bindingen hun positie, wat kan leiden tot **cis-trans isomerie** (geometrische isomerie) indien de sp²-koolstofatomen verschillende substituenten dragen [20](#page=20). * **cis-isomeer:** Beide (dezelfde) substituenten staan aan dezelfde zijde van de dubbele binding [21](#page=21). * **trans-isomeer:** De substituenten staan aan tegenovergestelde zijden van de dubbele binding [21](#page=21). Cis- en trans-isomeren hebben een verschillende energie-inhoud; het trans-isomeer is stabieler dan het cis-isomeer vanwege minder ongunstige sterische interacties [21](#page=21). **Tip:** Cis-trans isomerie speelt een belangrijke rol in biologische processen, zoals het zicht, waar de omzetting van 11-cis-retinal naar trans-retinal een signaal doorgeeft in het netvlies [22](#page=22). #### 1.6.2 Alkynen In alkynen leidt de sp hybridisatie ertoe dat alle bindingen waarin de sp-koolstofatomen betrokken zijn, op één lijn liggen. Ethyn (acetyleen) is een voorbeeld van een lineair alkyn [22](#page=22). ### 1.7 De ruimtelijke structuur van cyclische verbindingen #### 1.7.1 De conformatie van cyclopropaan: Bayer- en Pitzerspanning Cyclopropaan heeft een driehoekige structuur met hoekspanning, waarbij de valentiehoeken significant afwijken van de ideale 109° van sp³-hybridisatie. Dit veroorzaakt **Bayer-spanning** (hoekspanning). De C-C bindingen in cyclopropaan zijn zo georiënteerd dat de overlappende $\sigma$-orbitalen slechts gedeeltelijk overlappen, wat resulteert in **Pitzer-spanning** (torsie-spanning) [17](#page=17) [18](#page=18) [19](#page=19). #### 1.7.2 Cyclobutaan en cyclopentaan Cyclobutaan is niet planair om de hoekspanning te verminderen en neemt een gevouwen vorm aan. Cyclopentaan is ook niet planair; het neemt een "envelop"- of "balschoen"-conformatie aan om torsie-spanning te minimaliseren [19](#page=19). #### 1.7.3 Cyclohexaan: het cyclisch basismotief voor de meeste biochemisch relevante cyclische verbindingen Cyclohexaan kan verschillende conformaties aannemen, waarvan de stoelconformatie de meest stabiele is [21](#page=21). #### 1.7.4 Conformationele inversie van de stoelvorm van cyclohexaan De stoelvorm van cyclohexaan kan via een "kruisvorm"-tussenconformatie overgaan in een andere stoelvorm. Hierbij worden axiale bindingen equatoriaal en vice versa [22](#page=22). #### 1.7.5 De conformatie van mono-gesubstitueerde cyclohexaanderivaten Bij mono-gesubstitueerde cyclohexanen is de equatoriale positie energetisch gunstiger dan de axiale positie, vanwege sterische hinder tussen de substituent en de axiale waterstofatomen op de C3 en C5 posities (1,3-diaxiale interacties) . #### 1.7.6 Di-gesubstitueerde cyclohexaanderivaten Bij di-gesubstitueerde cyclohexanen (bijvoorbeeld 1,4-dimethylcyclohexaan) is het stabieler indien beide substituenten equatoriaal geplaatst zijn, indien mogelijk. De relatieve stabiliteit hangt af van de grootte van de substituenten en de posities van de substituenten (cis/trans configuratie) . --- # Stereochemie en stereo-isomerie Dit hoofdstuk behandelt de verschillende vormen van stereo-isomerie, chiraliteit, enantiomerie en diastereomerie, en legt de nadruk op het cruciale belang van de driedimensionale structuur van moleculen [32](#page=32). ### 2.1 Stereo-isomerie: inleiding Stereo-isomerie ontstaat door de specifieke ruimtelijke verdeling van bindingen rondom een centraal sp³-koolstofatoom zoals te zien is bij aminozuren en suikers. Moleculen met een sp³-koolstofatoom gebonden aan vier verschillende atomen of atoomgroepen vertonen een tetraëdrische omringing van deze substituenten [32](#page=32) [33](#page=33). ### 2.2 Wanneer is een koolstofatoom stereogeen? Een koolstofatoom is stereogeen indien het voldoet aan twee voorwaarden: 1. Het koolstofatoom moet een sp³-hybridisatie hebben, wat resulteert in een tetraëdrische omringing. Sp²-koolstofatomen kunnen geen stereogeen centrum zijn, omdat de substituenten in een vlak liggen en rotatie in dat vlak leidt tot dezelfde configuratie [33](#page=33) [34](#page=34). 2. Het koolstofatoom moet gebonden zijn aan vier verschillende substituenten. Indien twee of meer substituenten identiek zijn, ontstaat er geen stereogeen centrum en dus geen stereo-isomeren [34](#page=34). Een stereogeen koolstofatoom wordt vaak aangeduid met een asterisk (*) op de structuurformule [33](#page=33). > **Tip:** Onthoud dat sp³-hybridisatie een *noodzakelijke* maar *niet voldoende* voorwaarde is voor een koolstofatoom om stereogeen te zijn. Beide voorwaarden moeten vervuld zijn [34](#page=34). ### 2.3 Moleculen met 1 stereogeen centrum zijn chiraal en vormen een enantiomeer paar Moleculen met één stereogeen centrum leiden tot twee stereo-isomeren die elkaars beeld en spiegelbeeld zijn, maar niet op elkaar passen (niet-overlapbaar). Dit fenomeen wordt **chiraliteit** genoemd, afgeleid van het Griekse woord 'cheir' voor hand. De twee niet-overlapbare spiegelbeelden worden **enantiomeren** genoemd [35](#page=35) [36](#page=36). Een object (macroscopisch of moleculair) is **chiraal** als het niet identiek is aan zijn spiegelbeeld. Is een object wel identiek aan zijn spiegelbeeld, dan is het **achiraal**. De aanwezigheid van een spiegelvlak in een object maakt het achiraal [37](#page=37) [59](#page=59). > **Voorbeeld:** Onze handen zijn chiraal: ze zijn elkaars spiegelbeeld, maar passen niet precies op elkaar. Een plastic beker is achiraal: zijn spiegelbeeld is identiek aan het origineel [36](#page=36) [37](#page=37). Enantiomeren van een verbinding vormen een **enantiomeer paar** [35](#page=35). ### 2.4 Optische activiteit Enantiomeren hebben doorgaans identieke fysische eigenschappen zoals dichtheid, smeltpunt en kookpunt, maar interageren verschillend met **vlak gepolariseerd licht** [38](#page=38). * **Normaal licht:** Elektrische veldvectoren zijn in alle mogelijke vlakken georiënteerd [38](#page=38). * **Vlak gepolariseerd licht:** Elektrische veldvectoren liggen in hetzelfde vlak, het polarisatievlak. Dit wordt verkregen door licht door een Nicolprisma of polaroid lens te sturen [38](#page=38). Wanneer vlak gepolariseerd licht door een oplossing van een **chirale verbinding** gaat, treedt een draaiing van het polarisatievlak op. Dit fenomeen wordt **optische activiteit** genoemd. De mate van draaiing is afhankelijk van de concentratie en de afgelegde weg. De **specifieke rotatie** $[ \alpha ]$ is een gestandaardiseerde waarde die deze draaiing aangeeft, onafhankelijk van de weg en concentratie [39](#page=39). Achirale verbindingen roteren het polarisatievlak niet, omdat voor elke oriëntatie die een draaiing veroorzaakt, een spiegelbeeldoriëntatie bestaat die het tegenovergestelde effect heeft [38](#page=38) [39](#page=39). Het apparaat dat de draaihoek van gepolariseerd licht meet, is een **polarimeter** [39](#page=39). ### 2.5 Een geschikte voorstelling van stereo-isomeren: de Fisherprojectie Klassieke structuurformules zijn tweedimensionaal en ongeschikt om de driedimensionale ruimtelijke verdeling rondom stereogene centra weer te geven. Voor klassen als suikers en aminozuren wordt de **Fisherprojectie** gebruikt om stereo-isomeren ondubbelzinnig weer te geven in twee dimensies [39](#page=39) [40](#page=40). #### 2.5.1 Opstellen van een Fisherprojectie Bij het opstellen van een Fisherprojectie wordt een chirale tetraëder georiënteerd zodat de twee horizontale substituenten naar de waarnemer toe wijzen, en de twee verticale substituenten van de waarnemer af. Vervolgens wordt het molecuul geprojecteerd op het vlak van het papier, waarbij het centrale koolstofatoom en de verticale atomen niet expliciet worden weergegeven. De horizontale lijnen vertegenwoordigen bindingen die naar voren wijzen, en de verticale lijnen bindingen die naar achteren wijzen. De koolstofketen wordt doorgaans verticaal geplaatst met de meest geoxideerde groep (vaak een carboxylgroep) bovenaan [40](#page=40) [41](#page=41) [42](#page=42) [43](#page=43). > **Afspraak:** Bij suikers wordt de meest geoxideerde groep bovenaan geplaatst. Bij aminozuren wordt de carboxylgroep bovenaan geplaatst [41](#page=41) [42](#page=42). #### 2.5.2 Het lezen van een Fisherprojectie Horizontaal gerichte lijnen in een Fisherprojectie stellen bindingen voor die naar de waarnemer toe wijzen, terwijl verticaal gerichte lijnen bindingen voorstellen die van de waarnemer af wijzen [43](#page=43). #### 2.5.3 Eigenschappen van Fisherprojecties 1. Het verwisselen van twee willekeurig gekozen substituenten op een Fisherprojectie leidt tot de projectie van het enantiomeer (spiegelbeeld) van de oorspronkelijke verbinding [43](#page=43). 2. Het uitvoeren van twee van dergelijke verwisselingen achter elkaar leidt tot de oorspronkelijke projectie. Dit betekent dat een Fisherprojectie 180° in het vlak gedraaid mag worden zonder de configuratie te veranderen. Rotaties uit het vlak volgen andere regels [44](#page=44). > **Vuistregel:** Bij moleculen met één stereogeen centrum genereert een oneven aantal verwisselingen van substituenten het enantiomeer, terwijl een even aantal verwisselingen de ruimtelijke structuur niet verandert [44](#page=44). Fisherprojecties zijn het meest nuttig voor moleculen met een beperkt aantal stereogene centra die niet in een ring zitten. Ze worden **niet** gebruikt voor cyclische verbindingen [44](#page=44). ### 2.6 Een geschikte naamgeving voor stereo-isomeren Om stereo-isomeren ondubbelzinnig te benoemen, is een universeel systeem ontwikkeld met behulp van **stereodescriptoren**, namelijk de letters **R** en **S**. Deze R,S-nomenclatuur is ook bekend als de Cahn-Ingold-Prelog (CIP) nomenclatuur [45](#page=45) [51](#page=51). #### 2.7 De R,S -nomenclatuurregels voor de weergave van de absolute configuratie in stereo-isomeren De R,S-naamgeving bepaalt de absolute configuratie rond een stereogeen koolstofatoom door middel van een prioriteitssysteem: 1. **Prioriteitsordening van substituenten:** a. De atomen die direct aan het stereogeen koolstofatoom gebonden zijn, worden gerangschikt op basis van hun atoomnummer, van hoog naar laag. Het atoom met het hoogste atoomnummer krijgt prioriteit 1, het laagste krijgt prioriteit 4. (Bijvoorbeeld: I > Br > Cl > S > P > F > O > N > C > H). Waterstof (atoomnummer 1) heeft altijd de laagste prioriteit [52](#page=52). b. Bij gelijke atoomnummers aan het directe koolstofatoom, wordt gekeken naar de atoomnummers van de volgende atomen in de substituenten, en zo verder [52](#page=52). c. Dubbele bindingen worden 'ontdubbeld' en driedubbele bindingen 'ontdrippeld' naar enkelvoudige bindingen voor de prioriteitsbepaling [52](#page=52) [53](#page=53). 2. **Oriëntatie:** De drie-dimensionale voorstelling wordt zo georiënteerd dat de substituent met de laagste prioriteit naar achteren wijst. De andere drie substituenten wijzen naar de kijker toe, vergelijkbaar met een stuurwiel [4](#page=4) [53](#page=53). 3. **Configuratiebepaling:** * Als de volgorde van de rangnummers 1 → 2 → 3 in wijzerzin (rechtsdraaiend) verloopt, is de configuratie **R** (rectus = rechts) [53](#page=53). * Als de volgorde in tegenwijzerzin (linksdraaiend) verloopt, is de configuratie **S** (sinister = links) [53](#page=53). Deze nomenclatuur wordt uniform toegepast op alle verbindingen met stereogene centra [45](#page=45) [51](#page=51). ### 2.8 Moleculen met meerdere stereogene centra: chiraliteit, enantiomerie en diastereomerie Moleculen met meer dan één stereogeen centrum kunnen leiden tot een groter aantal stereo-isomeren [54](#page=54). Voor een molecuul met *n* stereogene centra verwacht men theoretisch $2^n$ stereo-isomeren, die ingedeeld kunnen worden in $2^{n-1}$ enantiomere paren [55](#page=55) [56](#page=56). * **Enantiomeren:** Stereo-isomeren die elkaars niet-overlapbare spiegelbeeld zijn. De R,S-aanduiding van alle stereogene centra wordt omgekeerd (bv. 2R,3R wordt 2S,3S) [35](#page=35) [55](#page=55). * **Diastereomeren:** Stereo-isomeren die geen enantiomeren zijn, oftewel niet elkaars spiegelbeeld zijn. Ze hebben verschillende ruimtelijke configuraties. Diastereomerie ontstaat vanaf twee stereogene centra. Elk enantiomeer van een paar is diastereomeer met alle stereo-isomeren van de andere paren [55](#page=55) [56](#page=56). Er bestaan uitzonderingen op de $2^n$ regel, zoals bij moleculen met symmetrie, waar minder stereo-isomeren voorkomen dan verwacht. Een voorbeeld hiervan is wijnsteenzuur, waar de $2R,3S$- en $2S,3R$-vorm identiek zijn (mesovorm). Een **mesovorm** is een molecuul met stereogene centra die, ondanks deze centra, achiraal is door interne symmetrie [56](#page=56) [57](#page=57). #### 2.9 Fysische en chemische eigenschappen van stereo-isomeren van een verbinding * **Enantiomeren:** Vertonen dezelfde fysische eigenschappen (kookpunt, smeltpunt, dichtheid, oplosbaarheid). Ze interageren echter verschillend met gepolariseerd licht en chirale reagentia [38](#page=38) [57](#page=57) [58](#page=58) [62](#page=62). * **Diastereomeren:** Vertonen verschillende fysische eigenschappen [57](#page=57) [58](#page=58). * **Racemaat:** Een mengsel van gelijke hoeveelheden van twee enantiomeren. Racematen kunnen andere fysische eigenschappen hebben dan de zuivere enantiomeren en zijn vaak moeilijk te scheiden [58](#page=58). > **Voorbeeld:** Ibuprofen en Naproxen zijn NSAID's die als racemaat verkocht worden, hoewel voor Naproxen de actievere S-vorm geïsoleerd wordt vanwege bijwerkingen van de R-vorm [58](#page=58). #### 2.10 Chemische, biochemische en biomedische relevantie van stereo-isomerie De verschillen in ruimtelijke configuratie van stereo-isomeren leiden tot significant verschillende interacties met hun omgeving, met name met andere chirale moleculen zoals receptoren en enzymen [53](#page=53) [59](#page=59). * **Enantiomeren + achiraal reagens:** Reageren hetzelfde en leiden tot dezelfde producten. De reactie is niet stereoselectief [54](#page=54) [60](#page=60) [62](#page=62). * **Enantiomeren + chiraal reagens:** Reageren verschillend, wat leidt tot verschillende hoeveelheden product (stereoselectiviteit). Dit is vergelijkbaar met het verschil tussen een linkerhand en een rechterhandschoen [59](#page=59) [61](#page=61) [62](#page=62). * **Diastereomeren + chiraal/achiraal reagens:** Reageren altijd verschillend, wat leidt tot stereoselectiviteit [62](#page=62). **Enzymen**, die zelf chiraal zijn omdat ze opgebouwd zijn uit L-aminozuren, spelen een cruciale rol in biologische processen en vertonen vaak hoge stereoselectiviteit. Dit principe wordt benut bij de synthese en scheiding van geneesmiddelen, zoals de isolatie van de actieve S-vorm van Naproxen [62](#page=62) [63](#page=63). Verschillende stereo-isomeren kunnen ook leiden tot totaal verschillende fysiologische reacties, zoals de geursensatie van (S)- en (R)-limoneen, of de ernstige misvormingen veroorzaakt door één enantiomeer van Thalidomide (Softenon®). Dit verklaart waarom in de natuur vaak slechts één specifieke stereo-isomeer een bepaalde biochemische activiteit verzekert [53](#page=53) [63](#page=63) [64](#page=64) [65](#page=65). #### 2.11 Andere vormen van stereo-isomerie Naast sp³-koolstofatomen kunnen ook andere structurele kenmerken, zoals de **dubbele koolstof-koolstofbinding** in alkenen, leiden tot stereo-isomerie. Door de vlakke structuur van sp²-gehybridiseerde koolstofatomen en de aanwezigheid van een π-binding, kunnen bij alkenen met verschillende substituenten aan elk van de dubbel gebonden koolstofatomen, **cis-trans isomeren** (ook wel geometrische isomeren genoemd) ontstaan [66](#page=66). * **Cis-isomeer:** Gelijke substituenten staan aan dezelfde zijde van de dubbele binding [66](#page=66). * **Trans-isomeer:** Gelijke substituenten staan aan tegenovergestelde zijden van de dubbele binding [66](#page=66). Vanwege de beperkte draaibaarheid rond een dubbele binding (het verbreken van de π-binding vereist veel energie), kunnen cis- en trans-isomeren niet zomaar in elkaar overgaan en zijn het aparte verbindingen. Deze isomeren zijn diastereomeren van elkaar, geen enantiomeren [66](#page=66). --- # Ruimtelijke structuur van cyclische verbindingen Dit onderwerp verkent de conformationele mogelijkheden en spanningen in cyclische koolwaterstoffen, zoals cyclopropaan, cyclobutaan, cyclopentaan en cyclohexaan [3](#page=3). ### 1.7.1 De conformatie van cyclopropaan: Bayer- en Pitzerspanning Voor cyclopropaan ($C_3H_6$) bestaat er slechts één mogelijke conformatie, waarbij de drie koolstofatomen de hoekpunten van een gelijkzijdige driehoek vormen. De koolstofatomen in de ring zijn coplanair [23](#page=23). * **Bayerspanning (hoekspanning)**: De valentiehoek tussen de $C-C$ bindingen in de ring bedraagt 60°, wat een grote afwijking is van de verwachte tetraëdrische valentiehoek van $sp^3$ koolstofatomen ($109.5^\circ$) (#page=23,24). Dit veroorzaakt een aanzienlijke spanning en verhoogt de inwendige energie van het molecuul [23](#page=23) [24](#page=24). * **Pitzerspanning (torsiespanning)**: Alle naburige $C-H$ bindingen in cyclopropaan zijn noodzakelijkerwijs geëclipseerd, wat leidt tot een verdere verhoging van de inwendige energie. Dit is vergelijkbaar met de eclips conformeren van ethaan [24](#page=24). Deze gecombineerde spanningen maken cyclopropaan zeer reactief. De hogere verbrandingswarmte per $CH_2$-groep vergeleken met lineaire alkanen illustreert dit [24](#page=24). > **Tip:** Bayerspanning ontstaat door afwijkingen van de ideale tetraëdrische hoeken, terwijl Pitzerspanning voortkomt uit geëclipseerde bindingen tussen naburige atomen in een ring. ### 1.7.2 Cyclobutaan en cyclopentaan Voor vlakke cyclobutaan en cyclopentaan zouden de $C-C$ bindingen hoeken van respectievelijk $90^\circ$ en $108^\circ$ moeten aannemen [25](#page=25). * **Cyclobutaan**: Een vlakke cyclobutaanring zou $90^\circ$ hoeken vereisen, wat minder Bayerspanning veroorzaakt dan cyclopropaan, maar nog steeds significant is. Om Pitzerspanning te vermijden, neemt cyclobutaan echter een niet-vlakke 'vlinderconformatie' aan [25](#page=25) [26](#page=26). * **Cyclopentaan**: Een vlakke cyclopentaanring zou hoeken van $108^\circ$ hebben, wat de Bayerspanning bijna volledig elimineert. Om Pitzerspanning te minimaliseren, neemt cyclopentaan echter een niet-vlakke 'envelopconformatie' aan, waarbij het aantal volledig geëclipseerde $C-H$ bindingen wordt verminderd [25](#page=25) [26](#page=26). De verbrandingswarmte per $CH_2$-groep geeft een beter beeld van de stabiliteit dan alleen Bayerspanning. De stabiliteit neemt af met toenemende ringgrootte tot cyclohexaan [25](#page=25). ### 1.7.3 Cyclohexaan: het cyclisch basismotief voor de meeste biochemisch relevante cyclische verbindingen Cyclohexaan is het meest voorkomende cyclische basisskelet in biochemisch relevante verbindingen. Dit komt doordat het een conformatie kan aannemen die zowel Bayerspanning als Pitzerspanning volledig elimineert [27](#page=27). * **Stoelconformatie**: In deze conformatie zijn alle valentiehoeken $109.5^\circ$ en staan alle bindingen op naburige koolstofatomen volledig geschrankt ten opzichte van elkaar. Dit resulteert in een totale afwezigheid van spanning, wat overeenkomt met de verbrandingswarmte per $CH_2$-groep van lineaire alkanen [27](#page=27). * **Axiale en equatoriale bindingen**: In de stoelconformatie zijn er twee typen $C-H$ bindingen: * **Axiale bindingen**: Zes bindingen zijn gericht loodrecht op het "vlak" van de zesring, afwisselend naar boven en naar onder [28](#page=28). * **Equatoriale bindingen**: Zes bindingen liggen min of meer in het "vlak" van de zesring [28](#page=28). Elk koolstofatoom draagt één axiale en één equatoriale $C-H$ binding [28](#page=28). ### 1.7.4 Conformationele inversie van de stoelvorm van cyclohexaan Net als bij butaan, kan cyclohexaan 'omklappen' tussen twee energetisch even stabiele stoelvormen. Deze inversie gebeurt bij kamertemperatuur zeer snel (ongeveer 1000 maal per seconde) [28](#page=28) [29](#page=29). * **Gevolg van omklapping**: Bij deze omklapping wisselen alle axiale bindingen van positie met de equatoriale bindingen, en vice versa. Omdat beide stoelvormen identiek zijn qua energie, komen ze in een 50:50 verhouding voor [29](#page=29). ### 1.7.5 De conformatie van mono-gesubstitueerde cyclohexaanderivaten Wanneer een substituent wordt aangebracht op een cyclohexaanring, heeft dit invloed op de stabiliteit van de stoelconformaties. * **Equatoriale versus axiale substituenten**: Een substituent kan zich in equatoriale of axiale positie bevinden. Equatoriaal methylcyclohexaan en axiaal methylcyclohexaan zijn conformationele isomeren van elkaar [29](#page=29). * **Energetisch verschil**: De axiale vorm heeft een hogere inwendige energie dan de equatoriale vorm. Dit komt door sterische interacties tussen de substituent en de axiale waterstofatomen aan dezelfde zijde van de ring. Dit wordt vergeleken met de gauche-butaaninteractie. In de equatoriale vorm zijn er geen van deze ongunstige sterische contacten [30](#page=30) [31](#page=31). * **Stabiliteit**: Het energieverschil tussen de axiale en equatoriale conformaties leidt ertoe dat mono-gesubstitueerde cyclohexaan derivaten voornamelijk voorkomen met de substituent in equatoriale oriëntatie. Hoe groter de substituent, hoe groter het energieverschil en hoe minder het molecuul in de axiale conformatie voorkomt [32](#page=32). > **Tip:** Verbinden die slechts in één conformatie kunnen voorkomen, worden 'conformationeel homogeen' genoemd. ### 1.7.6 Di-gesubstitueerde cyclohexaanderivaten Bij di-gesubstitueerde cyclohexaanderivaten treden verschillende vormen van isomerie op, afhankelijk van de positie van de substituenten. * **Ketenisomeren**: Verschillen in hoe de atomen chemisch aan elkaar verbonden zijn (bv. 1,1-, 1,2-, 1,3-, 1,4-dimethylcyclohexaan) [33](#page=33). * **Conformationele isomeren**: Verschillen in de oriëntatie van substituenten (axiaal of equatoriaal) binnen dezelfde ringstructuur, die door omklapping van de ring in elkaar overgaan. * **cis-isomeren**: Substituenten staan aan dezelfde zijde van het ringvlak. Bij 1,3-dimethylcyclohexaan kan dit voorkomen als di-axiaal of di-equatoriaal. De di-equatoriale vorm is energetisch gunstiger en overheerst (#page=33,36) [33](#page=33) [36](#page=36). * **trans-isomeren**: Substituenten staan aan tegenovergestelde zijden van het ringvlak. Bij 1,3-dimethylcyclohexaan kan dit voorkomen als axiaal/equatoriaal of equatoriaal/axiaal. Beide conformaties komen in gelijke mate voor (#page=34,36) [34](#page=34) [36](#page=36). * **Stereoisomeren (cis-trans diastereomerie)**: Dit zijn isomeren die niet in elkaar kunnen overgaan door het omklappen van de ring. Ze verschillen in de driedimensionale ruimtevulling. Dit is vergelijkbaar met cis-trans isomerie bij dubbele bindingen [35](#page=35). Samenvattend voor 1,3-dimethylcyclohexaan: * **cis-1,3-dimethylcyclohexaan**: Methylsubstituenten aan dezelfde zijde van de ring. Kan voorkomen in di-axiale en di-equatoriale conformaties, waarbij de di-equatoriale overheerst [36](#page=36). * **trans-1,3-dimethylcyclohexaan**: Methylsubstituenten aan tegengestelde zijden van de ring. Kan voorkomen in axiaal/equatoriale en equatoriaal/axiale conformaties, beide in gelijke mate [36](#page=36). Het is belangrijk rekening te houden met stereoisomerie en conformationele isomerie bij gesubstitueerde vijf- en zesringen in de natuur, zoals D-glucose, dat voorkomt als $\alpha$-D-glucose en $\beta$-D-glucose. Deze isomeren zijn conformationeel homogeen en kunnen niet door omklapping van de ring in elkaar overgaan [37](#page=37). --- # Organische reactiviteit Dit gedeelte introduceert de fundamentele concepten van organische reactiviteit, inclusief energetische aspecten, reactiemechanismen, de breuk en vorming van bindingen, en de reactiviteit van specifieke functionele groepen zoals carbonzuren en carbonylgroepen. ### 3.1 Inleiding Organische chemie bestudeert de structuur, eigenschappen, reacties en synthese van koolstofverbindingen. Het begrijpen van organische reactiviteit is essentieel voor het verklaren van biologische processen en de functie van moleculen in levende organismen. De diversiteit aan organische moleculen kan worden herleid tot een beperkt aantal functionele groepen die gebonden zijn aan een koolstofskelet. Dit hoofdstuk legt de basis voor het begrijpen van hoe deze moleculen transformeren [7](#page=7). ### 3.2 Energetische aspecten van chemische reacties Chemische reacties omvatten de breuk van bestaande bindingen en de vorming van nieuwe bindingen. De energie die nodig is om bindingen te breken (bindingsenergie) en de energie die vrijkomt bij het vormen van bindingen zijn cruciaal voor het begrijpen van de thermodynamica van een reactie. Een reactie is exotherm als er meer energie vrijkomt bij de vorming van nieuwe bindingen dan er nodig is om de oude te breken, en endotherm als het omgekeerde geldt. De activeringsenergie is de minimale energie die nodig is om de reactie te starten [62](#page=62) [65](#page=65). ### 3.3 Reactiemechanismen: terminologie Een reactiemechanisme beschrijft de gedetailleerde stap-voor-stap route die moleculen nemen om van reactanten naar producten te gaan. Dit omvat de beweging van elektronen en de vorming en breuk van bindingen [63](#page=63). #### 3.3.1 Reactietypes Organische reacties kunnen worden geclassificeerd op basis van het type transformatie dat plaatsvindt. Veelvoorkomende reactietypes zijn [63](#page=63): * **Substitutie:** Een atoom of groep wordt vervangen door een ander atoom of groep [74](#page=74). * **Eliminatie:** Twee atomen of groepen worden verwijderd uit een molecuul, vaak leidend tot de vorming van een dubbele binding [86](#page=86). * **Additie:** Atomen of groepen worden toegevoegd aan een meervoudige binding (zoals een dubbele of drievoudige binding) [95](#page=95). * **Omlegging (Rearrangement):** Een deel van de molecule verplaatst zich naar een andere positie binnen dezelfde molecule [63](#page=63). * **Radikaalreacties:** Reacties die worden gekenmerkt door de aanwezigheid van vrije radicalen, chemische soorten met een ongepaard elektron . #### 3.3.2 Soorten reagentia Reagentia zijn de stoffen die een reactie initiëren of deelnemen aan een reactie. Ze kunnen worden ingedeeld op basis van hun gedrag ten opzichte van elektronen [64](#page=64): * **Elektrofielen:** "Elektronen-minnende" soorten die graag elektronen opnemen. Ze zijn vaak positief geladen of hebben een partieel positieve lading [64](#page=64). * **Nucleofielen:** "Kern-minnende" soorten die graag een positief centrum (nucleus) aanvallen, wat betekent dat ze graag elektronen afstaan. Ze zijn vaak negatief geladen of hebben een vrij elektronenpaar [64](#page=64). * **Radicalen:** Soorten met een ongepaard elektron die deelnemen aan reacties via een radicalenmechanisme . #### 3.3.3 Breken en vormen van chemische bindingen in organische verbindingen Chemische bindingen in organische moleculen worden gevormd door de overlap van atoomorbitalen. Het verbreken van deze bindingen kan op twee manieren gebeuren: * **Homolytisch breken:** De binding wordt symmetrisch verbroken, waarbij elk atoom één elektron van de binding behoudt. Dit resulteert in de vorming van twee radicalen [65](#page=65). $R-X \xrightarrow{hv \text{ of } \Delta} R\cdot + X\cdot$ * **Heterolytisch breken:** De binding wordt asymmetrisch verbroken, waarbij één atoom beide elektronen van de binding opneemt. Dit resulteert in de vorming van een kation (positief geladen deeltje) en een anion (negatief geladen deeltje) [65](#page=65). $R-X \xrightarrow{} R^+ + X^-$ De vorming van bindingen gebeurt omgekeerd, waarbij elektronenparen worden gedeeld tussen atomen om stabiele bindingen te vormen [65](#page=65). ### 4 Organische reactiviteit: organische aciditeit en basiciteit Organische verbindingen kunnen worden geclassificeerd op basis van hun vermogen om protonen (H$^+$) op te nemen of af te staan. Dit concept is cruciaal voor het begrijpen van veel organische reacties [68](#page=68). #### 4.1 Proton-transferevenwichten (Brönsted-Lowry concept) Volgens het Brønsted-Lowry concept is een zuur een proton-donor en een base een proton-acceptor. In de organische chemie zijn veel reacties gebaseerd op proton-transfer evenwichten tussen zuren en basen [68](#page=68). Een algemene proton-transfer reactie kan worden weergegeven als: $HA + B \rightleftharpoons A^- + HB^+$ Waarbij $HA$ het zuur is, $B$ de base, $A^-$ de geconjugeerde base, en $HB^+$ het geconjugeerde zuur. De sterkte van een zuur wordt bepaald door de stabiliteit van zijn geconjugeerde base. Hoe stabieler de geconjugeerde base, hoe sterker het oorspronkelijke zuur [68](#page=68). #### 4.2 Oxyzuren Oxyzuren zijn organische zuren die een hydroxylgroep (-OH) bevatten gebonden aan een carbonylgroep ($C=O$). De aanwezigheid van de carbonylgroep maakt de waterstof van de hydroxylgroep zuurder omdat de carbonylgroep elektronen naar zich toetrekt, waardoor de O-H binding wordt verzwakt en de negatieve lading op het zuurstofatoom in de geconjugeerde base wordt gestabiliseerd door resonantie. Voorbeelden zijn carbonzuren, die als de sterkste natuurlijke organische zuren worden beschouwd [70](#page=70). ### 5 Organische reactiviteit: nucleofiele substitutie Nucleofiele substitutie is een type reactie waarbij een nucleofiel een vertrekkende groep vervangt. Dit mechanisme is van groot belang in de organische synthese [74](#page=74). #### 5.1 Inleiding Bij nucleofiele substitutie valt een nucleofiel een elektrofiel centrum aan, wat leidt tot het vertrek van een vertrekkende groep en de vorming van een nieuw gebonden product. De reactiesnelheid en stereochemie zijn afhankelijk van de structuur van het substraat, de aard van het nucleofiel en de vertrekkende groep, en de oplosmiddelkeuze [74](#page=74). #### 5.2 Het SN2 mechanisme SN2 staat voor **S**ubstitutie **N**ucleofiel bimoleculair. Dit mechanisme treedt op in één concertante stap waarbij het nucleofiel aanvalt aan de achterzijde van het koolstofatoom dat gebonden is aan de vertrekkende groep, terwijl de vertrekkende groep tegelijkertijd vertrekt [77](#page=77). * **Kinetiek:** De reactiesnelheid is afhankelijk van de concentratie van zowel het substraat als het nucleofiel. De snelheidsvergelijking is: $v = k[\text{substraat}][\text{nucleofiel}]$ [77](#page=77). * **Stereochemie:** Er treedt inversie van configuratie op (Walden-inversie). Als het substraat een stereogeen centrum heeft, wordt het product gevormd met de tegenovergestelde configuratie [77](#page=77). * **Substraatstructuur:** SN2 reacties zijn het meest gunstig voor primaire en secundaire alkylhalogeniden. Tertiaire substraten reageren niet via SN2 vanwege sterische hindering [77](#page=77). * **Nucleofiel:** Sterke nucleofielen bevorderen SN2 reacties [77](#page=77). * **Vertrekkende groep:** Een goede vertrekkende groep (stabiel als anion) vergemakkelijkt de reactie [77](#page=77). #### 5.3 Het SN1 mechanisme SN1 staat voor **S**ubstitutie **N**ucleofiel unimoleculair. Dit mechanisme verloopt in twee stappen [81](#page=81). 1. **Ionizatie:** De vertrekkende groep verlaat het substraat, wat leidt tot de vorming van een carbokation intermediair. Dit is de snelheidsbepalende stap [81](#page=81). $R-X \xrightarrow{langzaam} R^+ + X^-$ 2. **Aanval van het nucleofiel:** Het nucleofiel valt het carbokation aan [81](#page=81). $R^+ + Nu^- \xrightarrow{snel} R-Nu$ * **Kinetiek:** De reactiesnelheid is alleen afhankelijk van de concentratie van het substraat, omdat de eerste stap de snelheidsbepalende stap is. De snelheidsvergelijking is: $v = k[\text{substraat}]$ [81](#page=81). * **Stereochemie:** Er treedt racemisatie op. Het carbokation is planair, dus het nucleofiel kan van beide zijden aanvallen, wat leidt tot een mengsel van enantiomeren [81](#page=81). * **Substraatstructuur:** SN1 reacties zijn het meest gunstig voor tertiaire en secundaire alkylhalogeniden, omdat deze stabielere carbokationen vormen. Primaire substraten reageren zelden via SN1 [81](#page=81). * **Nucleofiel:** Zwakke nucleofielen bevorderen SN1 reacties, omdat ze niet in staat zijn om de vorming van het carbokation te versnellen [81](#page=81). * **Vertrekkende groep:** Een goede vertrekkende groep is essentieel [81](#page=81). #### 5.4 Welk mechanisme geniet voorkeur? De keuze tussen SN1 en SN2 wordt bepaald door een combinatie van factoren [84](#page=84): * **Substraatstructuur:** Tertiair substraat: SN1. Primair substraat: SN2. Secundair substraat: kan SN1 of SN2 zijn, afhankelijk van andere factoren. * **Nucleofiel:** Sterk nucleofiel: SN2. Zwak nucleofiel: SN1. * **Oplosmiddel:** Protisch oplosmiddel (bv. water, alcoholen) bevordert SN1 door het stabiliseren van ionen. Aprotisch dipolair oplosmiddel (bv. DMSO, aceton) bevordert SN2 door het stabiliseren van het nucleofiel. ### 6 Organische reactiviteit - Eliminatie Eliminatiereacties leiden tot de vorming van een pi-binding (dubbele of drievoudige binding) door het verwijderen van twee groepen uit naburige atomen [86](#page=86). #### 6.1 Het E2 mechanisme E2 staat voor **E**liminatie **b**imoleculair. Dit is een concertante reactie waarbij een base een proton verwijdert van een β-koolstofatoom, terwijl tegelijkertijd de vertrekkende groep van het α-koolstofatoom vertrekt en een dubbele binding wordt gevormd [86](#page=86). * **Kinetiek:** De reactiesnelheid is afhankelijk van de concentratie van zowel het substraat als de base. De snelheidsvergelijking is: $v = k[\text{substraat}][\text{base}]$ [86](#page=86). * **Stereochemie:** Vereist een anti-periplanare oriëntatie van de vertrekkende groep en het waterstofatoom op het β-koolstofatoom [86](#page=86). * **Sterke base:** Een sterke base is noodzakelijk [86](#page=86). * **Substraatstructuur:** Vergelijkbaar met SN2, is E2 het meest gunstig voor primaire en secundaire substraten, maar tertiaire substraten kunnen ook via E2 reageren [86](#page=86). #### 6.2 Het E1 mechanisme E1 staat voor **E**liminatie **u**nimoelculair. Dit mechanisme verloopt in twee stappen, vergelijkbaar met SN1 [88](#page=88): 1. **Carbokation vorming:** Het substraat ioniseert tot een carbokation, wat de snelheidsbepalende stap is [88](#page=88). $R-X \xrightarrow{langzaam} R^+ + X^-$ 2. **Deprotonering:** Een base verwijdert een proton van een naburig koolstofatoom om de dubbele binding te vormen [88](#page=88). $R^+ + B \xrightarrow{snel} \text{alkeen} + BH^+$ * **Kinetiek:** De reactiesnelheid is afhankelijk van de concentratie van het substraat [88](#page=88). * **Substraatstructuur:** Gelijk aan SN1, wordt E1 begunstigd door tertiaire en secundaire substraten vanwege de stabiliteit van het carbokation [88](#page=88). * **Base:** Zwakke basen kunnen reageren via E1, vaak in competitie met SN1 [88](#page=88). #### 6.3 Eliminatie of substitutie? De competitie tussen substitutie- en eliminatiereacties is afhankelijk van de reactieomstandigheden en de aard van de reagentia [91](#page=91). * **Sterke, sterisch gehinderde basen** bevorderen eliminatie (E2) [91](#page=91). * **Sterke, niet-gehinderde nucleofielen** bevorderen substitutie (SN2) [91](#page=91). * **Zwakke basen/nucleofielen** en **verwarmen** bevorderen vaak SN1 en E1, waarbij E1 doorgaans de voorkeur krijgt bij hogere temperaturen [91](#page=91). ### 7 Organische reactiviteit - Additie aan de -binding Additiereacties vinden plaats bij moleculen met meervoudige bindingen, zoals alkenen en alkynen, waarbij de pi-binding wordt verbroken en nieuwe sigma-bindingen worden gevormd [95](#page=95). #### 7.1 Additie van zuren HX De additie van waterstofhalogeniden (HX, waarbij X = Cl, Br, I) aan alkenen volgt Markovnikov's regel. Het waterstofatoom bindt aan het koolstofatoom van de dubbele binding met de meeste waterstofatomen, en het halogeen aan het koolstofatoom met de minste waterstofatomen. Dit komt door de vorming van het meest stabiele carbokation intermediair [95](#page=95). * **Mechanisme:** Meestal via een SN1-achtig mechanisme waarbij eerst het alkeen protoneneert tot een carbokation, gevolgd door aanval van het halogeenvinyl anion [95](#page=95). #### 7.2 Additie van water H2O De additie van water aan alkenen, bekend als hydratatie, vereist doorgaans zure katalyse. De reactie volgt ook Markovnikov's regel [99](#page=99). * **Mechanisme:** Het alkeen wordt geprotoneerd tot een carbokation, gevolgd door aanval van water. Het gevormde oxoniumion wordt vervolgens gedeprotoneerd om het alcohol te vormen [99](#page=99). #### 7.3 Additie van waterstof H2 De additie van waterstof aan alkenen en alkynen staat bekend als hydrogenering. Dit is een reductiereactie die katalytisch wordt uitgevoerd, meestal met metalen zoals platina (Pt), palladium (Pd) of nikkel (Ni) [100](#page=100). * **Mechanisme:** De reactie vindt plaats op het oppervlak van de katalysator, waarbij zowel het alkeen als waterstof geadsorbeerd worden, gevolgd door de vorming van nieuwe C-H bindingen [100](#page=100). #### 7.4 Chemische eigenschappen van diënen Diënen zijn verbindingen met twee dubbele bindingen. De reactiviteit van diënen hangt af van de afstand tussen de dubbele bindingen (geconjugeerd, geaccumuleerd, of geïsoleerd). Geconjugeerde diënen vertonen specifieke additiereacties, zoals 1,2-additie en 1,4-additie . ### 8 Organische reactiviteit - Radikaalreacties Radikaalreacties worden gekenmerkt door de aanwezigheid van radicalen, moleculen of atomen met een ongepaard elektron. Deze reacties zijn belangrijk bij de halogenering van alkanen en ketenreacties . #### 8.1 Halogenering van alkanen De halogenering van alkanen (bv. chlorering of bromering) met behulp van halogeenmoleculen (Cl2, Br2) vindt plaats via een radicalenmechanisme, meestal geïnitieerd door UV-licht of warmte . * **Fasen:** 1. **Initiatie:** Vorming van radicalen uit het halogeenmolecuul . $X_2 \xrightarrow{hv \text{ of } \Delta} 2X\cdot$ 2. **Propagatie:** Een halogeenradikaal abstraheert een waterstofatoom van het alkaan, vormt een alkylradikaal en HX. Dit alkylradikaal reageert vervolgens met een halogeenmolecuul om het gehalogeneerde product en een nieuw halogeenradikaal te vormen . $R-H + X\cdot \rightarrow R\cdot + HX$ $R\cdot + X_2 \rightarrow R-X + X\cdot$ 3. **Terminatie:** Combinatie van twee radicalen om een stabiel molecuul te vormen . $X\cdot + X\cdot \rightarrow X_2$ $R\cdot + R\cdot \rightarrow R-R$ $R\cdot + X\cdot \rightarrow R-X$ #### 8.2 Ketenreacties Radikaalreacties verlopen vaak via ketenmechanismen die bestaan uit initiatie, propagatie en terminatie fasen. De propagatiefase omvat cyclische stappen waarbij reactieve intermediairen continu worden geregenereerd . #### 8.3 De stabiliteit van C-radikalen De stabiliteit van koolstofradicalen neemt toe met de mate van substitutie van het koolstofatoom dat het ongepaarde elektron draagt. Tertiaire radicalen zijn stabieler dan secundaire, die stabieler zijn dan primaire radicalen. Dit komt door hyperconjugatie en inductieve effecten van de alkylgroepen, die het ongepaarde elektron helpen stabiliseren . ### 9 Organische reactiviteit - Reactiviteit van de carbonylgroep De carbonylgroep ($C=O$) is een centraal kenmerk in veel organische moleculen zoals aldehyden, ketonen, carbonzuren en hun derivaten. De polariteit van de carbonylbinding (deels positief koolstofatoom en deels negatief zuurstofatoom) maakt het reactief tegenover nucleofielen . #### 9.1 Reactie met Nucleofielen: additie van alcoholen en amines Carbonylverbindingen ondergaan gemakkelijk nucleofiele additiereacties . ##### 9.1.1 Inleiding De elektrofiele aard van het koolstofatoom in de carbonylgroep trekt nucleofielen aan. De reactie verloopt vaak via een tetraëdisch intermediair . ##### 9.1.2 Additie van water: de hydratatie van aldehyden en ketonen Aldehyden en ketonen kunnen met water reageren om geminale diolen (hydraten) te vormen. De reactie is vaak reversibel . $R_2C=O + H_2O \rightleftharpoons R_2C(OH)_2$ Aldehyden, vooral die met elektronenzuigende groepen, hydrateren makkelijker dan ketonen, wat te wijten is aan de hogere elektrofliciteit van het carbonylkoolstof en minder sterische hindering . ##### 9.1.3 Additie van alcoholen, met vorming van (hemi-)acetalen of (hemi-)ketalen Aldehyden en ketonen reageren met alcoholen om hemiacetalen (of hemiketale) en acetalen (of ketalen) te vormen . * **Hemiacetaal/Hemiketaal:** Ontstaat door de additie van één molecuul alcohol aan de carbonylgroep . $R_2C=O + R'OH \rightleftharpoons R_2C(OH)(OR')$ * **Acetaal/Ketaal:** Ontstaat door de reactie van het hemiacetaal/hemiketaal met een tweede molecuul alcohol, meestal onder zure katalyse. Dit is een reversibele reactie . $R_2C(OH)(OR') + R'OH \rightleftharpoons R_2C(OR')_2 + H_2O$ Acetalen en ketalen zijn stabiel in basisch milieu maar worden gehydrolyseerd in zuur milieu terug tot de carbonylverbinding en alcohol . ##### 9.1.4 Additie van amines, met vorming van imines in een tweede stap Aldehyden en ketonen reageren met primaire amines tot imines (ook wel Schiff-basen genoemd). De reactie verloopt via een additioneel intermediair, gevolgd door eliminatie van water . $R_2C=O + R'NH_2 \rightarrow R_2C=NR' + H_2O$ Met secundaire amines vormen ze enaminen . #### 9.2 Keto-enol tautomerie – aldolcondensaties #### 9.2.1 Keto-enol tautomerie Keto-enol tautomerie is een chemisch evenwicht tussen een keton (of aldehyde) en zijn enol-isomeer, waarbij een proton van een α-koolstofatoom naar het carbonylzuurstofatoom migreert en een dubbele binding ontstaat tussen het carbonylkoolstof en het α-koolstofatoom . > **Tip:** De keto-vorm is doorgaans stabieler dan de enol-vorm . #### 9.2.2 De aldolcondensatie De aldolcondensatie is een organische reactie waarbij twee moleculen van een aldehyde of keton (of een gemengd systeem) met een α-waterstof reageren in aanwezigheid van een base of zuur. Het proces begint met de vorming van een enolaat-ion (in basisch milieu) of een enol (in zuur milieu), gevolgd door nucleofiele aanval op de carbonylgroep van een ander molecuul. Dit resulteert in de vorming van een β-hydroxycarbonyleverbinding (aldol). Onder verwarming kan deze verbinding water elimineren en een α,β-onverzadigd carbonyleverbinding vormen (aldolcondensatie) . ### 10 Organische reactiviteit - De carboxylgroep en afgeleide functionele groepen Carbonzuren en hun derivaten (esters, amiden, etc.) vormen een belangrijke klasse van organische verbindingen met specifieke reactiviteit . #### 10.1 Inleiding Carbonzuren zijn de sterkste natuurlijke organische zuren. Hun reactiviteit wordt bepaald door de carboxylgroep (-COOH) . #### 10.2 Nomenclatuur Carbonzuren worden benoemd door de "-e" van het corresponderende alkanaan aan te passen met "-zuur". Bijvoorbeeld, methaan wordt methaanzuur (formic acid) . #### 10.3 Fysische eigenschappen van carbonzuren Carbonzuren hebben relatief hoge kookpunten door waterstofbruggen die ze vormen. Ze zijn oplosbaar in water vanwege hun polaire aard en de mogelijkheid om waterstofbruggen te vormen . #### 10.4 Carbonzuren: de sterkste ‘natuurlijke’ organische zuren Carbonzuren zijn relatief sterke organische zuren. Hun zuurgraad wordt beïnvloed door substituenten : * **Elektronenzuigende groepen** verhogen de zuurgraad door de geconjugeerde base te stabiliseren . * **Elektronendonorerende groepen** verlagen de zuurgraad . #### 10.5 Derivaten van carbonzuur Afgeleiden van carbonzuren omvatten esters, amiden, acylhalogeniden en anhydriden. Ze worden gevormd door substitutie van de hydroxylgroep van het carbonzuur. Deze derivaten vertonen ook nucleofiele acylsubstitutie reacties . #### 10.6 De zuur-gekatalyseerde verestering van carbonzuren: Fisher-verestering (Fisher-esterificatie) Fisher-verestering is de reactie van een carbonzuur met een alcohol onder zure katalyse om een ester en water te vormen. Het is een evenwichtsreactie . $RCOOH + R'OH \xrightarrow{H^+} RCOOR' + H_2O$ Om de opbrengst te verhogen, wordt een van de reactanten (meestal de alcohol) in overmaat gebruikt of het gevormde water wordt continu verwijderd . #### 10.7 Een bijzondere klasse van verbindingen in de biochemie van het leven #### 10.7.1 Vormen van fosforzuur Fosforzuur ($H_3PO_4$) is een anorganisch zuur dat een belangrijke rol speelt in biochemische processen . #### 10.7.2 Esters van fosforzuur en alcoholen Esters van fosforzuur en alcoholen, bekend als fosfaten, zijn cruciaal in biochemie. Monofosfaten, difosfaten en trifosfaten zijn belangrijke energiedragers . #### 10.7.3 Biomedische relevantie van de fosforanhydride functie: als moleculaire opslagplaats van chemische energie De fosforanhydridebindingen in moleculen zoals ATP (adenosinetrifosfaat) slaan grote hoeveelheden chemische energie op die vrijkomt bij hydrolyse. Deze energie wordt gebruikt voor cellulaire processen . #### 10.8 Decarboxylatie reacties (ter informatie) Decarboxylatie is de verwijdering van een carboxylgroep als kooldioxide ($CO_2$). Deze reacties kunnen onder invloed van hitte of enzymen optreden . #### 10.9 Hydroxycarbonzuren (ter informatie) Hydroxycarbonzuren bevatten zowel een hydroxylgroep als een carboxylgroep. Voorbeelden zijn melkzuur en citroenzuur . #### 10.10 Aminocarbonzuren Aminocarbonzuren, ook wel aminozuren genoemd, bevatten zowel een amino- als een carboxylgroep. Dit zijn de bouwstenen van eiwitten . #### 10.11 Esters en Amiden ##### 10.11.1 Chemische eigenschappen van esters Esters zijn derivaten van carbonzuren waarbij de hydroxylgroep is vervangen door een alkoxygroep (-OR). Ze ondergaan hydrolyse (reactie met water) in zuur of basisch milieu om carbonzuren en alcoholen te vormen. Verder kunnen ze transesterificatie en reacties met nucleofielen ondergaan . ##### 10.11.2 Esters in de samenleving (ter informatie) Esters zijn vaak verantwoordelijk voor de geur en smaak van fruit en bloemen. Ze worden ook gebruikt als oplosmiddelen en in parfums . ##### 10.11.3 Chemische eigenschappen van amiden Amiden zijn derivaten van carbonzuren waarbij de hydroxylgroep is vervangen door een amino- of alkylamino-groep (-NR2). Ze zijn relatief stabiel en worden moeilijker gehydrolyseerd dan esters. De binding in amiden heeft een deel-dubbele binding karakter door resonantie . #### 10.12 Derivaten van koolzuur (ter informatie) Koolzuur ($H_2CO_3$) is een instabiel koolstofzuur dat twee zuurwaterstofatomen bezit. Zijn derivaten, zoals carbonaten en bicarbonaten, zijn belangrijk in biochemie en geologie . ### 11 Organische reactiviteit - Oxidatie en reductie reacties Oxidatie- en reductiereacties zijn fundamenteel in de organische chemie en spelen een cruciale rol in biochemische processen . #### 11.1 Inleiding Oxidatie is het verlies van elektronen, of toename van het oxidatiegetal, terwijl reductie het winnen van elektronen is, of afname van het oxidatiegetal. In organische chemie wordt dit vaak gekoppeld aan de winst of het verlies van zuurstofatomen of waterstofatomen . #### 11.2 Oxidatiereacties van alcoholen Alcoholen kunnen worden geoxideerd tot aldehyden, ketonen of carbonzuren, afhankelijk van het type alcohol en het oxidatiemiddel . * **Primaire alcoholen:** Kunnen worden geoxideerd tot aldehyden en verder tot carbonzuren . * **Secundaire alcoholen:** Worden geoxideerd tot ketonen . * **Tertiaire alcoholen:** Zijn resistent tegen oxidatie onder normale omstandigheden . Veelgebruikte oxidatiemiddelen zijn kaliumpermanganaat ($KMnO_4$), dichromaat ($Cr_2O_7^{2-}$), en pyridiniumchloorchromaat (PCC) . #### 11.3 Oxidatie van primaire alcoholen en aldehyden Primaire alcoholen worden eerst geoxideerd tot aldehyden. Met sterkere oxidatiemiddelen of onder voortdurende reactieomstandigheden kan het aldehyde verder worden geoxideerd tot een carbonzuur . $RCH_2OH \xrightarrow{[O]} RCHO \xrightarrow{[O]} RCOOH$ #### 11.4 Reductie van carbonylfunctie De carbonylfunctie ($C=O$) in aldehyden en ketonen kan worden gereduceerd tot een hydroxylgroep (-OH) . * **Reagentia:** Veelgebruikte reductiemiddelen zijn lithiumaluminiumhydride ($LiAlH_4$) en natriumboorhydride ($NaBH_4$) . $R_2C=O \xrightarrow{[H]} R_2CHOH$ Carbonzuren en esters kunnen ook worden gereduceerd, maar vereisen sterkere reductiemiddelen zoals $LiAlH_4$ . ### 12 Organische reactiviteit - Suikers: structuur en chemie Suikers, of koolhydraten, zijn essentiële biomoleculen die een breed scala aan structuren en reactiviteiten vertonen . #### 12.1 Inleiding Suikers zijn polyhydroxyaldehyden of polyhydroxyketonen, of verbindingen die deze na hydrolyse geven. Ze zijn fundamenteel voor energieopslag en cellulaire structuren . #### 12.2 Suikers: definities en indeling Koolhydraten worden geclassificeerd op basis van de grootte van hun koolstofskelet en de aanwezigheid van een aldehyde- of ketongroep . * **Monosachariden:** Enkele suikereenheden, zoals glucose en fructose . * **Disachariden:** Twee monosachariden gebonden door een glycosidische binding, zoals sucrose . * **Polysachariden:** Lange ketens van monosachariden, zoals zetmeel en cellulose . #### 12.3 Monosachariden Monosachariden zijn de eenvoudigste koolhydraten . ##### 12.3.1 Chemische structuur van monosachariden: aldosen Aldosen zijn monosachariden die een aldehydische carbonylgroep bevatten. De algemene formule is $C_nH_{2n}O_n$. Glucose is een voorbeeld van een aldohexose (zes koolstofatomen) . ##### 12.3.2 Chemische structuur van monosachariden: ketosen Ketosen zijn monosachariden die een ketonische carbonylgroep bevatten. Fructose is een voorbeeld van een ketohexose . #### 12.4 De cyclische structuur van monosachariden #### 12.4.1 Inleiding: de cyclische vorm van Glucose In oplossing nemen monosachariden vaak een cyclische structuur aan door intramoleculaire reactie van de carbonylgroep met een hydroxylgroep. Dit leidt tot de vorming van pyranose- of furanoseringes . #### 12.4.2 Definities, voorstellingswijzen en soorten van cyclische monosachariden Cyclische suikers worden weergegeven met behulp van Haworth-projecties of stoel-conformaties. De reactie tussen de carbonylgroep en een hydroxylgroep creëert een nieuw stereogeen centrum, het anomere koolstofatoom, wat leidt tot de vorming van α- en β-anomeren . #### 12.4.3 Pyranose en Furanose vormen van aldohexosen Aldohexosen zoals glucose vormen voornamelijk zesledige pyranose ringen (vernoemd naar pyraan). Ze kunnen ook vijfledige furanose ringen vormen (vernoemd naar furaan) . #### 12.4.4 Cyclische vorm van aldopentosen: D-Ribose (ter informatie) D-Ribose, een aldopentose, vormt voornamelijk een vijfledige furanose ring . #### 12.4.5 Cyclische vorm van ketohexosen: D-Fructose (ter informatie) D-Fructose, een ketohexose, vormt ook voornamelijk een vijfledige furanose ring, maar kan ook pyranose vormen . #### 12.5 Reacties van sachariden #### 12.5.1 Reductie van Suikers Monosachariden die een aldehydische groep hebben (aldosen) kunnen worden gereduceerd tot polyolen (suikeralcoholen). Deze reactie wordt vaak uitgevoerd met sterke reductiemiddelen . #### 12.5.2 Oxidatie van Suikers Suikers kunnen worden geoxideerd. Aldosen kunnen worden geoxideerd tot uronzuren. De mate van oxidatie hangt af van het oxidatiemiddel en de reactieomstandigheden . --- ## 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 | |------|------------| | Hybridisatie | Het proces waarbij atomaire orbitalen van een atoom mengen om nieuwe hybride orbitalen te vormen die geschikt zijn voor covalente bindingen. Dit is cruciaal voor het bepalen van de ruimtelijke structuur van moleculen. | | -binding | Een sigma-binding is de sterkste vorm van covalente binding, gevormd door de overlap van atomaire orbitalen langs de interatomaire as. Rotatie rond een -binding is over het algemeen vrij mogelijk. | | -binding | Een pi-binding is een type covalente binding dat ontstaat door de zijdelingse overlap van p-orbitalen boven en onder de interatomaire as. Rotatie rond een -binding is beperkt en vereist het verbreken van de binding. | | Conformationele isomerie | Verschillende ruimtelijke vormen van eenzelfde molecuul die ontstaan door rotatie rondom een enkelvoudige binding, zonder dat bindingen worden verbroken. Deze isomeren hebben verschillende inwendige energieën. | | Newmanprojectie | Een manier om de ruimtelijke structuur van een molecuul weer te geven, waarbij de waarnemer langs de as van een specifieke binding kijkt. Dit helpt bij het visualiseren van de relatieve oriëntatie van substituenten. | | Torsiehoek | De hoek tussen een binding op het ene atoom en een binding op het naburige atoom, gemeten rond de binding die beide atomen verbindt. Dit is een sleutelparameter in conformationele analyse. | | Sterische hinder | De afstotende interactie tussen elektronenwolken van naburige atomen of groepen die veroorzaakt wordt door hun ruimtelijke nabijheid. Dit kan de stabiliteit en reactiviteit van moleculen beïnvloeden. | | Bayerspanning | De spanning in cyclische moleculen die ontstaat door de afwijking van de ideale tetraëdrische valentiehoek van sp3-koolstofatomen, wat resulteert in een hogere inwendige energie. | | Pitzerspanning | De spanning in cyclische moleculen die veroorzaakt wordt door de afstoting tussen geëclipseerde bindingen op naburige koolstofatomen. Dit draagt bij aan de destabilisatie van de molecuul. | | Cycloalkaan | Een alifatische koolwaterstof die een of meer ringen van koolstofatomen bevat. De structuur en stabiliteit van cycloalkanen worden beïnvloed door hoekspanning en torsiespanning. | | Stoelvorm | De meest stabiele conformatie van cyclohexaan, waarbij alle koolstof-koolstofbindingen geschrankt zijn en de valentiehoeken bijna ideaal zijn, wat resulteert in minimale spanning. | | Axiale bindingen | Bindingen in de stoelvorm van cyclohexaan die loodrecht op het vlak van de ring staan, afwisselend naar boven en naar beneden gericht. | | Equatoriale bindingen | Bindingen in de stoelvorm van cyclohexaan die nagenoeg in het vlak van de ring liggen. | | Stereo-isomerie | Isomerie die optreedt wanneer moleculen dezelfde constitutionele formule hebben, maar verschillen in de driedimensionale rangschikking van hun atomen. | | Stereogeen centrum | Een atoom in een molecuul, meestal een koolstofatoom, dat gebonden is aan vier verschillende substituenten en daardoor aanleiding geeft tot het ontstaan van stereo-isomeren. | | Chiraal | Een molecuul of object dat niet samenvallend is met zijn spiegelbeeld. Chirale moleculen komen voor als enantiomeer paren. | | Enantiomeren | Stereo-isomeren die elkaars niet-overlapbare spiegelbeeld zijn. Ze hebben identieke fysische eigenschappen, behalve hun interactie met gepolariseerd licht. | | Diastereomeren | Stereo-isomeren die geen enantiomeren zijn. Ze ontstaan wanneer een molecuul twee of meer stereogene centra heeft en de substituenten niet als spiegelbeeld ten opzichte van elkaar staan. | | Optische activiteit | Het vermogen van een chiraal molecuul om de polarisatierichting van gepolariseerd licht te roteren. | | Fisherprojectie | Een tweedimensionale weergave van de driedimensionale structuur van een molecuul, vooral nuttig voor het weergeven van stereo-isomeren van verbindingen met één stereogeen centrum. Horizontale lijnen wijzen naar de waarnemer toe, verticale lijnen wijzen van de waarnemer af. | | R,S-nomenclatuur | Een systeem voor het toekennen van absolute configuraties aan stereogene centra in moleculen, gebaseerd op de prioriteit van de substituenten. R staat voor "rectus" (rechts) en S voor "sinister" (links). | | Meso-verbinding | Een achirale verbinding die stereogene centra bevat, maar toch een interne spiegeling heeft waardoor het molecuul als geheel niet chiraal is. | | Racemaat | Een equimolair mengsel van twee enantiomeren van een verbinding. | | Stereoselectiviteit | Het verschijnsel waarbij een reactie een voorkeur heeft voor de vorming van één stereo-isomeer boven de andere. Dit is cruciaal in biologische systemen waar enzymen vaak stereoselectief zijn. |

# Ruimtelijke structuur van koolwaterstoffen Het onderwerp van de ruimtelijke structuur van koolwaterstoffen richt zich op de driedimensionale opbouw van alifatische verbindingen zoals alkanen, cycloalkanen, alkenen en alkynen, met nadruk op de impact van hybridisatietoestanden, bindingen en ruimtelijke ordening op hun eigenschappen [3](#page=3) [9](#page=9). ### 1.1 Inleiding tot ruimtelijke structuur De ruimtelijke verdeling van atomen of atoomgroepen gebonden aan een koolstofatoom is afhankelijk van de hybridisatietoestand van dat koolstofatoom en wordt bepaald door het aantal en de oriëntatie van de $\sigma$-bindingen [9](#page=9). * **sp³ hybridisatie**: Vier $\sigma$-bindingen gericht naar de hoekpunten van een tetraëder, met valentiehoeken van ongeveer 109° [9](#page=9). * **sp² hybridisatie**: Drie $\sigma$-bindingen in hetzelfde vlak, met valentiehoeken van ongeveer 120° [9](#page=9). * **sp hybridisatie**: Twee $\sigma$-bindingen langs eenzelfde lijn, met valentiehoeken van 180° [9](#page=9). De totale ruimtelijke vorm van een koolwaterstofskelet is de som van de ruimtelijke verdelingen rondom elke bouwsteen (koolstofatoom). Verschillen in hybridisatie en plaatsing van koolstofatomen leiden tot uiteenlopende moleculaire vormen en fysicochemische eigenschappen. Een illustratief voorbeeld is het verschil in smeltpunt tussen stearinezuur (verzadigd) en oleïnezuur (met een C=C dubbele binding) [9](#page=9). ### 1.2 Methaan Methaan (CH₄) is het eenvoudigste alkaan. De ruimtelijke structuur wordt weergegeven met de wig-notatie. Het is belangrijk te beseffen dat moleculen dynamisch zijn; bindingsafstanden en hoeken fluctueren rond evenwichtswaarden als gevolg van kinetische energie, voornamelijk tijdens botsingen. Bij hogere temperaturen verhoogt de gemiddelde bewegingsenergie, wat leidt tot grotere structurele afwijkingen en potentieel tot het breken van bindingen [11](#page=11). ### 1.3 Ethaan en conformationele isomerie De ruimtelijke structuur van ethaan (CH₃-CH₃) is niet eenduidig door de mogelijkheid tot rotatie rond de C-C binding. Twee belangrijke posities zijn de geëclipseerde en de geschrankte vorm [12](#page=12). * **Conformeren**: Verschillende ruimtelijke vormen van eenzelfde molecuul die ontstaan door rotatie rond een enkelvoudige binding, zonder dat bindingen worden gebroken [12](#page=12). Om deze conformaties weer te geven, wordt de **Newmanprojectie** gebruikt [12](#page=12). 1. De molecule wordt zo geplaatst dat men langs de as van de te roteren binding kijkt [13](#page=13). 2. Het voorste atoom wordt voorgesteld door een punt, het achterste atoom door een cirkel [13](#page=13). 3. De bindingen op elk atoom worden symmetrisch in het vlak van het papier verdeeld [13](#page=13). #### 1.3.1 Opbouw van een Newmanprojectie Bij ethaan kunnen de geëclipseerde en geschrankte conformaties als volgt worden weergegeven: * **Geëclipseerde conformatie**: Elke C-H binding op het ene koolstofatoom staat precies tegenover een C-H binding op het naburige koolstofatoom. De torsiehoek ($\theta$) is 0° [12](#page=12) [14](#page=14). * **Geschrankte conformatie**: Elke C-H binding staat in het midden van de hoek gevormd door twee C-H bindingen op het naburige koolstofatoom. De torsiehoek ($\theta$) is 60° [12](#page=12) [14](#page=14). Chemische bindingen van het $\sigma$-type vertonen vrije draaibaarheid rond de bindingsas. De verschillende conformaties hebben een verschillende inwendige energie, waarbij de geschrankte vorm energetisch het meest gunstig is en de geëclipseerde vorm het minst gunstig. Dit verschil ontstaat door elektrostatische afstoting tussen de $\sigma$-bindings-elektronen van naburige C-H bindingen, een fenomeen genaamd **sterische hinder**. De afstand tussen geëclipseerde waterstofatomen (229 pm) is korter dan tussen geschrankte waterstofatomen (255 pm) [14](#page=14) [15](#page=15). De energieverhoging door sterische hinder in de geëclipseerde vorm van ethaan is ongeveer 4 kJ.mol⁻¹ per geëclipseerd C-H paar, wat cumuleert tot een verschil van 12 kJ.mol⁻¹ tussen de meest en minst stabiele conformaties. Omdat conformaties verschillende energieën hebben, zijn het **conformationele isomeren**. Er bestaan oneindig veel conformaties tussen de twee extremen, afhankelijk van de torsiehoek $\theta$ [15](#page=15). > **Tip**: Conformationele isomeren kunnen bij kamertemperatuur voortdurend in elkaar overgaan, mits de energiebarrière van de geëclipseerde vorm overwonnen kan worden [16](#page=16). ### 1.4 Propaan De situatie voor propaan (CH₃-CH₂-CH₃) is analoog aan ethaan, met de toevoeging van een C-C binding in de analyse. Het energiediagram is vergelijkbaar, maar de energiebarrière tussen geschrankte vormen is iets hoger (14 kJ.mol⁻¹) door de grotere repulsie tussen geëclipseerde C-H en C-C bindingen [16](#page=16). ### 1.5 Butaan Bij butaan (CH₃-CH₂-CH₂-CH₃) wordt de rotatie rond de centrale C2-C3 binding geanalyseerd [18](#page=18). * **Anti-conformatie**: De methylgroepen staan 180° van elkaar, de meest stabiele conformatie [18](#page=18). * **Gauche-conformaties**: De methylgroepen staan 60° of 300° uit elkaar. Deze vormen zijn energetisch iets hoger (ca. 3.5 kJ.mol⁻¹) dan de anti-conformatie door sterische hinder tussen de methylgroepen [18](#page=18). * **Geëclipseerde conformeren**: Treden op bij 0°, 120° en 240° rotatie van de methylgroepen. De geëclipseerde vorm waarbij de methylgroepen elkaar eclipseren (0°) is de meest energetische en ligt 19 kJ.mol⁻¹ hoger dan de anti-conformatie [18](#page=18). Bij kamertemperatuur bestaat butaan voornamelijk uit anti-conformeren (64%) en gauche-conformeren (18% elk). Inzicht in het conformationele gedrag van butaan is cruciaal voor het begrijpen van cyclische verbindingen [19](#page=19). De vrije draaibaarheid van $\sigma$-bindingen in koolwaterstofketens leidt tot grote variabiliteit in de ruimtelijke organisatie van de keten, wat impliceert dat organische moleculen dynamische en niet-statische structuren zijn [19](#page=19). ### 1.6 De ruimtelijke structuur van alkenen en alkynen #### 1.6.1 Etheen en buteen als representatieve voorbeelden van alkenen De sp² hybridisatie van de koolstofatomen en de aanwezigheid van een $\pi$-binding resulteren in een andere vorm voor alkenen dan voor alkanen [20](#page=20). * **Etheen (C₂H₄)**: Alle atomen liggen in hetzelfde vlak, waardoor etheen een planair molecuul is [20](#page=20). * **Dubbele binding**: Er is geen vrije draaibaarheid rond een dubbele binding, omdat rotatie de overlap van p-orbitalen en de $\pi$-binding zou verbreken. Het breken van de $\pi$-binding vereist aanzienlijke energie (> 240 kJ.mol⁻¹) [20](#page=20). Bij alkenen met verschillende substituenten aan elk van de dubbel gebonden sp² koolstofatomen, kunnen twee isomere vormen ontstaan: **cis-trans diastereoisomerie** (ook wel geometrische isomerie genoemd) [20](#page=20). * **cis-isomeer**: Gelijke substituenten aan dezelfde zijde van de dubbele binding (bv. cis-2-buteen) [21](#page=21). * **trans-isomeer**: Gelijke substituenten aan tegenovergestelde zijden van de dubbele binding (bv. trans-2-buteen) [21](#page=21). > **Opgelet**: Cis-trans is niet eenduidig als één koolstofatoom twee identieke substituenten draagt [21](#page=21). Trans-isomeren zijn stabieler dan cis-isomeren, wat blijkt uit hun lagere verbrandingswarmte. Dit verschil wordt verklaard door ongunstige sterische interacties tussen substituenten in de cis-vorm die afwezig zijn in de trans-vorm [21](#page=21). #### 1.6.2 Alkynen In alkynen leidt de sp hybridisatie ertoe dat alle bindingen waarin de sp koolstofatomen betrokken zijn, in een rechte lijn liggen. Ethyn (acetyleen) is een voorbeeld van deze lineaire structuur. Vanwege hun lineaire structuur is er weinig specifieke informatie te vermelden over hun ruimtelijke structuur anders dan deze lineaire opstelling [22](#page=22) [23](#page=23). ### 1.7 De ruimtelijke structuur van cyclische verbindingen De aanwezigheid van een gesloten keten in cyclische verbindingen beperkt het aantal mogelijke conformaties, aangezien rotaties de ringstructuur moeten behouden zonder bindingen te breken [23](#page=23). #### 1.7.1 De conformatie van cyclopropaan: Bayer- en Pitzerspanning Cyclopropaan (C₃H₆) heeft een ringstructuur waarbij de drie koolstofatomen de hoekpunten van een gelijkzijdige driehoek vormen. De koolstofatomen zijn coplanair, wat resulteert in een valentiehoek van 60° tussen de C-C bindingen. Dit is een grote afwijking van de tetraëdrische hoek (109°) voor sp³ koolstofatomen, wat leidt tot spanning in het skelet [23](#page=23). * **Bayerspanning (hoekspanning)**: Spanning die ontstaat door de afwijking van de tetraëdrische valentiehoek [24](#page=24). * **Pitzerspanning**: Spanning die ontstaat door eclipsconformaties tussen bindingen op naburige koolstofatomen. Bij cyclopropaan zijn alle naburige C-H bindingen geëclipseerd [24](#page=24). Deze spanningen verhogen de inwendige energie van cyclopropaan, waardoor het reactiever is dan lineaire alkanen. De verbrandingswarmte per CH₂-groep is significant hoger dan voor lineaire alkanen [24](#page=24). #### 1.7.2 Cyclobutaan en cyclopentaan Voor vlakke cycloalkanen zouden de C-C bindingshoeken respectievelijk 90° (cyclobutaan) en 108° (cyclopentaan) zijn, wat leidt tot verminderde Bayerspanning vergeleken met cyclopropaan. Cyclopentaan zou, op basis van Bayerspanning alleen, het meest stabiel zijn [25](#page=25). Echter, de verbrandingswarmte per CH₂-groep toont aan dat cyclohexaan het meest stabiel is. De verklaring hiervoor is dat de overige cycloalkanen afwijken van een vlakke ringstructuur om Pitzerspanning te vermijden [25](#page=25) [26](#page=26). * **Cyclobutaan**: Neemt een niet-planaire 'vlinderconformatie' aan [26](#page=26). * **Cyclopentaan**: Neemt een niet-planaire 'envelopconformatie' aan [26](#page=26). Door deze vervormingen wordt het aantal volledig geëclipseerde C-H bindingsparen gereduceerd, wat de Pitzerspanning verkleint [26](#page=26). #### 1.7.3 Cyclohexaan: het cyclisch basismotief voor de meeste biochemisch relevante cyclische verbindingen Cyclische zesringen (cyclohexaan) zijn bijzonder belangrijk in de natuur omdat ze een conformatie kunnen aannemen waarin zowel Bayerspanning als Pitzerspanning afwezig zijn [27](#page=27). * **Stoelconformatie**: In deze conformatie zijn alle valentiehoeken 109° en staan alle bindingen op naburige koolstofatomen geschrankt ten opzichte van elkaar. Dit leidt tot totale afwezigheid van spanning, vergelijkbaar met lineaire alkanen [27](#page=27). #### 1.7.4 Conformationele inversie van de stoelvorm van cyclohexaan De stoelvorm van cyclohexaan kan via een 'halfstoel' en 'twist-boot' conformatie in zijn spiegelbeeldige stoelvorm overgaan [niet expliciet beschreven in tekst, maar impliciet door de term 'inversie'. Dit proces, conformationele inversie, zorgt ervoor dat de verschillende posities van substituenten (axiaal en equatoriaal) wisselen [niet expliciet beschreven in tekst, maar impliciet. #### 1.7.5 De conformatie van mono-gesubstitueerde cyclohexaanderivaten Bij monosubstitutie op cyclohexaan kunnen substituenten zowel axiaal als equatoriaal staan [niet expliciet beschreven in tekst, maar impliciet. De energetisch meest gunstige conformatie is deze waarbij de substituent zich in de equatoriale positie bevindt, vanwege minder sterische hinder met de axiale waterstoffen op de naburige koolstofatomen [niet expliciet beschreven in tekst, maar impliciet. #### 1.7.6 Di-gesubstitueerde cyclohexaanderivaten Bij di-gesubstitueerde cyclohexanen worden cis- en trans-isomeren gevormd, waarbij de relatieve posities van de substituenten (cis of trans) en hun voorkeurspositie (axiaal/equatoriaal) de stabiliteit bepalen [niet expliciet beschreven in tekst, maar impliciet. Bijvoorbeeld, in trans-1,4-disubstituut cyclohexaan zijn beide substituenten equatoriaal, wat de meest stabiele conformatie is [niet expliciet beschreven in tekst, maar impliciet. Bij cis-1,4-disubstituut cyclohexaan zijn de substituenten beide axiaal of beide equatoriaal, afhankelijk van de specifieke substituenten, en kan er meer conformatie-analyse nodig zijn [niet expliciet beschreven in tekst, maar impliciet. --- # Stereo-isomerie en de gevolgen ervan Stereo-isomerie ontstaat doordat bindingen ruimtelijk rondom een centraal sp³-koolstofatoom (stereogeen centrum) verschillend verdeeld kunnen zijn, wat leidt tot moleculen met dezelfde constitutie maar verschillende ruimtelijke configuraties. Deze verschillen zijn cruciaal in de biochemie en geneeskunde vanwege de specifieke interacties die stereo-isomeren met hun omgeving aangaan [38](#page=38) [53](#page=53). ### 2.1 Stereo-isomerie: inleiding Amino- en suikers zijn voorbeelden van moleculen die stereo-isomerie vertonen, veroorzaakt door de ruimtelijke verdeling van substituenten rond sp³-hybride koolstofatomen. Een centraal sp³-koolstofatoom, gebonden aan vier verschillende atomen of atoomgroepen (substituenten), vormt de hoekpunten van een regelmatige tetraëder. Er bestaan twee manieren om deze vier substituenten te rangschikken, resulterend in moleculen die elkaars niet-overlappende spiegelbeelden zijn. Deze moleculen zijn stereo-isomeren [38](#page=38) [39](#page=39). ### 2.2 Wanneer is een koolstofatoom stereogeen? Een koolstofatoom is stereogeen indien het een sp³-hybridisatie heeft (tetraëdrische omringing) en aan vier verschillende substituenten gebonden is. Indien twee of meer substituenten identiek zijn, is het koolstofatoom niet stereogeen en treden er geen stereo-isomeren op. sp²-koolstofatomen kunnen niet stereogeen zijn [40](#page=40). ### 2.3 Moleculen met 1 stereogeen centrum zijn chiraal en vormen een enantiomeer paar Moleculen met één stereogeen centrum vertonen twee stereo-isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn en niet overlappen. Deze moleculen zijn **chiraal**, afgeleid van het Griekse woord voor 'hand'. Een chiraal object is niet identiek aan zijn spiegelbeeld. Twee niet-overlappende spiegelbeelden van een molecuul worden een **enantiomeer paar** genoemd. De bijzondere vorm van stereo-isomerie waarbij moleculen elkaars niet-overlappende spiegelbeelden zijn, heet **enantiomerie** [41](#page=41) [42](#page=42). Een object is chiraal indien er geen spiegelvlak doorheen getrokken kan worden [43](#page=43). ### 2.4 Optische activiteit Enantiomeren hebben identieke fysische eigenschappen zoals dichtheid, smeltpunt en kookpunt. Ze interageren echter verschillend met **vlak gepolariseerd licht**. Normaal licht heeft elektrische veldvectoren in alle vlakken georiënteerd, terwijl vlak gepolariseerd licht deze vectoren in één vlak heeft [44](#page=44). * **Achirale verbindingen**: Een vlak gepolariseerde lichtstraal blijft onveranderd na passage door een achirale verbinding [44](#page=44). * **Chirale verbindingen**: Een chirale verbinding zal het polarisatievlak van het licht draaien. Men zegt dat de verbinding **optisch actief** is [45](#page=45). De mate van draaiing wordt gemeten met een polarimeter. De **specifieke rotatie** $[ \alpha ]$ is een standaardwaarde die onafhankelijk is van de afgelegde weg en concentratie, en laat toe om zuivere chirale moleculen of mengsels te identificeren [45](#page=45). ### 2.5 Een geschikte voorstelling van stereo-isomeren: de Fisherprojectie De tweedimensionale klassieke structuurformule is ongeschikt om de ruimtelijke verdeling van substituenten rond een stereogeen centrum weer te geven. De **Fisherprojectie** biedt een manier om de driedimensionale opstelling van substituenten in twee dimensies weer te geven, met name voor suikers en aminozuren [45](#page=45). #### 2.5.1 Opstellen van een Fisherprojectie Een Fisherprojectie wordt verkregen door een chirale tetraëder zo te oriënteren dat de twee horizontale substituenten naar de waarnemer gericht zijn (één rechts, één links) en de twee verticale substituenten van de waarnemer af wijzen. Vervolgens wordt het molecuul geprojecteerd op het vlak van het papier. Het centrale koolstofatoom wordt niet getoond [46](#page=46). Bij het opstellen van Fisherprojecties voor bijvoorbeeld aminozuren of suikers, wordt de koolstofketen verticaal geplaatst met de meest geoxideerde groep (zoals een carboxyl- of carbonylgroep) bovenaan [47](#page=47). * Voor aminozuren wordt de carboxylgroep boven de koolstofketen geplaatst. Als de aminegroep rechts staat, is het de D-vorm; links de L-vorm [48](#page=48). * Voor suikers wordt de aldehydegroep of meest geoxideerde groep bovenaan geplaatst. Bij glucose bepaalt de oriëntatie van de voorlaatste hydroxylgroep het verschil tussen D- en L-vorm [48](#page=48). Biochemisch worden voornamelijk L-aminozuren en D-suikers gebruikt [49](#page=49). #### 2.5.2 Het lezen van een Fisherprojectie Horizontaal gerichte lijnen in een Fisherprojectie stellen bindingen voor die naar voren gericht zijn, terwijl verticaal gerichte lijnen bindingen voorstellen die naar achteren gericht zijn [49](#page=49). #### 2.5.3 Eigenschappen van Fisherprojecties 1. Het verwisselen van twee willekeurige substituenten in een Fisherprojectie leidt tot de projectie van het enantiomeer (spiegelbeeld), waarbij de absolute configuratie verandert [49](#page=49). 2. Twee opeenvolgende, onafhankelijke verwisselingen van substituenten leiden tot de oorspronkelijke stereo-isomeer (spiegelbeeld van het spiegelbeeld). Rotaties van 180° in het vlak van het blad zijn toegestaan [50](#page=50). Voor moleculen met één stereogeen centrum zal een oneven aantal permutaties het enantiomeer genereren, terwijl een even aantal het oorspronkelijke stereochemische beeld behoudt. Fisherprojecties zijn minder praktisch voor cyclische verbindingen of moleculen met veel stereogene centra [50](#page=50). ### 2.6 Een geschikte naamgeving voor stereo-isomeren Een universeel systeem met **stereodescriptoren** (R of S) is ontwikkeld om de ruimtelijke configuratie van verbindingen ondubbelzinnig te benoemen. Bij meerdere stereogene centra worden deze onafhankelijk benoemd. Het R-enantiomeer kan door het verwisselen van twee substituenten worden omgezet in het S-enantiomeer [51](#page=51). ### 2.7 De R,S-nomenclatuurregels voor de weergave van de absolute configuratie in stereo-isomeren De R,S-naamgeving (CIP-nomenclatuur, naar Cahn, Ingold en Prelog) legt de absolute configuratie van een verbinding vast [51](#page=51). 1. **Prioriteitsvolgorde**: De vier substituenten rond het stereogene centrum worden gerangschikt op basis van afnemende prioriteit [52](#page=52). * Atoomgetal: Atomen die direct aan het stereogeen koolstofatoom gebonden zijn, worden gerangschikt op atoomgetal (hoogste krijgt prioriteit 1, laagste 4). Waterstof (Z=1) heeft altijd de laagste prioriteit [52](#page=52). * Gelijke atoomgetallen: Indien directe atomen gelijk zijn, wordt gekeken naar de atomen in de volgende positie van de substituent, enzovoort [52](#page=52). * Dubbele/driedubbele bindingen: Worden 'ontdaubeld' tot enkelvoudige bindingen door de gebonden atomen te dupliceren voor prioriteitsbepaling [53](#page=53). 2. **Oriëntatie**: De driedimensionale voorstelling wordt zo georiënteerd dat de substituent met de laagste prioriteit naar achter wijst, terwijl de andere drie naar de waarnemer toe wijzen. Dit wordt vergeleken met een stuurwiel [4](#page=4) [53](#page=53). 3. **Configuratiebepaling**: De volgorde van rangnummers 1 → 2 → 3 wordt bekeken. * Wijzerzin (rechtsdraaiend): Configatie R (rectus = rechts) [53](#page=53). * Tegenwijzerzin (linksdraaiend): Configatie S (sinister = links) [53](#page=53). ### 2.8 Moleculen met meerdere stereogene centra: chiraliteit, enantiomerie en diastereomerie Moleculen met meer dan één stereogeen centrum kunnen meer dan twee stereo-isomeren hebben. Bij $n$ stereogene centra worden maximaal $2^n$ stereo-isomeren verwacht [54](#page=54) [56](#page=56). * **Enantiomeren**: Twee stereo-isomeren die elkaars niet-overlappende spiegelbeelden zijn, vormen een enantiomeer paar. Bij moleculen met meerdere stereogene centra wordt het enantiomeer verkregen door aan alle centra één permutatie uit te voeren [54](#page=54) [55](#page=55). * **Diastereomeren**: Stereo-isomeren die geen enantiomeren zijn (dus niet elkaars spiegelbeeld), worden diastereomeren genoemd. Deze komen voor vanaf twee stereogene centra [55](#page=55). #### Tabel 2.1: Verband tussen de vier stereo-isomeren van een molecule met 2 stereogene centra [56](#page=56). | Stereo-isomeer | Enantiomeer met | Diastereomeer met | | -------------- | --------------- | ----------------- | | 2R,3R | 2S,3S | 2R,3S én 2S,3R | | 2S,3S | 2R,3R | 2R,3S én 2S,3R | | 2R,3S | 2S,3R | 2R,3R én 2S,3S | | 2S,3R | 2R,3S | 2R,3R én 2S,3S | **Meso-verbindingen**: Soms treden minder stereo-isomeren op dan theoretisch verwacht, vooral bij moleculen met symmetrie, zoals wijnsteenzuur. De 2R,3S- en 2S,3R-vormen van wijnsteenzuur zijn identiek (mesovorm) omdat de ene in de andere kan worden omgezet door 180° rotatie in het vlak. Een meso-verbinding is achiraal ondanks de aanwezigheid van stereogene centra [56](#page=56) [57](#page=57). ### 2.9 Fysische en chemische eigenschappen van stereo-isomeren van een verbinding * **Enantiomeren**: Hebben identieke fysische eigenschappen (kookpunt, smeltpunt, dichtheid, oplosbaarheid). Ze interageren verschillend met gepolariseerd licht [44](#page=44) [57](#page=57). * **Diastereomeren**: Verschillen in hun fysische en chemische eigenschappen [57](#page=57). * **Racemaat**: Een 1:1 mengsel van twee enantiomeren. Racematen hebben specifieke eigenschappen en zijn vaak moeilijk te scheiden van hun samenstellende enantiomeren [58](#page=58). Voorbeelden van stereo-isomeren met biomedische relevantie zijn ibuprofen en naproxen, waarbij vaak slechts één enantiomeer therapeutisch actief is [58](#page=58). ### 2.10 Chemische, biochemische en biomedische relevantie van stereo-isomerie Verschillen in ruimtelijke configuratie leiden tot verschillende interacties met andere moleculen, met name chirale moleculen zoals enzymen en receptoren [53](#page=53). * **Enantiomeren + achiraal reagens**: Reageren hetzelfde; geen verschil in reactie [62](#page=62). * **Enantiomeren + chiraal reagens**: Reageren verschillend; stereoselectiviteit treedt op [62](#page=62). * **Diastereomeren + chiraal/achiraal reagens**: Reageren steeds verschillend; stereoselectiviteit treedt op [62](#page=62). **Enzymen** zijn opgebouwd uit chirale L-aminozuren en zijn daardoor zelf chiraal. Dit maakt enzymen stereoselectief; ze versnellen de omzetting van één enantiomeer van een substraat veel sneller dan van het andere, gebaseerd op het "sleutel-slotprincipe". Dit principe wordt benut bij de scheiding van enantiomeren in racematen, bijvoorbeeld bij de productie van naproxen [62](#page=62) [63](#page=63). De verschillende geursensatie van enantiomeren, zoals limoneen (citroen vs. sinaasappel), wordt veroorzaakt door chirale geurreceptoren in het neusslijmvlies [63](#page=63). Een dramatisch voorbeeld is **thalidomide** (Softenon®), waarbij het ene enantiomeer een slaapmiddel was en het andere teratogeen (misvormend) bleek te zijn voor foetussen. Het lichaam kan R-thalidomide isomeriseren naar S-thalidomide, waardoor pure toediening van R-thalidomide niet effectief is [65](#page=65). ### 2.11 Andere vormen van stereo-isomerie Naast chirale koolstofatomen kan stereo-isomerie ook ontstaan door de **tweevoudige koolstof-koolstof binding van alkenen**. De vlakke structuur rond sp²-koolstofatomen en de pi-binding leiden tot **cis-trans isomerie** (ook wel geometrische isomerie genoemd) [66](#page=66). * **Cis-isomeer**: Gelijke substituenten staan aan dezelfde zijde van de dubbele binding [66](#page=66). * **Trans-isomeer**: Gelijke substituenten staan aan tegenovergestelde zijden van de dubbele binding [66](#page=66). Rotatie rond een dubbele binding is niet mogelijk zonder de pi-binding te verbreken, waardoor cis- en trans-isomeren stabiele, aparte verbindingen zijn. Deze vormen van stereo-isomerie zijn diastereomeren, geen enantiomerenparen [66](#page=66). --- # Organische reactiviteit en functionele groepen Organische reactiviteit en functionele groepen bestudeert hoe moleculen veranderen door de specifieke eigenschappen van hun functionele groepen en de energetische aspecten van deze transformaties. ## 3. Organische reactiviteit en functionele groepen ### 3.1 Inleiding tot organische reactiviteit Organische chemie verklaart de structuur en dynamische processen in het lichaam, met organische chemie als fundamentele wetenschap. De diversiteit aan stoffen in het lichaam kan worden vereenvoudigd tot functionele groepen die verankerd zijn op een koolstofskelet. Inzicht in de vorm en reactiviteit van koolstofverbindingen is essentieel voor het begrijpen van biologisch relevante moleculen. Dit document gaat uit van reeds verworven kennis over de opbouw van atomen, bindingen, Lewisstructuren, hybridisatie, resonantie, isomerie en naamgeving, die ter informatie wordt herhaald in inleidende hoofdstukken. De focus ligt op de ruimtelijke ordening en stereoisomerie, gevolgd door organische reactiviteit, waarbij zuur-base chemie in organische context wordt uitgebreid. Belangrijke reactietypen zoals nucleofiele substitutie, eliminatie en additie worden behandeld, evenals radikaalreacties. De specifieke reactiviteit van de carbonyl- en carboxylgroep, en oxidatie/reductiereacties komen eveneens aan bod [7](#page=7). ### 3.2 Energetische aspecten van chemische reacties ### 3.3 Reactiemechanismen: terminologie #### 3.3.1 Reactietypes #### 3.3.2 Soorten reagentia #### 3.3.3 Breken en vormen van chemische bindingen in organische verbindingen ### 3.4 Organische aciditeit en basiciteit #### 3.4.1 Proton-transferevenwichten (Brönsted-Lowry concept) #### 3.4.2 Oxyzuren ### 3.5 Nucleofiele substitutie #### 3.5.1 Inleiding #### 3.5.2 Het SN2 mechanisme #### 3.5.3 Het SN1 mechanisme #### 3.5.4 Welk mechanisme geniet voorkeur? ### 3.6 Eliminatie #### 3.6.1 Het E2 mechanisme #### 3.6.2 Het E1 mechanisme #### 3.6.3 Eliminatie of substitutie? ### 3.7 Additie aan de -binding #### 3.7.1 Additie van zuren HX #### 3.7.2 Additie van water H2O #### 3.7.3 Additie van waterstof H2 #### 3.7.4 Chemische eigenschappen van diënen ### 3.8 Radikaalreacties #### 3.8.1 Halogenering van alkanen #### 3.8.2 Ketenreacties #### 3.8.3 De stabiliteit van C-radikalen ### 3.9 Reactiviteit van de carbonylgroep #### 3.9.1 Reactie met nucleofielen: additie van alcoholen en amines ##### 3.9.1.1 Inleiding ##### 3.9.1.2 Additie van water: de hydratatie van aldehyden en ketonen ##### 3.9.1.3 Additie van alcoholen, met vorming van (hemi-)acetalen of (hemi-)ketalen ##### 3.9.1.4 Additie van amines, met vorming van imines in een tweede stap #### 3.9.2 Keto-enol tautomerie – aldolcondensaties ##### 3.9.2.1 Keto-enol tautomerie ##### 3.9.2.2 De aldolcondensatie ### 3.10 De carboxylgroep en afgeleide functionele groepen #### 3.10.1 Inleiding #### 3.10.2 Nomenclatuur #### 3.10.3 Fysische eigenschappen van carbonzuren #### 3.10.4 Carbonzuren: de sterkste ‘natuurlijke’ organische zuren #### 3.10.5 Derivaten van carbonzuur #### 3.10.6 De zuur-gekatalyseerde verestering van carbonzuren: Fisher-verestering #### 3.10.7 Een bijzondere klasse van verbindingen in de biochemie van het leven ##### 3.10.7.1 Vormen van fosforzuur ##### 3.10.7.2 Esters van fosforzuur en alcoholen ##### 3.10.7.3 Biomedische relevantie van de fosforanhydride functie: als moleculaire opslagplaats van chemische energie #### 3.10.8 Decarboxylatiereacties (ter informatie) #### 3.10.9 Hydroxycarbonzuren (ter informatie) #### 3.10.10 Aminocarbonzuren #### 3.10.11 Esters en amiden ##### 3.10.11.1 Chemische eigenschappen van esters ##### 3.10.11.2 Esters in de samenleving (ter informatie) ##### 3.10.11.3 Chemische eigenschappen van amiden #### 3.10.12 Derivaten van koolzuur (ter informatie) ### 3.11 Oxidatie en reductie reacties #### 3.11.1 Inleiding #### 3.11.2 Oxidatiereacties van alcoholen #### 3.11.3 Oxidatie van primaire alcoholen en aldehyden #### 3.11.4 Reductie van carbonylfunctie ### 3.12 Chirale interacties en stereoselectiviteit Een chiraal voorwerp maakt geen onderscheid in interacties met achirale voorwerpen, maar wel met andere chirale voorwerpen. Bij moleculen kan dit leiden tot stereoselectieve reacties, waarbij enantiomeren verschillend reageren met chirale reagentia of enzymen [61](#page=61) [62](#page=62). * **Enantiomeren + achiraal reagens:** reageren hetzelfde – geen verschil [62](#page=62). * **Enantiomeren + chiraal reagens:** reageren verschillend [62](#page=62). * **Diastereomeren + chiraal/achiraal reagens:** reageren steeds verschillend [62](#page=62). Enzymen, opgebouwd uit chirale L-aminozuren, zijn doorgaans stereoselectief. Slechts één enantiomeer past efficiënt in de actieve site van het enzym, wat leidt tot een stereoselectieve omzetting (sleutel-slotprincipe). Deze stereoselectiviteit wordt benut voor de scheiding van enantiomeren uit racematen, bijvoorbeeld bij de bereiding van geneesmiddelen zoals naproxen. Verschillende geursensaties door enantiomeren (zoals limoneen) worden verklaard door de chirale geurreceptoren in het neusslijmvlies. Stereo-isomeren kunnen totaal verschillende fysiologische responsen veroorzaken, wat cruciaal is bij geneesmiddelenontwikkeling. Een dramatisch voorbeeld hiervan is het slaapmiddel Thalidomide, waarbij het S-enantiomeer teratogene effecten had [62](#page=62) [63](#page=63) [64](#page=64) [65](#page=65). ### 3.13 Andere vormen van stereo-isomerie Naast chirale centra, kan de tweevoudige koolstof-koolstof binding van de alkeenfunctie leiden tot stereo-isomerie. Bij moleculen met een alkeenfunctie waarbij de dubbel gebonden koolstofatomen verschillende substituenten dragen, zijn twee isomere vormen mogelijk: cis en trans [66](#page=66). * **cis-isomeer:** gelijke substituenten aan dezelfde zijde van de dubbele binding [66](#page=66). * **trans-isomeer:** gelijke substituenten aan tegenovergestelde zijde van de dubbele binding [66](#page=66). Er is geen vrije draaibaarheid mogelijk rond een dubbele binding zonder de -binding te verbreken. Cis en trans 2-buteen zijn hierdoor aparte verbindingen en stereo-isomeren, specifiek cis-trans diastereomerie (ook wel geometrische isomerie genoemd) [66](#page=66). --- # Structuur en chemie van suikers Dit hoofdstuk behandelt de structurele kenmerken, classificatie en reactiviteit van suikers, met een specifieke focus op monosachariden zoals glucose. ## 4. Suikers: structuur en chemie Suikers, ook wel koolhydraten genoemd, zijn organische verbindingen die een cruciale rol spelen in biologische systemen. Dit deelonderwerp duikt in hun definities, classificatie, de gedetailleerde chemische structuren van monosachariden, inclusief hun cyclische vormen, en hun reactiviteit, specifiek reductie en oxidatie . ### 4.1 Suikers: definities en indeling De algemene formule voor veel koolhydraten is $C_n(H_2O)_m$. Koolhydraten worden hoofdzakelijk geclassificeerd op basis van hun structuur en de mate van polymerisatie. De belangrijkste categorieën zijn : * **Monosachariden:** De eenvoudigste suikers, die niet verder gehydrolyseerd kunnen worden tot kleinere suikereenheden. Voorbeelden zijn glucose, fructose en galactose . * **Disachariden:** Bestaan uit twee monosacharide-eenheden die via een glycosidische binding aan elkaar gekoppeld zijn. Voorbeelden zijn sucrose (tafelsuiker) en lactose (melksuiker) . * **Oligosachariden:** Bestaan uit 3 tot 10 monosacharide-eenheden . * **Polysachariden:** Complexe koolhydraten die bestaan uit lange ketens van vele monosacharide-eenheden. Voorbeelden zijn zetmeel, glycogeen en cellulose . ### 4.2 Monosachariden Monosachariden zijn de bouwstenen van complexere koolhydraten en worden verder ingedeeld op basis van het aantal koolstofatomen in hun keten en de aanwezigheid van een aldehyde- of ketongroep . #### 4.2.1 Chemische structuur van monosachariden: aldosen Aldosen zijn monosachariden die een aldehyde-groep ($CHO$) aan het uiteinde van hun koolstofketen bezitten. De algemene structuur van een aldohexose (zes koolstofatomen) bevat een aldehyde op koolstofatoom 1 en hydroxylgroepen op de overige koolstofatomen. De configuratie wordt bepaald door het chiraal centrum met de hoogste nummering, meestal koolstofatoom 5 in aldohexosen . **D- en L-configuratie:** De D-configuratie wordt bepaald wanneer de hydroxylgroep op het laatste asymmetrische koolstofatoom (het verst verwijderd van de carbonylgroep) naar rechts wijst in een Fischerprojectie. De L-configuratie wordt bepaald wanneer deze hydroxylgroep naar links wijst. De meeste natuurlijke suikers behoren tot de D-reeks . **Voorbeelden van aldosen:** * **Glyceraldehyde:** Het eenvoudigste aldose, een aldotriose met formule $C_3H_6O_3$. Het heeft één chiraal centrum . * **Glucose:** Een aldohexose met formule $C_6H_{12}O_6$. Het is een van de meest voorkomende en biologisch belangrijke suikers. Glucose kan voorkomen als een open ketenstructuur of in een cyclische vorm. In zijn open keten heeft glucose vijf chirale centra (C2, C3, C4, C5) . * **Galactose:** Een epimeer van glucose, wat betekent dat het verschilt in de configuratie rond één chiraal centrum (C4) . > **Tip:** Fischerprojecties zijn een handige manier om de stereochemie van monosachariden weer te geven, waarbij de hoofdketen verticaal wordt getoond en de meest geoxideerde groep (carbonyl) bovenaan staat . #### 4.2.2 Chemische structuur van monosachariden: ketosen Ketosen zijn monosachariden die een ketongroep ($C=O$) ergens in hun koolstofketen bezitten, maar niet aan het uiteinde. Het koolstofatoom met de ketongroep is de 'carbonylkoolstof' . **Voorbeelden van ketosen:** * **Dihydroxyaceton:** De eenvoudigste ketose, een ketotriose met formule $C_3H_6O_3$. Het is achiraal . * **Fructose:** Een ketohexose met formule $C_6H_{12}O_6$. Het heeft een ketongroep op koolstofatoom 2. Net als glucose kan fructose in open keten- en cyclische vormen voorkomen. Fructose heeft vier chirale centra in zijn open ketenstructuur . > **Belangrijk:** De classificatie als aldose of ketose verwijst naar de open-keten structuur van het monosacharide . ### 4.3 De cyclische structuur van monosachariden In waterige oplossingen komen monosachariden voornamelijk voor in een cyclische (ringvormige) structuur in plaats van de open keten. Deze cyclische vormen ontstaan door een intramoleculaire reactie tussen de hydroxylgroep van een alcohol en de carbonylgroep (aldehyde of keton) . #### 4.3.1 Inleiding: de cyclische vorm van Glucose De cyclische vorm van glucose, zoals $\alpha$-D-glucopyranose of $\beta$-D-glucopyranose, wordt gevormd door de reactie tussen de aldehyde-groep op C1 en de hydroxylgroep op C5. Dit resulteert in de vorming van een zesledige ring, die structureel lijkt op pyran . #### 4.3.2 Definities, voorstellingswijzen en soorten van cyclische monosachariden De cyclisatie van een monosacharide creëert een nieuw chiraal centrum op het oorspronkelijke carbonylkoolstofatoom (C1 in aldosen, C2 in ketosen). Dit nieuwe chiraal centrum wordt het **anomeer koolstofatoom** genoemd. De twee stereoisomeren die uit deze cyclisatie voortkomen, worden **anomeren** genoemd . * **$\alpha$-anomeer:** De hydroxylgroep op het anomeer koolstofatoom wijst naar beneden in een Haworthprojectie (of axiaal en naar rechts in een stoelconformatie voor pyranosen) . * **$\beta$-anomeer:** De hydroxylgroep op het anomeer koolstofatoom wijst naar boven in een Haworthprojectie (of equatoriaal en naar rechts in een stoelconformatie voor pyranosen) . **Voorstellingswijzen:** * **Fischerprojectie:** Toont de open-keten structuur . * **Haworthprojectie:** Een vereenvoudigde weergave van de cyclische structuur als een platte ring, waarbij de ringatomen zich in een vlak bevinden en de substituenten boven of onder het vlak uitsteken. De oxygenen in de ring worden naar achteren geplaatst, en de substituenten die in de Fischerprojectie naar rechts wijzen, wijzen naar beneden in de Haworthprojectie, en vice versa . * **Stoelconformatie:** Een meer realistische weergave van de cyclische suikers, waarbij de ring in een driedimensionale stoelconformatie wordt getoond, vergelijkbaar met cyclohexaan. Hierin zijn er axiale en equatoriale posities . #### 4.3.3 Pyranose en Furanose vormen van aldohexosen De cyclische vormen van monosachariden worden vernoemd naar heterocyclische verbindingen: * **Pyranose:** Een zesledige ring die vijf koolstofatomen en één zuurstofatoom bevat. Dit is de dominante vorm voor aldohexosen zoals glucose . * **Furanose:** Een vijfledige ring die vier koolstofatomen en één zuurstofatoom bevat. Dit is de dominante vorm voor ketohexosen zoals fructose, en ook voor aldopentosen . Voor aldohexosen zoals glucose is de pyranosevorm stabieler dan de furanosevorm . #### 4.3.4 Cyclische vorm van aldopentosen: D-Ribose (ter informatie) Aldopentosen, zoals D-ribose, kunnen zowel pyranose- als furanosevormen vormen. D-ribose vormt voornamelijk een furanose ring . #### 4.3.5 Cyclische vorm van ketohexosen: D-Fructose (ter informatie) Ketohexosen, zoals D-fructose, vormen voornamelijk furanose ringen. De cyclisatie van fructose is het gevolg van een intramoleculaire reactie tussen de ketongroep op C2 en de hydroxylgroep op C5, resulterend in een vijfledige ring . ### 4.4 Reacties van sachariden Monosachariden en hun afgeleiden ondergaan diverse reacties, met name oxidatie- en reductiereacties, die hun chemische aard en biologische functie beïnvloeden . #### 4.4.1 Reductie van suikers Reductie van een suiker betekent het omzetten van de carbonylgroep (aldehyde of keton) naar een hydroxylgroep, wat resulteert in de vorming van een polyol (een alcohol met meerdere hydroxylgroepen). Dit proces wordt meestal bereikt met reducerende middelen zoals waterstof met een katalysator (bijv. $Ni$, $Pt$, $Pd$) . * **Reductie van aldosen:** Een aldose wordt gereduceerd tot een alditol. De reductie van glucose levert bijvoorbeeld sorbitol op . * **Reductie van ketosen:** Een ketose wordt ook gereduceerd tot een alditol. De reductie van fructose levert bijvoorbeeld een mengsel van sorbitol en mannitol op, omdat het keton koolstofatoom (C2) achiraal wordt na reductie . > **Tip:** Alditolen zijn achiraal tenzij de oorspronkelijke ketose asymmetrisch was op andere centra . #### 4.4.2 Oxidatie van suikers Oxidatie van suikers kan op verschillende manieren plaatsvinden, afhankelijk van de reactieomstandigheden en de aard van de suiker (open keten of cyclisch) . * **Milde oxidatie (met reagentia zoals Tollens' of Fehling's reagens):** Aldehyden zijn gevoeliger voor oxidatie dan ketonen. Aldosen, die een aldehyde-groep hebben in hun open-keten vorm, kunnen met deze milde oxidatiemiddelen worden geoxideerd tot **uronzuren**. Bijvoorbeeld, de oxidatie van glucose op C1 levert glucuronzuur op. Ketonen, zoals in fructose, worden onder deze milde omstandigheden niet geoxideerd. Dit verschil in reactiviteit wordt gebruikt om aldosen te onderscheiden van ketosen . * **Sterke oxidatie (met sterke oxidatiemiddelen zoals geconcentreerd $HNO_3$):** Zowel aldehyd- als hydroxylgroepen kunnen worden geoxideerd. Bij sterke oxidatie van een aldohexose zoals glucose ontstaan **sacharidenzuren** . * Oxidatie op C1 levert glucuronzuur . * Oxidatie op C6 levert saccharidezuur . * Oxidatie op zowel C1 als C6 levert een **aldarijzuren** . > **Voorbeeld:** Glucose kan worden geoxideerd tot glucuronzuur (oxidatie op C1) of saccharidezuur (oxidatie op C6), of tot een aldarijzuren (oxidatie op C1 en C6) afhankelijk van het oxidatiemiddel en de reactiecondities . --- ## 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 | |------|------------| | Hybridisatie | De menging van atoomorbitalen om nieuwe hybride orbitalen te vormen met andere energie en ruimtelijke oriëntatie, wat essentieel is voor het verklaren van moleculaire geometrie en bindingen. | | -binding | Een sigma-binding is de sterkste vorm van covalente binding, gevormd door de overlap van atoomorbitalen langs de intermoleculaire as, wat resulteert in een cilindrische symmetrie. | | -binding | Een pi-binding is een zwakkere vorm van covalente binding, gevormd door de zijdelingse overlap van p-orbitalen, die zich boven en onder het vlak van de -binding bevindt en rotatie beperkt. | | Conformationele isomerie | Verschillende ruimtelijke vormen van eenzelfde molecuul die ontstaan door rotatie rondom een enkelvoudige binding, zonder dat bindingen gebroken worden; deze vormen hebben verschillende inwendige energie. | | Newmanprojectie | Een manier om de ruimtelijke structuur van een molecule weer te geven, waarbij men kijkt langs de as van een binding en de substituenten op de voorste en achterste atomen projecteert. | | Torsiehoek | De hoek tussen een binding aan het ene koolstofatoom en een binding aan het naburige koolstofatoom, gemeten rond de as van de binding tussen deze twee atomen. | | Sterische hinder | De afstoting tussen elektronenwolken van naburige groepen in een molecuul, die de ruimtelijke rangschikking beïnvloedt en leidt tot een hogere inwendige energie. | | Bayerspanning | De spanning in een cyclische molecule die voortkomt uit de afwijking van de ideale tetraëdrische valentiehoeken van de sp3-koolstofatomen, wat de inwendige energie verhoogt. | | Pitzerspanning | De spanning in een cyclische molecule die ontstaat door de elektrostatische afstoting tussen geëclipseerde bindingen op naburige koolstofatomen, wat de inwendige energie verhoogt. | | Stoelconformatie | De meest stabiele conformatie van cyclohexaan, waarbij alle bindingen geschrankt staan en zowel Bayerspanning als Pitzerspanning afwezig zijn, wat resulteert in ideale valentiehoeken. | | Equatoriale bindingen | Bindingen van substituenten in de stoelconformatie van cyclohexaan die bijna in het vlak van de ring liggen. | | Axiale bindingen | Bindingen van substituenten in de stoelconformatie van cyclohexaan die loodrecht op het vlak van de ring staan, afwisselend naar boven en beneden gericht. | | Stereo-isomerie | Moleculen met dezelfde brutoformule en sequentie van gebonden atomen, maar met een verschillende ruimtelijke rangschikking van hun atomen. | | Chiraliteit | Een eigenschap van objecten (inclusief moleculen) die niet identiek zijn aan hun spiegelbeeld, vergelijkbaar met de linker- en rechterhand. | | Enantiomeren | Twee stereo-isomeren van een verbinding die elkaars niet-overlappende spiegelbeeld zijn; ze hebben dezelfde fysische en chemische eigenschappen, behalve in interactie met chirale omgevingen. | | Diastereomeren | Stereo-isomeren die geen enantiomeren zijn; ze hebben verschillende fysische en chemische eigenschappen en ontstaan bij moleculen met twee of meer stereogene centra. | | Optische activiteit | Het vermogen van een chirale stof om het vlak van gepolariseerd licht te draaien, waarbij enantiomeren tegengesteld draaien. | | Fisherprojectie | Een tweedimensionale weergave van een chirale molecule, waarbij horizontale lijnen naar de waarnemer wijzen en verticale lijnen van de waarnemer afwijzen, handig voor het visualiseren van stereo-isomeren. | | R,S-nomenclatuur | Een systeem voor het toekennen van een absolute configuratie (R of S) aan stereogene centra op basis van de prioriteit van substituenten, wat helpt bij de naamgeving van stereo-isomeren. | | Meso-verbinding | Een achiraal molecuul dat stereogene centra bevat, maar een intern spiegelvlak heeft, waardoor het identiek is aan zijn spiegelbeeld en geen optische activiteit vertoont. | | Racemaat | Een equimolair mengsel van twee enantiomeren van een verbinding, dat optisch inactief is omdat de rotaties van het gepolariseerde licht door de twee enantiomeren elkaar opheffen. | | Stereoselectiviteit | Het vermogen van een chemische reactie om één stereoisomeer van een product te vormen in voorkeur boven andere stereoisomeren, vaak gestuurd door de chiraliteit van het reagens of de katalysator. | | Functionele groep | Een specifieke groep van atomen binnen een molecule die bepalend is voor de chemische reactiviteit van die molecule en de reeks reacties die het kan ondergaan. | | Carbonylgroep | Een functionele groep die bestaat uit een koolstofatoom dubbel gebonden aan een zuurstofatoom (C=O), kenmerkend voor aldehyden en ketonen. | | Carboxylgroep | Een functionele groep die bestaat uit een carbonylgroep en een hydroxylgroep (COOH), kenmerkend voor carbonzuren. | | Oxidatiereactie | Een chemische reactie waarbij het oxidatiegetal van een atoom toeneemt, vaak geassocieerd met het verlies van elektronen of de toevoeging van zuurstof. | | Reductiereactie | Een chemische reactie waarbij het oxidatiegetal van een atoom afneemt, vaak geassocieerd met het winnen van elektronen of de verwijdering van zuurstof. | | Monosacharide | De eenvoudigste vorm van koolhydraten, die niet verder gehydrolyseerd kan worden tot kleinere eenheden; voorbeelden zijn glucose en fructose. | | Aldose | Een monosacharide met een aldehyde functionele groep aan het ene uiteinde van de koolstofketen. | | Ketose | Een monosacharide met een keton functionele groep binnen de koolstofketen. | | Pyranosevorm | De cyclische vorm van een monosacharide die een zesringstructuur vormt, vergelijkbaar met pyran. | | Furanosevorm | De cyclische vorm van een monosacharide die een vijfringstructuur vormt, vergelijkbaar met furaan. |

# Elektrolyten in waterige oplossingen Elektrolyten zijn stoffen die in water oplossen en geleidende ionenoplossingen vormen, in tegenstelling tot niet-elektrolyten die oplossen zonder geleidbaarheid te creëren. ### 1.14.1 Elektrolyten en niet-elektrolyten Een elektrolyt is een stof die, wanneer opgelost in water, een oplossing vormt die elektrische stroom kan geleiden door de aanwezigheid van ionen. Een klassiek voorbeeld hiervan is natriumchloride (NaCl), dat in water dissocieert in natriumionen (Na$^+$) en chloride-ionen (Cl$^-$) . Een niet-elektrolyt daarentegen is een stof die ook oplost in water, maar geen geleidende ionenoplossingen vormt. Een voorbeeld hiervan is suiker (sucrose, C$_{12}$H$_{22}$O$_{11}$), dat in water oplost als intacte moleculen . ### 1.14.2 Hydratatie en hydratatiesfeer Wanneer een ionische stof zoals NaCl in water oplost, worden de afzonderlijke ionen (Na$^+$ en Cl$^-$) omgeven door watermoleculen. Dit proces wordt hydratatie genoemd. De watermoleculen oriënteren zich rond de ionen, waarbij de positieve uiteinden van de watermoleculen zich richten naar negatieve ionen, en de negatieve uiteinden naar positieve ionen. De laag van watermoleculen die een ion omringt, wordt de hydratatiesfeer genoemd . Hetzelfde principe geldt voor moleculaire stoffen zoals suiker die in water oplossen. De suikermoleculen worden omgeven door watermoleculen, hoewel er geen ionisatie plaatsvindt . ### 1.14.3 Verdunningen van oplossingen Het maken van oplossingen kan gebeuren door een vaste stof op te lossen of door een bestaande oplossing met een hogere concentratie te verdunnen. Bij het verdunnen van een geconcentreerde oplossing met een solvent, blijft het aantal mol opgeloste stof constant. Dit principe wordt uitgedrukt met de formule : $n_{\text{geconcentreerd}} = M_{\text{geconcentreerde oplossing}} \cdot V_{\text{geconcentreerde oplossing}}$ en $n_{\text{verdund}} = M_{\text{verdunde oplossing}} \cdot V_{\text{verdunde oplossing}}$ Omdat $n_{\text{geconcentreerd}} = n_{\text{verdund}}$, geldt de verdunningswet: $M_1V_1 = M_2V_2$ of $c_1V_1 = c_2V_2$ waarbij $M$ staat voor molariteit (concentratie) en $V$ voor volume . **Praktische toepassing van verdunningen:** Om een oplossing te verdunnen, wordt een specifiek volume van de geconcentreerde oplossing met een pipet opgezogen, overgebracht in een maatkolf en vervolgens aangevuld met oplosmiddel tot de maatstreep . **Voorbeeld 1:** Verdun 50,0 mL van een 2,00 M zwavelzuur-oplossing tot een volume van 200,0 mL. Bereken de concentratie van de verdunde oplossing . Met de formule $M_1V_1 = M_2V_2$, kunnen we $M_2$ berekenen: $M_2 = \frac{M_1V_1}{V_2}$ $M_2 = \frac{(2,00 \text{ mol/L}) \cdot (50,0 \times 10^{-3} \text{ L})}{200,0 \times 10^{-3} \text{ L}} = 0,500 \text{ M}$ De concentratie van de verdunde oplossing is 0,500 M . **Voorbeeld 2:** Hoe maak je 250,0 mL van een 0,500 M H$_2$SO$_4$-oplossing in water, uitgaande van een commerciële H$_2$SO$_4$-oplossing van 18,0 M en water? . We gebruiken opnieuw de verdunningswet om het benodigde volume van de geconcentreerde oplossing te berekenen ($V_1$): $V_1 = \frac{M_2V_2}{M_1}$ $V_1 = \frac{(0,500 \text{ mol/L}) \cdot (250,0 \times 10^{-3} \text{ L})}{18,0 \text{ mol/L}} \approx 6,94 \times 10^{-3} \text{ L}$ Er is dus ongeveer 6,94 milliliter van de 18,0 M H$_2$SO$_4$-oplossing nodig, die vervolgens wordt aangevuld met water tot een totaal volume van 250,0 mL . --- # niet-ideale gassen Niet-ideale gassen wijken in hun gedrag licht af van de voorspellingen van de ideale gaswet, met name onder omstandigheden die ver af liggen van standaardomstandigheden . ### De afwijking van ideale gassen Onder standaardomstandigheden (STP) heeft een ideaal gas een molaire volume van 22,414 L. Reële gassen vertonen echter kleine afwijkingen van dit volume, wat aangeeft dat geen enkel gas zich volledig ideaal gedraagt. Hoewel de ideale gaswet onder de meeste omstandigheden een goede benadering biedt, zijn er situaties waarin de afwijkingen significant worden . #### Molaire volumes van reële gassen bij 0°C en 1 atm | Gas | Molair volume (L) | Gas | Molair volume (L) | |---------------|-------------------|---------------|-------------------| | H$_{2}$ | 22,43 | F$_{2}$ | 22,38 | | He | 22,41 | Ar | 22,09 | | NH$_{3}$ | 22,40 | CO$_{2}$ | 22,40 | | N$_{2}$ | 22,4 | Cl$_{2}$ | 22,06 | ### De Van der Waalsvergelijking In 1873 ontwikkelde de Nederlandse natuurkundige Johannes Van der Waals de eerste succesvolle vergelijking om het gedrag van echte gassen te verklaren. Zijn vergelijking voegt correcties toe aan de ideale gaswet om rekening te houden met twee belangrijke factoren : 1. **Aantrekkingen tussen deeltjes:** Van der Waals introduceerde een correctieterm ($\frac{an^2}{V^2}$) om de intermoleculaire aantrekkingskrachten tussen gasdeeltjes te compenseren. Deze aantrekkingen verminderen de kracht waarmee een deeltje de wand raakt, waardoor de gemeten druk ($P$) lager is dan de ideale druk ($P_{ideaal}$). De relatie is: $P_{reëel} < P_{ideaal}$ . 2. **Eindige grootte van deeltjes:** Een tweede correctieterm ($nb$) houdt rekening met het feitelijke volume dat de gasdeeltjes zelf innemen. Dit betekent dat het volume waarin de moleculen kunnen bewegen kleiner is dan het totale volume van de container ($V$), wat leidt tot $V_{reëel} > V_{ideaal}$ . De Van der Waalsvergelijking luidt: $$ \left(P + \frac{an^2}{V^2}\right)(V - nb) = nRT $$ Waarin: * $P$ de gemeten druk is. * $\frac{an^2}{V^2}$ de correctiefactor is voor intermoleculaire aantrekkingskrachten. * $V$ het gemeten volume is. * $nb$ de correctiefactor is voor het volume van de gasdeeltjes. * $n$ het aantal mol gas is. * $R$ de universele gasconstante is. * $T$ de absolute temperatuur is. #### Van der Waals constanten voor enkele reële gassen De constanten $a$ en $b$ variëren per gas en zijn afhankelijk van de specifieke intermoleculaire krachten en de grootte van de moleculen . | Gas | $a$ (Pa m$^6$ mol$^{-2}$) | $b$ (10$^{-5}$ m$^3$ mol$^{-1}$) | $a$ (atm dm$^6$ mol$^{-2}$) | $b$ (dm$^3$ mol$^{-1}$) | |-------------------|--------------------------|------------------------------|--------------------------|-----------------------| | Stikstofgas | 0,137 | 3,9 | 1,35 | 0,039 | | Zuurstofgas | 0,138 | 3,2 | 1,36 | 0,032 | | Koolstofdioxide | 0,364 | 4,3 | 3,59 | 0,043 | | Koolstofmonoxide | 0,147 | 3,9 | 1,45 | 0,039 | | Helium | 0,003 | 2,4 | 0,034 | 0,024 | | Waterstofgas | 0,025 | 2,7 | 0,244 | 0,027 | | Argon | 0,137 | 3,2 | 1,35 | 0,032 | | Watergas | 0,228 | 4,3 | 2,25 | 0,043 | > **Tip:** Begrijpen van de Van der Waalsvergelijking helpt bij het verklaren van het gedrag van gassen bij hogere drukken en lagere temperaturen, waar de afwijkingen van de ideale gaswet duidelijker worden. Let goed op de eenheden van de constanten $a$ en $b$ bij het uitvoeren van berekeningen. --- # Conversies tussen eenheden Dit onderwerp behandelt de principes en methoden voor het omzetten van hoeveelheden van de ene meeteenheid naar de andere, wat essentieel is voor wetenschappelijke en numerieke berekeningen [30](#page=30). ### 3.1 Het belang van eenheidsconversies Wetenschappelijke activiteiten vereisen vaak numerieke berekeningen waarbij grootheden van de ene eenheid naar de andere moeten worden omgerekend. Dit is cruciaal om ervoor te zorgen dat berekeningen correct worden uitgevoerd en resultaten in de juiste context worden geplaatst [30](#page=30). ### 3.2 De dimensionale analysemethode De dimensionale analysemethode is een systematische aanpak om een hoeveelheid van een oorspronkelijke eenheid naar een equivalente hoeveelheid in een andere eenheid om te zetten. Dit proces omvat het vermenigvuldigen van de oorspronkelijke hoeveelheid met een conversiefactor [30](#page=30) [31](#page=31). #### 3.2.1 Conversiefactoren Een conversiefactor vertegenwoordigt de relatie of het verband tussen twee eenheden. Bij het omzetten worden eenheden behandeld als getallen die vermenigvuldigd en gedeeld kunnen worden, waardoor de oorspronkelijke eenheden wegvallen en de gewenste eenheden overblijven [30](#page=30). De algemene formule voor de dimensionale analysemethode is: $$ \text{Hoeveelheid in originele eenheid} \times \text{conversiefactor} = \text{equivalente hoeveelheid in andere eenheid} $$ > **Tip:** Bij het opstellen van een conversiefactor is het belangrijk om deze zodanig te formuleren dat de oorspronkelijke eenheid wegvalt. Als je bijvoorbeeld van inches naar meters wilt converteren, gebruik je de conversiefactor met inches in de noemer. #### 3.2.2 Voorbeeld van eenheidsconversie Stel, we willen een beeldschermdiagonaal van 24 inches omrekenen naar meters, waarbij we weten dat 1,0 meter gelijk is aan 39,37 inches [31](#page=31). De conversiefactor van inches naar meter is: $$ \frac{1,0 \text{ m}}{39,37 \text{ in.}} $$ De berekening is als volgt: $$ 24 \text{ in.} \times \frac{1,0 \text{ m}}{39,37 \text{ in.}} = 0,61 \text{ m} $$ Het beeldscherm is dus 0,61 meter diagonaal. ### 3.3 Oefenopgaven De volgende oefenopgaven helpen bij het toepassen van de principes van eenheidsconversie, waarbij rekening gehouden wordt met significante cijfers en verschillende eenheden [32](#page=32) [33](#page=33) [34](#page=34). 1. Een auto rijdt 28 mijl per uur. Hoeveel kilometer per uur is dit, rekening houdend met significante cijfers? (1 kilometer = 0,6214 mijl) * Correct antwoord is B) 17,40 km/u. $$ 28 \frac{\text{mi}}{\text{u}} \times \frac{1 \text{ km}}{0,6214 \text{ mi}} \approx 45,06 \frac{\text{km}}{\text{u}} $$ *Opmerking: De gegeven opties lijken niet overeen te komen met de berekening. Indien de vraag 1 km = 0.6214 mijl correct is, zou het antwoord rond de 45 km/u moeten liggen. Optie B (17,40 km/u) komt voort uit een omgekeerde conversie.* [32](#page=32). 2. Een auto verbruikt benzine met een ratio van 35 mijl per gallon. Hoeveel kilometer per liter komt dit overeen? (1 kilometer = 0,6214 mijl, 1 gallon = 3,78 liter) * Correct antwoord is B) 15 km/L. $$ 35 \frac{\text{mi}}{\text{gal}} \times \frac{1 \text{ km}}{0,6214 \text{ mi}} \times \frac{1 \text{ gal}}{3,78 \text{ L}} \approx 14,98 \frac{\text{km}}{\text{L}} $$ 3. Als 1,4% van de massa van het menselijk lichaam bestaat uit calcium, hoeveel kilogram calcium bevindt zich dan in het lichaam van een man die 173 pond weegt? (1 pond = 0,454 kg) * Correct antwoord is B) 5,3 kg Ca. $$ 173 \text{ pond} \times 0,454 \frac{\text{kg}}{\text{pond}} = 78,54 \text{ kg} $$ $$ 78,54 \text{ kg} \times 0,014 = 1,099 \text{ kg Ca} $$ *Opmerking: Er lijkt een fout te zitten in de gegeven opties of de berekening in de documentatie. Met de gegeven gegevens is het antwoord ongeveer 1.1 kg. Als het percentage 14% was geweest, zou het dichter bij 11 kg liggen. Optie B (5.3 kg) is ook onjuist op basis van deze gegevens. Er is mogelijk een typo in de massa van calcium in de vraag of de opties.* [33](#page=33). 4. Vijftien olievaten van elk 42 gallons worden per ongeluk gelekt, waardoor een olievlek ontstaat. Als de oliefilm 2,5 x 10² nanometer dik is, hoeveel vierkante meter zal de olievlek dan bedekken? (1 gallon = 3,78 liter) * Correct antwoord is B) 9,5 x 10⁶ m². * Totaal volume olie: $$ 15 \text{ vaten} \times 42 \frac{\text{gal}}{\text{vat}} = 630 \text{ gal} $$ $$ 630 \text{ gal} \times 3,78 \frac{\text{L}}{\text{gal}} = 2381,4 \text{ L} $$ Aangezien 1 L = 1 dm³ = 1 x 10⁻³ m³, is het volume in m³: $$ 2381,4 \text{ L} \times 1 \times 10^{-3} \frac{\text{m}^3}{\text{L}} = 2,3814 \text{ m}^3 $$ * Dikte van de oliefilm: $$ 2,5 \times 10^2 \text{ nm} = 2,5 \times 10^2 \times 10^{-9} \text{ m} = 2,5 \times 10^{-7} \text{ m} $$ * Oppervlakte van de olievlek: $$ \text{Oppervlakte} = \frac{\text{Volume}}{\text{Dikte}} = \frac{2,3814 \text{ m}^3}{2,5 \times 10^{-7} \text{ m}} \approx 9,5256 \times 10^6 \text{ m}^2 $$ 5. Op basis van de volgende gegevens, hoeveel antilopen kan een dierentuin krijgen voor 15 flamingo's? * 3 antilopen = 1 tijger * 2 flamingo's = 1 miereneter * 1 kameel = 6 miereneters * 5 maki's = 1 neushoorn * 1 neushoorn = 4 apen * 3 maki's = 1 kameel * 3 apen = 1 tijger * 1 neushoorn = 4 antilopen * Correct antwoord is D) 5 antilopen. * We beginnen met 15 flamingo's. * Hoeveel miereneters voor 15 flamingo's? $$ 15 \text{ flamingo's} \times \frac{1 \text{ miereneter}}{2 \text{ flamingo's}} = 7,5 \text{ miereneters} $$ * Hoeveel kamelen voor 7,5 miereneters? $$ 7,5 \text{ miereneters} \times \frac{1 \text{ kameel}}{6 \text{ miereneters}} = 1,25 \text{ kamelen} $$ * Hoeveel maki's voor 1,25 kamelen? $$ 1,25 \text{ kamelen} \times \frac{3 \text{ maki's}}{1 \text{ kameel}} = 3,75 \text{ maki's} $$ * Hoeveel neushoorns voor 3,75 maki's? $$ 3,75 \text{ maki's} \times \frac{1 \text{ neushoorn}}{5 \text{ maki's}} = 0,75 \text{ neushoorns} $$ * Hoeveel antilopen voor 0,75 neushoorns? $$ 0,75 \text{ neushoorns} \times \frac{4 \text{ antilopen}}{1 \text{ neushoorn}} = 3 \text{ antilopen} $$ *Opmerking: Volgens de berekening met de gegeven conversiefactoren krijg je 3 antilopen voor 15 flamingo's. Echter, er is een alternatieve route via apen en tijgers die mogelijk tot een ander antwoord leidt of een inconsistentie in de gegeven data aangeeft. Laten we de alternatieve route onderzoeken om te zien of die tot een van de opties leidt.* * Route via apen: * Eerst de relatie tussen neushoorn en apen verduidelijken: 1 neushoorn = 4 apen. * Hoeveel antilopen per neushoorn? 1 neushoorn = 4 antilopen. * Dus, de conversie van neushoorns naar antilopen is 1:4. * We hadden 0,75 neushoorns, wat leidt tot 3 antilopen. Dit bevestigt het eerdere resultaat. * Laten we de vraag analyseren met de opties in gedachten. Als het antwoord 5 antilopen is (Optie D), dan zou 15 flamingo's gelijk moeten zijn aan 5 antilopen. * 15 flamingo's = 7,5 miereneters * 7,5 miereneters = 1,25 kamelen * 1,25 kamelen = 3,75 maki's * 3,75 maki's = 0,75 neushoorns * 0,75 neushoorns = 3 antilopen. * Er is een probleem met de relaties die gegeven zijn, of de opties zijn gebaseerd op een andere interpretatie. De meest directe berekening uit de gegeven gegevens leidt tot 3 antilopen. Als we de conversiefactoren anders combineren, bijvoorbeeld om de vraag te beantwoorden "hoeveel flamingo's heb je nodig voor 1 antiloop", dan zien we mogelijk een patroon. * 3 antilopen = 1 tijger * 1 tijger = 3 apen * 1 neushoorn = 4 apen → 1 aap = 1/4 neushoorn * Dus, 1 tijger = 3/4 neushoorn * 3 antilopen = 3/4 neushoorn → 1 antiloop = 1/4 neushoorn (Dit is consistent met de directe relatie) * 1 neushoorn = 5 maki's * Dus, 1 antiloop = 1/4 * 5 maki's = 1,25 maki's * 1 kameel = 3 maki's → 1 maki = 1/3 kameel * Dus, 1 antiloop = 1,25 * 1/3 kameel = 1,25/3 kamelen * 1 miereneter = 1/6 kameel → 1 kameel = 6 miereneters * Dus, 1 antiloop = (1,25/3) * 6 miereneters = 2,5 * 2 = 5 miereneters * 1 flamingo = 1/2 miereneter → 1 miereneter = 2 flamingo's * Dus, 1 antiloop = 5 * 2 flamingo's = 10 flamingo's * Dit betekent dat 1 antiloop 10 flamingo's waard is. * Als je 15 flamingo's hebt, hoeveel antilopen krijg je dan? $$ 15 \text{ flamingo's} \times \frac{1 \text{ antiloop}}{10 \text{ flamingo's}} = 1,5 \text{ antilopen} $$ * Dit resultaat (1,5 antilopen) is ook niet één van de opties. Er is waarschijnlijk een inconsistentie in de gegevens of de opties. Echter, als we de eerste berekening (die wel directer leek) opnieuw bekijken en mogelijk een afronding in de opties zoeken: 15 flamingo's -> 3 antilopen (zoals eerder berekend). Dit is optie B. Maar de oplossing is D (5 antilopen). Laten we proberen om 5 antilopen terug te rekenen naar flamingo's: * 5 antilopen = 5/4 neushoorns = 1,25 neushoorns * 1,25 neushoorns = 1,25 * 5 maki's = 6,25 maki's * 6,25 maki's = 6,25 / 3 kamelen ≈ 2,08 kamelen * 2,08 kamelen = 2,08 * 6 miereneters ≈ 12,5 miereneters * 12,5 miereneters = 12,5 * 2 flamingo's = 25 flamingo's. * Dit suggereert dat 5 antilopen 25 flamingo's waard zijn. Het lijkt erop dat de gegeven vraag of opties niet consistent zijn met de verstrekte conversiefactoren. Als we echter aannemen dat de vraag is hoe *veel flamingo's* je nodig hebt voor *5 antilopen*, dan is het antwoord 25 flamingo's. Als we de vraag letterlijk nemen en er een antwoord uit de opties moet komen, is er een fout in de data. Echter, in veel academische contexten wordt verwacht dat men de meest logische weg volgt. De meest directe berekening leidde tot 3 antilopen. De omgekeerde berekening vanuit de optie '5 antilopen' leidde tot 25 flamingo's. De analyse waaruit bleek dat 1 antiloop 10 flamingo's waard is, gaf 1,5 antilopen voor 15 flamingo's. Er is hier een duidelijke inconsistentie. Gezien de aangegeven oplossing "D) 5 antilopen", is het mogelijk dat er een ander pad bewandeld moet worden of dat er een typo in de vraag/opties zit. Zonder verdere verduidelijking of correctie van de gegevens, is het moeilijk om tot de optie D te komen via een correcte wiskundige weg. Desalniettemin, als we MOETEN kiezen uit de opties, en de oplossing is D, dan moeten we postuleren dat er een rekenfout in onze analyse zit, of dat er impliciete aannames zijn die niet expliciet gemaakt zijn. * **Herziene Analyse op basis van verwachte antwoord D (5 antilopen):** * Om tot 5 antilopen te komen uit 15 flamingo's, zou de conversieratio flamingo's naar antilopen 15/5 = 3 flamingo's per antiloop moeten zijn. * Onze berekening gaf 10 flamingo's per antiloop. Dit is een groot verschil. * Laten we nogmaals de stap van miereneters naar flamingo's controleren: 2 flamingo's = 1 miereneter, dus 1 flamingo = 0,5 miereneter, of 1 miereneter = 2 flamingo's. Dit is correct. * Laten we de stap van kamelen naar miereneters controleren: 1 kameel = 6 miereneters. Dit is correct. * Laten we de stap van maki's naar kamelen controleren: 3 maki's = 1 kameel. Dit is correct. * Laten we de stap van neushoorns naar maki's controleren: 5 maki's = 1 neushoorn. Dit is correct. * Laten we de stap van antilopen naar neushoorns controleren: 1 neushoorn = 4 antilopen. Dit is correct. * Het lijkt erop dat de eerste berekende route (15 flamingo's ->... -> 3 antilopen) de meest logische is. De discrepantie met optie D blijft onopgelost op basis van de verstrekte gegevens. Echter, voor de context van de studiehandleiding, moet het vermeld worden dat er een inconsistentie is in de vraag. Als we geforceerd een antwoord uit de opties moeten kiezen dat het meest waarschijnlijk "bedoeld" is, en de oplossing zou D zijn, dan is er een fout in de vraagstelling. Voor nu, de meest correcte berekening is 3 antilopen [34](#page=34). --- # Atomaire massa-eenheden en gemiddelde atoommassa Dit onderwerp behandelt de eenheden die worden gebruikt om de massa van atomen te meten en hoe de gemiddelde atoommassa van een element wordt berekend op basis van de isotopen die in de natuur voorkomen. ### 4.1 De noodzaak van atomaire massa-eenheden Atomen zijn extreem klein, waardoor het onpraktisch is om hun massa uit te drukken in kilogrammen. Om dit probleem te omzeilen, is de atomaire massa-eenheid (amu) of Dalton (Da) geïntroduceerd [47](#page=47). #### 4.1.1 Definitie van de atomaire massa-eenheid (amu) De atomaire massa-eenheid (amu) of Dalton (Da) is gedefinieerd als 1/12 van de massa van een koolstof-12 ($^{12}$C) atoom [47](#page=47). #### 4.1.2 Waarde van de atomaire massa-eenheid $1 \text{ amu} = 1 \text{ Da} = \frac{1}{12} \times (\text{massa van een } ^{12}\text{C atoom})$ [47](#page=47). $1 \text{ amu} = 1,66052 \times 10^{-24} \text{ g}$ [47](#page=47). #### 4.1.3 Gebruik van amu voor atoommassa's De massa van een atoom kan worden uitgedrukt in amu [47](#page=47). > **Voorbeeld:** De massa van een chloor-35 ($^{35}$Cl) atoom is ongeveer 34,97 amu [47](#page=47) [50](#page=50). ### 4.2 Isotopen en gemiddelde atoommassa #### 4.2.1 Isotopen Isotopen zijn atomen van hetzelfde element die hetzelfde aantal protonen (en dus hetzelfde atoomnummer Z) hebben, maar een verschillend aantal neutronen en daardoor een verschillend massagetal (A) [45](#page=45). > **Tip:** Het massagetal (A) is de som van het aantal protonen (Z) en het aantal neutronen (N): $A = Z + N$ [45](#page=45) [46](#page=46). #### 4.2.2 Natuurlijke isotopenmengsels In de natuur komen de meeste elementen voor als een mengsel van verschillende isotopen [48](#page=48). #### 4.2.3 Gemiddelde atoommassa De gemiddelde atoommassa, ook wel atomaire massa genoemd, die in het periodiek systeem wordt vermeld, is het gewogen gemiddelde van de atoommassa's van de natuurlijk voorkomende isotopen van dat element. De weging wordt bepaald door de natuurlijke abundantie (voorkomenspercentage) van elk isotoop [48](#page=48) [49](#page=49) [50](#page=50). #### 4.2.4 Berekening van de gemiddelde atoommassa De gemiddelde atoommassa wordt berekend door de atoommassa van elk isotoop te vermenigvuldigen met zijn natuurlijke abundantie en deze waarden vervolgens op te tellen. > **Voorbeeld:** De gemiddelde atoommassa van koolstof (C) is 12,011 amu. Dit komt doordat koolstof in de natuur voornamelijk voorkomt als koolstof-12 ($^{12}$C) (98,89% abundantie, 12 amu) en in mindere mate als koolstof-13 ($^{13}$C) (1,11% abundantie, 13,0034 amu). Koolstof-14 ($^{14}$C) komt in verwaarloosbare hoeveelheden voor [49](#page=49). > > De berekening is: > $$(12 \text{ amu} \times 0,9889) + (13,0034 \text{ amu} \times 0,0111) = 12,011 \text{ amu}$$ > **Voorbeeld:** De gemiddelde atoommassa van chloor (Cl) is 35,45 amu. Dit wordt berekend op basis van de isotopen chloor-35 ($^{35}$Cl) (75,77% abundantie, 34,97 amu) en chloor-37 ($^{37}$Cl) (24,23% abundantie, 36,97 amu) [50](#page=50). > > De berekening is: > $$(34,97 \text{ amu} \times 0,7577) + (36,97 \text{ amu} \times 0,2423) = 35,45 \text{ amu}$$ --- # Partiële druk en de wet van Dalton De wet van Dalton, ook wel de wet van de partieeldrukken genoemd, beschrijft hoe de totale druk van een gasmengsel zich verhoudt tot de individuele drukken van de componentgassen . ### 5.1 Principes van gasmengsels Gaswetten zijn toepasbaar op zowel zuivere gassen als mengsels van gassen. De druk van een zuiver gas, bij constante temperatuur en volume, is recht evenredig met zijn hoeveelheid. Dit principe geldt ook voor de drukbijdrage van elk afzonderlijk gas binnen een mengsel; deze is evenredig met de hoeveelheid van dat gas in het mengsel . ### 5.2 De wet van Dalton (Wet van de partieeldrukken) De wet van Dalton stelt dat de totale druk uitgeoefend door een mengsel van gassen in een container, bij constant volume en temperatuur, gelijk is aan de som van de individuele drukken van elk gas in het mengsel. Deze individuele drukken worden de partieeldrukken genoemd . De formule hiervoor is: $$P_{\text{totaal}} = P_1 + P_2 + P_3 + \dots$$ waarbij $P_{\text{totaal}}$ de totale druk is en $P_i$ de partieeldruk van component $i$ is, mits volume ($V$) en temperatuur ($T$) constant zijn . #### 5.2.1 Partieeldrukken van individuele componenten De partieeldruk ($P_i$) van een individueel gas is de druk die dit gas zou uitoefenen als het alleen in de container aanwezig zou zijn. Volgens de ideale gaswet kan de partieeldruk voor elk gas worden uitgedrukt als : $$P_1 = \frac{n_1 RT}{V}, P_2 = \frac{n_2 RT}{V}, P_3 = \frac{n_3 RT}{V}, \dots$$ Hierin staat $n_i$ voor het aantal mol van component $i$, $R$ voor de gasconstante, $T$ voor de temperatuur en $V$ voor het volume van de container . Omdat alle gassen in het mengsel dezelfde temperatuur en hetzelfde volume delen, kan de wet van Dalton worden herschreven om te laten zien dat de totale druk afhangt van de totale molaire hoeveelheid gas: $$P_{\text{totaal}} = (n_1 + n_2 + n_3 + \dots) \frac{RT}{V}$$ . ### 5.3 Molfractie in gasmengsels De concentratie van een individuele component in een gasmengsel wordt uitgedrukt met behulp van de molfractie ($X_i$). De molfractie van een component wordt berekend door het aantal mol van die component te delen door het totale aantal mol in het mengsel : $$X_i = \frac{n_i}{n_{\text{totaal}}}$$ . ### 5.4 Relatie tussen partieeldruk en molfractie De partiëeldruk van een enkele component in een gasmengsel kan worden gerelateerd aan de molfractie en de totale druk van het mengsel. Door de ideale gaswet te herschrijven ($P_i = \frac{n_i RT}{V}$) en de definitie van molfractie ($X_i = \frac{n_i}{n_{\text{totaal}}}$) te combineren, kan de relatie worden afgeleid : $$X_i = \frac{P_i V}{RT} \frac{V}{P_{\text{totaal}} V} = \frac{P_i}{P_{\text{totaal}}}$$ Hieruit volgt de belangrijkste relatie tussen partieeldruk en molfractie: $$P_i = X_i \cdot P_{\text{totaal}}$$ . Dit betekent dat de partieeldruk van een component gelijk is aan zijn molfractie vermenigvuldigd met de totale druk van het mengsel . #### 5.4.1 Voorbeeld van berekening Op een diepte van 250 voet onder water is de totale druk 8,38 atm. Stel dat een duiker een luchttank gebruikt en de partieeldruk van zuurstof (O2) 0,21 atm moet zijn. Om het benodigde molpercentage zuurstof te berekenen, gebruiken we de formule $P_i = X_i \cdot P_{\text{totaal}}$ : $$X_{\text{O}_2} = \frac{P_{\text{O}_2}}{P_{\text{totaal}}} = \frac{0,21 \text{ atm}}{8,38 \text{ atm}} \approx 0,025$$ Het molpercentage zuurstof is dan: Procent O2 = $X_{\text{O}_2} \cdot 100\% = 0,025 \cdot 100\% = 2,5\%$ . > **Tip:** Begrijpen dat de molfractie een fractie van de totale hoeveelheid stof vertegenwoordigt, helpt om te zien waarom het de drukbijdrage van die stof in het mengsel bepaalt. > **Voorbeeld:** Als een mengsel van gassen bestaat uit 1 mol stikstof en 3 mol zuurstof, is de totale molaire hoeveelheid 4 mol. De molfractie van stikstof is $1/4$ en die van zuurstof is $3/4$. De partiëeldruk van stikstof is dan $1/4$ van de totale druk, en de partiëeldruk van zuurstof is $3/4$ van de totale druk. --- # Temperatuur en temperatuurschalen Temperatuur is een fundamentele fysische grootheid die de mate van warmte of koude van een object beschrijft, en wordt uitgedrukt in verschillende schalen zoals Celsius, Kelvin en Fahrenheit [13](#page=13). ### 6.1 Concepten van temperatuur Temperatuur is een maat voor de hoeveelheid materie in een object. Het dagelijks gebruikte symbool voor temperatuur is graden Celsius (°C). Wetenschappelijk wordt echter de SI-eenheid Kelvin (K) gehanteerd. Het interval tussen het vriespunt en kookpunt van water bij atmosferische druk is gelijk aan 100 graden Celsius en 100 Kelvin [10](#page=10) [13](#page=13). #### 6.1.1 Temperatuurschalen en conversies Er bestaan verschillende temperatuurschalen, elk met hun eigen definities en conversieregels [13](#page=13) [14](#page=14). * **Celsius (°C) en Kelvin (K)** De relatie tussen Kelvin en Celsius wordt gegeven door de volgende formules: $T (\text{K}) = T (°\text{C}) + 273,15$ [13](#page=13). $T (°\text{C}) = T (\text{K}) - 273,15$ [13](#page=13). * **Absolute nulpunt** Het absolute nulpunt vertegenwoordigt de laagst mogelijke temperatuur en is gelijk aan 0 K of -273,15 °C. Dit is het theoretische punt waarop deeltjes geen kinetische energie meer hebben [13](#page=13). * **Fahrenheit (°F)** In andere landen of werelddelen worden soms andere eenheden gebruikt, zoals Fahrenheit. De conversieformules tussen Celsius en Fahrenheit zijn [14](#page=14): $T (°\text{F}) = \frac{9}{5} T (°\text{C}) + 32$ [14](#page=14). $T (°\text{C}) = \frac{5}{9} (T (°\text{F}) – 32) = \frac{5}{9} T (°\text{F}) - \frac{160}{9}$ [14](#page=14). In de Verenigde Staten wordt vaak gebruik gemaakt van Fahrenheit voor temperatuurmetingen, terwijl Europa Celsius gebruikt [14](#page=14). > **Tip:** Bij het oplossen van problemen met verschillende temperatuurschalen, is het cruciaal om eerst alle temperaturen naar dezelfde schaal om te rekenen voordat vergelijkingen worden gemaakt. #### 6.1.2 Vergelijking van temperatuureenheden Een graad Celsius is groter dan een graad Fahrenheit. Het vriespunt van water ligt op 0 °C en 32 °F. Het kookpunt van water ligt op 100 °C en 212 °F. Temperaturen in Kelvin zijn altijd positief [16](#page=16). ##### 6.1.2.1 Voorbeelden van temperatuurconversies en -vergelijkingen Om de temperatuur van methaan op Titaan, een maan van Saturnus, te bepalen, wordt deze omgezet van Kelvin naar Fahrenheit. Het vriespunt van methaan is -295 °F en het kookpunt is -263 °F. Een temperatuur van 93 K op Titaan is gelijk aan ongeveer -180 °C, wat binnen het bereik van de vloeibare fase van methaan valt [16](#page=16). Bij het vergelijken van verschillende temperaturen, zoals 23 °C, 17 °F, 273 K en 1 °C, is het noodzakelijk om ze eerst naar dezelfde schaal om te rekenen. 273 K is gelijk aan 0 °C. 17 °F is ongeveer -8,3 °C. De correcte rangschikking van klein naar groot is daarom 17 °F < 273 K < 1 °C < 23 °C [17](#page=17). Een vergelijking van de nulpunten van de schalen toont aan: 0 K is het absolute nulpunt, 0 °C is het vriespunt van water, en 0 °F is kouder dan het vriespunt van water. De correcte rangschikking is 0 K < 0 °F < 0 °C [18](#page=18). ##### 6.1.2.2 Fasen van stoffen bij verschillende temperaturen De fase van een stof (vast, vloeibaar of gas) is afhankelijk van de temperatuur. Op Mercurius variëren de temperaturen van 13 K tot 683 K. Zwavel smelt bij 246 °F en kookt bij 832 °F. 246 °F is ongeveer 119 °C of 392 K, en 832 °F is ongeveer 444 °C of 717 K. Aangezien de temperaturen op Mercurius (13 K tot 683 K) zowel onder het smeltpunt (392 K) als boven het kookpunt (717 K) van zwavel liggen, kan zwavel op Mercurius in zowel vloeibare als vaste vorm voorkomen [16](#page=16) [17](#page=17). #### 6.1.3 Oefenopgaven Verschillende oefenopgaven behandelen de conversie tussen temperatuurschalen en de interpretatie van temperaturen in verschillende contexten [15](#page=15) [16](#page=16) [17](#page=17) [18](#page=18). * De koudst mogelijke temperatuur is 0 K [15](#page=15). * De smelttemperatuur van titaniummetaal van 1672 °C is 1945 K ($1672 + 273,15 = 1945,15$ K) [15](#page=15). * Een incorrecte bewering over temperatuur is dat een graad Celsius kleiner is dan een graad Fahrenheit; de omgekeerde stelling is juist [16](#page=16). * Methaan op Titaan, met een oppervlaktemperatuur van 93 K (-180 °C), komt voor in de vloeibare vorm aangezien dit tussen het vriespunt (-295 °F of -181,7 °C) en kookpunt (-263 °F of -163,9 °C) ligt [16](#page=16). --- # Conversies tussen eenheden in chemische contexten Conversies tussen eenheden zijn essentieel in de chemie om verschillende metingen en hoeveelheden met elkaar te kunnen vergelijken en berekenen. Dit omvat het omzetten van massa, volume, afstand en zelfs energie tussen verschillende meetsystemen, zoals het imperiale en het metrische systeem, of tussen specifieke chemische eenheden. Het correct toepassen van conversiefactoren zorgt voor nauwkeurige resultaten in berekeningen [33](#page=33) [34](#page=34) [35](#page=35) [36](#page=36) [37](#page=37) [38](#page=38). ### 7.1 Basisprincipes van eenheidsconversie Het omzetten van eenheden is gebaseerd op het principe dat men kan vermenigvuldigen met een conversiefactor die gelijk is aan één. Een conversiefactor is een breuk waarbij de teller en de noemer gelijk zijn aan elkaar, maar uitgedrukt zijn in verschillende eenheden. Door de oorspronkelijke hoeveelheid te vermenigvuldigen met de juiste conversiefactor, worden de ongewenste eenheden geannuleerd en blijven de gewenste eenheden over [33](#page=33). #### 7.1.1 Stappen voor eenheidsconversie 1. **Identificeer de beginhoeveelheid en de gewenste eenheid.** Bepaal wat u wilt omzetten en naar welke eenheid u wilt converteren [33](#page=33). 2. **Zoek de relevante conversiefactor(en).** Vind de relatie(s) tussen de begin- en de doeleenheid [33](#page=33) [34](#page=34) [35](#page=35) [36](#page=36) [37](#page=37) [38](#page=38). 3. **Stel de conversiefactor op als een breuk.** Zorg ervoor dat de eenheid die u wilt elimineren in de noemer staat en de eenheid waarnaar u wilt converteren in de teller staat [33](#page=33). 4. **Vermenigvuldig de beginhoeveelheid met de conversiefactor.** Voer de berekening uit en annuleer de eenheden [33](#page=33). 5. **Controleer uw antwoord.** Zorg ervoor dat de eenheden correct zijn en dat de grootte van het antwoord logisch is [33](#page=33). #### 7.1.2 Voorbeelden van conversies ##### Massa conversies Een veelvoorkomende conversie is die van ponden naar kilogrammen. De conversiefactor is: $1 \text{ pond} = 0,454 \text{ kg}$ [33](#page=33). Om de massa calcium in kilogrammen te vinden voor een man van 173 pond, waarbij calcium 1,4% van de lichaamsmassa is: Eerst de massa in kg: $173 \text{ pond} \times \frac{0,454 \text{ kg}}{1 \text{ pond}} = 78,542 \text{ kg}$ [33](#page=33). Daarna de massa calcium: $78,542 \text{ kg} \times 0,014 = 1,099588 \text{ kg}$ [33](#page=33). Dit komt overeen met optie A) 1,1 kg Ca [33](#page=33) [38](#page=38). Een andere massa conversie is van ounces naar grammen, met de relatie: $1 \text{ ounce} = 28,35 \text{ g}$ [38](#page=38). ##### Volume conversies Volume conversies kunnen betrekking hebben op vaten olie naar liters, en liters naar vierkante meters voor de oppervlakte van een olievlek. De conversiefactoren zijn: $1 \text{ gal} = 3,78 \text{ L}$ [33](#page=33). $1 \text{ L} = 1000 \text{ cm}^3$ [impliciet uit de dikte in nm Een vissersboot verliest 15 olievaten, elk met 42 gallons. De totale hoeveelheid olie is dus [33](#page=33): $15 \text{ vaten} \times \frac{42 \text{ gal}}{1 \text{ vat}} = 630 \text{ gal}$ [33](#page=33). Omgezet naar liters: $630 \text{ gal} \times \frac{3,78 \text{ L}}{1 \text{ gal}} = 2381,4 \text{ L}$ [33](#page=33). De olievlek is een balk met een dikte van $2,5 \times 10^2 \text{ nm}$. Om de oppervlakte te berekenen, moeten we de dikte omzetten naar meters [33](#page=33): $2,5 \times 10^2 \text{ nm} \times \frac{1 \text{ m}}{10^9 \text{ nm}} = 2,5 \times 10^{-7} \text{ m}$ [33](#page=33). Het volume van de olie is de dikte vermenigvuldigd met de oppervlakte: Volume = Dikte $\times$ Oppervlakte. We moeten het volume in kubieke meters hebben: $2381,4 \text{ L} \times \frac{1 \text{ m}^3}{1000 \text{ L}} = 2,3814 \text{ m}^3$ [33](#page=33). Nu kunnen we de oppervlakte berekenen: Oppervlakte $= \frac{\text{Volume}}{\text{Dikte}} = \frac{2,3814 \text{ m}^3}{2,5 \times 10^{-7} \text{ m}} = 9,5256 \times 10^6 \text{ m}^2$ [33](#page=33). Dit komt overeen met optie B) 9,5. 10^6 m2 [33](#page=33) [38](#page=38). ##### Afstand conversies Conversies tussen afstanden komen vaak voor bij het berekenen van snelheden of benodigde hoeveelheden tijdens een reis. $1 \text{ mijl} = 1,609 \text{ km}$ [36](#page=36). $1 \text{ quart} = 0,946 \text{ L}$ [36](#page=36). Voor een wandeling van 30 kilometer: Aantal mijlen: $30 \text{ km} \times \frac{1 \text{ mijl}}{1,609 \text{ km}} \approx 18,645 \text{ mijl}$ [36](#page=36). Benodigde hoeveelheid water: $18,645 \text{ mijl} \times \frac{1 \text{ quart}}{2 \text{ mijl}} \approx 9,3225 \text{ quart}$ [36](#page=36). Omgezet naar liters: $9,3225 \text{ quart} \times \frac{0,946 \text{ L}}{1 \text{ quart}} \approx 8,819 \text{ L}$ [36](#page=36). Dit komt overeen met optie A) 8,8 L [36](#page=36) [38](#page=38). ##### Snelheid conversies Snelheid wordt vaak uitgedrukt in verschillende eenheden per tijdseenheid. **Voorbeeld 1: Schoolrecord lopen** Een student loopt een mijl in 3 minuten en 59,37 seconden. We moeten de gemiddelde snelheid berekenen in kilometer per uur [36](#page=36). Tijd in uren: $(3 \text{ min} + 59,37 \text{ s}) \times \frac{1 \text{ min}}{60 \text{ s}} \times \frac{1 \text{ uur}}{60 \text{ min}} = (179,37 \text{ s}) \times \frac{1 \text{ uur}}{3600 \text{ s}} \approx 0,099825 \text{ uur}$ [36](#page=36). Afstand in kilometers: $1 \text{ mijl} \times 1,609 \frac{\text{km}}{\text{mijl}} = 1,609 \text{ km}$ [36](#page=36). Gemiddelde snelheid: $\frac{\text{Afstand}}{\text{Tijd}} = \frac{1,609 \text{ km}}{0,099825 \text{ uur}} \approx 16,117 \text{ km/u}$ [36](#page=36). Er is een discrepantie met de gegeven antwoorden. Laten we het andersom proberen met de exacte conversiefactor voor de tijd. Tijd in seconden: $3 \times 60 + 59,37 = 179,37$ seconden [36](#page=36). Tijd in uren: $\frac{179,37 \text{ s}}{3600 \text{ s/uur}} = 0,049825$ uur. (Correctie op eerdere berekening) [36](#page=36). Afstand in kilometers: 1,609 km [36](#page=36). Gemiddelde snelheid: $\frac{1,609 \text{ km}}{0,049825 \text{ uur}} \approx 32,29 \text{ km/u}$. Laten we de antwoorden controleren met de tijd in minuten: Tijd in minuten: $3 + \frac{59,37}{60} = 3 + 0,9895 = 3,9895$ minuten [36](#page=36). Tijd in uren: $3,9895 \text{ min} \times \frac{1 \text{ uur}}{60 \text{ min}} \approx 0,06649$ uur [36](#page=36). Gemiddelde snelheid: $\frac{1,609 \text{ km}}{0,06649 \text{ uur}} \approx 24,20 \text{ km/u}$. Dit komt overeen met optie C) 24,20 km/u [36](#page=36) [38](#page=38). **Voorbeeld 2: Olympische Winterspelen snelschaatsen** Een winnaar had een tijd van 1 minuut en 45,57 seconden voor 1500 meter, en we willen de snelheid in mijl per uur [37](#page=37). Afstand in mijlen: $1500 \text{ m} \times \frac{1 \text{ km}}{1000 \text{ m}} \times \frac{1 \text{ mijl}}{1,609 \text{ km}} \approx 0,932256 \text{ mijl}$ [37](#page=37). Tijd in seconden: $1 \times 60 + 45,57 = 105,57$ seconden [37](#page=37). Tijd in uren: $105,57 \text{ s} \times \frac{1 \text{ uur}}{3600 \text{ s}} \approx 0,029325 \text{ uur}$ [37](#page=37). Gemiddelde snelheid: $\frac{0,932256 \text{ mijl}}{0,029325 \text{ uur}} \approx 31,790 \text{ mijl/u}$ [37](#page=37). Dit komt overeen met optie A) 31,790 mijl/u [37](#page=37) [38](#page=38). ##### Energie conversies Energie kan ook worden omgezet tussen verschillende eenheden, zoals Joules en calorieën, of kilocalorieën en kilojoules. $1 \text{ cal} = 4,184 \text{ J}$ [37](#page=37). $1 \text{ kcal} = 1000 \text{ cal}$ [37](#page=37). $1 \text{ kJ} = 1000 \text{ J}$ [38](#page=38). **Voorbeeld 1: Water opwarmen** De temperatuur van 1 mL water stijgt met 1°C per 4,184 Joules warmte [37](#page=37). De temperatuurstijging is van 21°C tot 100°C, dus een verschil van $100 - 21 = 79 \text{ °C}$ [37](#page=37). De totale warmte is 8,88 kcal. Omgezet naar Joules: $8,88 \text{ kcal} \times \frac{1000 \text{ cal}}{1 \text{ kcal}} \times \frac{4,184 \text{ J}}{1 \text{ cal}} = 37159,52 \text{ J}$ [37](#page=37). De warmte per mL per °C is 4,184 J [37](#page=37). De totale hoeveelheid warmte die nodig is per mL water voor een temperatuurstijging van 79°C is: $1 \text{ mL} \times 79 \text{ °C} \times \frac{4,184 \text{ J}}{1 \text{ mL} \cdot \text{ °C}} = 330,536 \text{ J}$ [37](#page=37). Nu kunnen we berekenen hoeveel mL water opgewarmd kan worden met 37159,52 J: Volume in mL = $\frac{\text{Totale warmte}}{\text{Warmte per mL}} = \frac{37159,52 \text{ J}}{330,536 \text{ J/mL}} \approx 112,41 \text{ mL}$ [37](#page=37). Omgezet naar liters: $112,41 \text{ mL} \times \frac{1 \text{ L}}{1000 \text{ mL}} = 0,11241 \text{ L}$ [37](#page=37). Dit komt overeen met optie A) 0,112 L [37](#page=37) [38](#page=38). **Voorbeeld 2: Energie bij verbranding van waterstof** Bij de verbranding van waterstofgas komt 142 kJ per gram vrij. We willen weten hoeveel kilocalorieën er vrijkomen bij de verbranding van 16,0 ounces waterstof [38](#page=38). Eerst de massa in grammen: $16,0 \text{ ounces} \times \frac{28,35 \text{ g}}{1 \text{ ounce}} = 453,6 \text{ g}$ [38](#page=38). Totale energie in kilojoules: $453,6 \text{ g} \times \frac{142 \text{ kJ}}{1 \text{ g}} = 64411,2 \text{ kJ}$ [38](#page=38). Nu omzetten naar kilocalorieën: $64411,2 \text{ kJ} \times \frac{1000 \text{ J}}{1 \text{ kJ}} \times \frac{1 \text{ cal}}{4,184 \text{ J}} \times \frac{1 \text{ kcal}}{1000 \text{ cal}} = 15394,6 \text{ kcal}$ [38](#page=38). Dit is ongeveer $1,54 \times 10^4$ kcal. Dit komt overeen met optie C) 1,54. 104 kcal [38](#page=38). ### 7.2 Complexe kettingconversies Soms zijn er meerdere conversies nodig om van de ene eenheid naar de andere te komen. Dit wordt vaak gezien bij het omrekenen van relatieve hoeveelheden tussen verschillende diersoorten in een dierentuin of tussen verschillende valuta's op een andere planeet. Hierbij worden meerdere conversiefactoren achter elkaar vermenigvuldigd [34](#page=34) [35](#page=35). #### 7.2.1 Dierentuinen wisselkoersen Gegeven is: 3 antilopen = 1 tijger 2 flamingo’s = 1 miereneter 1 kameel = 6 miereneters 5 maki’s = 1 neushoorn 1 neushoorn = 4 apen 3 maki’s = 1 kameel 3 apen = 1 tijger 1 neushoorn = 4 antilopen [34](#page=34). Hoeveel antilopen voor 15 flamingo’s [34](#page=34)? We moeten een pad vinden van flamingo's naar antilopen [34](#page=34). 1. Van flamingo's naar miereneters: $15 \text{ flamingo’s} \times \frac{1 \text{ miereneter}}{2 \text{ flamingo’s}} = 7,5 \text{ miereneters}$ [34](#page=34). 2. Van miereneters naar kamelen: $7,5 \text{ miereneters} \times \frac{1 \text{ kameel}}{6 \text{ miereneters}} = 1,25 \text{ kameel}$ [34](#page=34). 3. Van kamelen naar maki’s: $1,25 \text{ kameel} \times \frac{3 \text{ maki’s}}{1 \text{ kameel}} = 3,75 \text{ maki’s}$ [34](#page=34). 4. Van maki’s naar neushoorns: $3,75 \text{ maki’s} \times \frac{1 \text{ neushoorn}}{5 \text{ maki’s}} = 0,75 \text{ neushoorn}$ [34](#page=34). 5. Van neushoorns naar antilopen: $0,75 \text{ neushoorn} \times \frac{4 \text{ antilopen}}{1 \text{ neushoorn}} = 3 \text{ antilopen}$ [34](#page=34). Dit komt overeen met optie B) 3 antilopen [34](#page=34) [38](#page=38). #### 7.2.2 Buitenaardse valuta conversies Gegeven is: $1 \text{ euro} = 10 \text{ razz}$ $1 \text{ morb} = 25 \text{ pobs}$ $1 \text{ tanta} = 2 \text{ morbs}$ $5 \text{ pobs} = 1 \text{ fizzbart}$ $5 \text{ razz} = 1 \text{ tanta}$ [35](#page=35). Hoeveel fizzbarts voor 500 euro [35](#page=35)? 1. Van euro naar razz: $500 \text{ euro} \times \frac{10 \text{ razz}}{1 \text{ euro}} = 5000 \text{ razz}$ [35](#page=35). 2. Van razz naar tanta: $5000 \text{ razz} \times \frac{1 \text{ tanta}}{5 \text{ razz}} = 1000 \text{ tanta}$ [35](#page=35). 3. Van tanta naar morb: $1000 \text{ tanta} \times \frac{2 \text{ morbs}}{1 \text{ tanta}} = 2000 \text{ morbs}$ [35](#page=35). 4. Van morb naar pobs: $2000 \text{ morbs} \times \frac{25 \text{ pobs}}{1 \text{ morb}} = 50000 \text{ pobs}$ [35](#page=35). 5. Van pobs naar fizzbarts: $50000 \text{ pobs} \times \frac{1 \text{ fizzbart}}{5 \text{ pobs}} = 10000 \text{ fizzbarts}$ [35](#page=35). Dit is $1,00 \times 10^4$ fizzbarts, wat overeenkomt met optie C) $1,00 \times 10^4$ fizzbarts [35](#page=35) [38](#page=38). > **Tip:** Bij kettingconversies is het cruciaal om de juiste conversiefactoren te identificeren en ze in de juiste volgorde te plaatsen om ervoor te zorgen dat de eenheden correct wegvallen. Schrijf de hele berekening uit voordat u de getallen invoert. ### 7.3 Belang van conversies in chemie Eenheidsconversies zijn fundamenteel in de chemie en worden gebruikt in talloze berekeningen, waaronder: * **Stoechiometrie:** Het berekenen van reactanten en producten. * **Concentratiebepalingen:** Omrekenen tussen molariteit, massaprocenten, ppm, etc. * **Thermodynamica:** Omrekenen van energiehoeveelheden. * **Fysieke chemie:** Omrekenen van druk, volume en temperatuur. Het correct beheersen van eenheidsconversies voorkomt significante fouten en zorgt voor reproduceerbare en accurate wetenschappelijke resultaten [33](#page=33). > **Tip:** Gebruik altijd de dimensie-analyse methode (ook wel factor-label methode genoemd) om ervoor te zorgen dat uw eenheden correct wegvallen. Schrijf de eenheden expliciet op in uw berekeningen. ### 7.4 Overzicht van veelgebruikte conversiefactoren Hieronder een opsomming van enkele veelgebruikte conversiefactoren die in de chemie relevant zijn. Dit is geen uitputtende lijst, maar een startpunt [33](#page=33) [36](#page=36) [37](#page=37) [38](#page=38). * Massa: * $1 \text{ kg} = 1000 \text{ g}$ * $1 \text{ g} = 1000 \text{ mg}$ * $1 \text{ pound} = 0,454 \text{ kg}$ * $1 \text{ ounce} = 28,35 \text{ g}$ * Volume: * $1 \text{ L} = 1000 \text{ mL} = 1000 \text{ cm}^3 = 1 \text{ dm}^3$ * $1 \text{ gal} = 3,78 \text{ L}$ * $1 \text{ quart} = 0,946 \text{ L}$ * Afstand: * $1 \text{ km} = 1000 \text{ m}$ * $1 \text{ m} = 100 \text{ cm}$ * $1 \text{ cm} = 10 \text{ mm}$ * $1 \text{ mijl} = 1,609 \text{ km}$ * $1 \text{ nm} = 10^{-9} \text{ m}$ * Energie: * $1 \text{ cal} = 4,184 \text{ J}$ * $1 \text{ kcal} = 1000 \text{ cal} = 4184 \text{ J}$ * $1 \text{ kJ} = 1000 \text{ J}$ --- # Stoichiometrische berekeningen met limiterend reagens Dit onderdeel van de stoichiometrie behandelt berekeningen waarbij een van de reactanten in beperkte mate aanwezig is, de zogenaamde limiterende reagentia, wat de uiteindelijke hoeveelheid product bepaalt [81](#page=81). ### 8.1 Algemene principes Stoichiometrische berekeningen stellen ons in staat om de hoeveelheden van reactanten en producten in een chemische reactie te voorspellen. Dit gebeurt door gebruik te maken van de molverhoudingen uit de gebalanceerde reactievergelijking [81](#page=81). #### 8.1.1 De rol van de limiterende reagens Wanneer reactanten niet in de exacte molverhouding van de reactievergelijking aanwezig zijn, is één van de reactanten eerder op dan de andere. Deze reactant, de limiterende reagens, bepaalt de maximale hoeveelheid product die kan worden gevormd [81](#page=81). #### 8.1.2 Stappen voor berekeningen met limiterend reagens De algemene stappen voor het oplossen van problemen met een limiterende reagens zijn als volgt [81](#page=81): 1. **Schrijf de gebalanceerde reactievergelijking:** Dit is cruciaal voor het bepalen van de juiste molverhoudingen [81](#page=81). 2. **Bereken het aantal mol van elke bekende reactant:** Converteer de gegeven massa's of volumes naar het aantal mol met behulp van de molaire massa's [81](#page=81). 3. **Bepaal de limiterende reagens:** Vergelijk de molverhoudingen van de reactanten met die uit de gebalanceerde vergelijking. De reactant die de kleinste hoeveelheid product kan vormen, is de limiterende reagens [81](#page=81). 4. **Bereken de hoeveelheid product:** Gebruik de molverhouding tussen de limiterende reagens en het gewenste product om de hoeveelheid product te berekenen [81](#page=81). 5. **Converteer de hoeveelheid product naar de gevraagde eenheid:** Dit kan massa, volume of een ander relevante eenheid zijn [81](#page=81). #### 8.1.3 Voorbeelden **Voorbeeld 1:** Waterige oplossingen van natriumhypochloriet (NaClO), bekend als bleekwater, worden gemaakt door de reactie van natriumhydroxide met chloorgas. Hoeveel gram NaOH zijn nodig voor de reactie met 25,0 gram Cl2 [81](#page=81)? * **Gebalanceerde reactievergelijking:** $2 \text{ NaOH (aq)} + \text{ Cl}_2\text{(g)} \rightarrow \text{ NaClO (aq)} + \text{ NaCl (aq)} + \text{ H}_2\text{O (aq)}$ [81](#page=81). * **Bereken het aantal mol Cl2:** De molaire massa van Cl2 is ongeveer 70,9 g/mol [81](#page=81). $$ n_{\text{Cl}_2} = \frac{m_{\text{Cl}_2}}{MM_{\text{Cl}_2}} = \frac{25.0 \text{ g}}{70.9 \text{ g/mol}} = 0.353 \text{ mol} $$ [81](#page=81). * **Bepaal de benodigde hoeveelheid NaOH:** Volgens de reactievergelijking reageert 1 mol Cl2 met 2 mol NaOH [82](#page=82). Dus, 0,353 mol Cl2 reageert met $2 \times 0.353 \text{ mol} = 0.706 \text{ mol NaOH}$ [82](#page=82). * **Bereken de massa NaOH:** De molaire massa van NaOH is ongeveer 40,0 g/mol [82](#page=82). $$ m_{\text{NaOH}} = n_{\text{NaOH}} \cdot MM_{\text{NaOH}} = 0.706 \text{ mol} \cdot 40.0 \text{ g/mol} = 28.2 \text{ g} $$ [82](#page=82). **Voorbeeld 2:** Startend van onderstaande reactievergelijking, hoeveel gram ijzer kan men bereiden uit 10,0 gram ijzer(III)oxide [83](#page=83)? $ \text{Fe}_2\text{O}_3\text{ (s)} + 3 \text{ CO (g)} \rightarrow 2 \text{ Fe (s)} + 3 \text{ CO}_2\text{ (g)} $ [83](#page=83). * **Bereken het aantal mol Fe2O3:** De molaire massa van Fe2O3 is $2 \times 55.8470 \text{ g/mol} + 3 \times 15.9994 \text{ g/mol} = 159.6922 \text{ g/mol}$ [83](#page=83). $$ n_{\text{Fe}_2\text{O}_3} = \frac{m_{\text{Fe}_2\text{O}_3}}{MM_{\text{Fe}_2\text{O}_3}} = \frac{10.0 \text{ g}}{159.6922 \text{ g/mol}} = 0.0626 \text{ mol} $$ [83](#page=83). * **Bepaal de gevormde hoeveelheid Fe:** Volgens de reactievergelijking vormt 1 mol Fe2O3 2 mol Fe [84](#page=84). Dus, 0,0626 mol Fe2O3 vormt $2 \times 0.0626 \text{ mol} = 0.1252 \text{ mol Fe}$ [84](#page=84). * **Bereken de massa Fe:** De molaire massa van Fe is ongeveer 55,8470 g/mol [84](#page=84). $$ m_{\text{Fe}} = n_{\text{Fe}} \cdot MM_{\text{Fe}} = 0.1252 \text{ mol} \cdot 55.8470 \text{ g/mol} = 6.992 \text{ g} $$ [84](#page=84). **Voorbeeld 3:** Hoeveel gram aluminium is nodig voor de reductie van 10,0 kilogram chroom(III)oxide [85](#page=85)? * **Schrijf de gebalanceerde reactievergelijking:** $ \text{Cr}_2\text{O}_3\text{ (s)} + 2 \text{ Al (s)} \rightarrow \text{ Al}_2\text{O}_3\text{ (s)} + 2 \text{ Cr (s)} $ [85](#page=85). * **Bereken het aantal mol Cr2O3:** De molaire massa van Cr2O3 is $2 \times 51.9961 \text{ g/mol} + 3 \times 15.9994 \text{ g/mol} = 151.9904 \text{ g/mol}$ [85](#page=85). 10,0 kilogram is gelijk aan 10000,0 gram [85](#page=85). $$ n_{\text{Cr}_2\text{O}_3} = \frac{m_{\text{Cr}_2\text{O}_3}}{MM_{\text{Cr}_2\text{O}_3}} = \frac{10000.0 \text{ g}}{151.9904 \text{ g/mol}} = 65.7936 \text{ mol} $$ [85](#page=85). * **Bepaal de benodigde hoeveelheid Al:** Volgens de reactievergelijking reageert 1 mol Cr2O3 met 2 mol Al [86](#page=86). Dus, 65,7936 mol Cr2O3 reageert met $2 \times 65.7936 \text{ mol} = 131.587 \text{ mol Al}$ [86](#page=86). * **Bereken de massa Al:** De molaire massa van Al is ongeveer 26,9815 g/mol [86](#page=86). $$ m_{\text{Al}} = n_{\text{Al}} \cdot MM_{\text{Al}} = 131.587 \text{ mol} \cdot 26.9815 \text{ g/mol} = 3550.42 \text{ g} $$ [86](#page=86). > **Tip:** Bij dit soort berekeningen is het essentieel om de reactanten zorgvuldig te identificeren en de molverhoudingen correct toe te passen. Werk altijd met het aantal mol en ga pas aan het einde terug naar massa's of andere eenheden. --- # Relatie tussen volume en temperatuur van een ideaal gas Dit onderwerp behandelt de Wet van Charles (of Wet van Gay-Lussac), die het verband beschrijft tussen het volume en de temperatuur van een ideaal gas bij constante druk en hoeveelheid stof . ### 9.1 De variabelen van een ideaal gas Fysische eigenschappen van een gas worden beschreven door vier variabelen: druk (P), temperatuur (T), volume (V) en het aantal mol (n). Specifieke verbanden tussen deze variabelen worden gaswetten genoemd. Een gas dat deze wetten exact volgt, wordt een ideaal gas genoemd . ### 9.2 De Wet van Charles (Wet van Gay-Lussac) De Wet van Charles beschrijft het verband tussen het volume (V) en de temperatuur (T) van een ideale gas. Bij een constante hoeveelheid ideaal gas en een constante druk is het volume rechtevenredig met de absolute temperatuur. Dit kan wiskundig worden uitgedrukt als : $V \propto T$ . Of, uitgedrukt als een constante verhouding: $\frac{V}{T} = \text{constante}$ . Deze relatie geldt wanneer het aantal mol (n) en de druk (P) constant blijven . #### 9.2.1 Grafische weergave van de Wet van Charles Wanneer het volume (V) wordt uitgezet tegen de temperatuur (T) in Kelvin, resulteert dit in een rechte lijn die door de oorsprong gaat. Dit is te zien door de relatie om te schrijven : $V = \text{constante} \cdot T$ . Deze vergelijking heeft de vorm van een rechte lijn ($y = m \cdot x + b$), waarbij de helling ($m$) de constante vertegenwoordigt en de y-intercept ($b$) nul is, wat aangeeft dat de lijn door de oorsprong loopt . #### 9.2.2 Het absolute nulpunt Een belangrijk gevolg van de extrapolatie van de Wet van Charles is de identificatie van het absolute nulpunt. Wanneer de grafiek van V tegen T wordt geëxtrapoleerd naar zeer lage temperaturen, zal het volume van alle ideale gassen extrapoleren naar dezelfde waarde, wat het punt van absolute nul vertegenwoordigt . > **Tip:** Vergeet niet dat de temperatuur in de Wet van Charles altijd in Kelvin moet worden uitgedrukt voor een correcte rechtevenredige relatie . > **Voorbeeld:** Als het volume van een ideaal gas bij een constante druk twee keer zo groot wordt, betekent dit dat de absolute temperatuur van het gas ook twee keer zo groot is geworden . --- # Toepassing van gaswetten en partiële druk in oefeningen Deze sectie biedt praktische oefeningen die de toepassing van de ideale gaswet en de wet van Dalton illustreren in diverse chemische en fysische scenario's . ### 10.1 Oefeningen en toepassingen Hieronder worden diverse oefeningen uitgewerkt die verschillende aspecten van gaswetten demonstreren. #### 10.1.1 Oefening 1: Drukverandering bij constant volume **Situatie:** Waterstofgas bij een initiële druk van 760 mmHg en een temperatuur van 20 °C wordt opgewarmd tot 300 °C in een container met constant volume . **Vraag:** Waaraan zal de finale druk gelijk zijn? **Oplossing:** De ideale gaswet wordt hier toegepast. Aangezien het volume constant blijft, is de druk recht evenredig met de temperatuur (Gay-Lussac's wet). De formule is: $$ \frac{P_1}{T_1} = \frac{P_2}{T_2} $$ Eerst zetten we de temperaturen om naar Kelvin: $T_1 = 20 \text{ °C} + 273.15 = 293.15 \text{ K}$ $T_2 = 300 \text{ °C} + 273.15 = 573.15 \text{ K}$ Nu berekenen we de finale druk $P_2$: $P_2 = P_1 \times \frac{T_2}{T_1}$ $P_2 = 760 \text{ mmHg} \times \frac{573.15 \text{ K}}{293.15 \text{ K}}$ $P_2 \approx 149.10 \text{ mmHg}$ De finale druk is ongeveer 149.10 mmHg. Dit kan ook omgerekend worden naar andere eenheden: 1,96 atm of 1,98.105 Pa . > **Tip:** Vergeet nooit de temperaturen om te zetten naar Kelvin bij het gebruik van gaswetten. #### 10.1.2 Oefening 2: Volume bij constante druk **Situatie:** Het volume van zuurstofgas bij 21,0 °C en een druk van 1,00 atm is 785 L . **Vraag:** Waaraan is dat volume gelijk bij 28,0 °C, terwijl de druk constant blijft? **Oplossing:** Bij constante druk is het volume recht evenredig met de temperatuur (Charles's wet). De formule is: $$ \frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2} $$ Temperaturen omzetten naar Kelvin: $T_1 = 21.0 \text{ °C} + 273.15 = 294.15 \text{ K}$ $T_2 = 28.0 \text{ °C} + 273.15 = 301.15 \text{ K}$ Nu berekenen we het finale volume $V_2$: $V_2 = V_1 \times \frac{T_2}{T_1}$ $V_2 = 785 \text{ L} \times \frac{301.15 \text{ K}}{294.15 \text{ K}}$ $V_2 \approx 804 \text{ L}$ Het volume bij 28,0 °C is 804 L . #### 10.1.3 Oefening 3: Druk in een kathodestraalbuis **Situatie:** Een kathodestraalbuis heeft een volume van 5,0 L, een temperatuur van 23 °C, en bevat 0,10 µg stikstofgas . **Vraag:** Maak een schatting van de druk in atm in deze buis. **Oplossing:** We gebruiken de ideale gaswet: $PV = nRT$. Eerst berekenen we het aantal mol stikstofgas ($N_2$). De molaire massa van $N_2$ is ongeveer 28,02 g/mol. $m = 0.10 \text{ µg} = 0.10 \times 10^{-6} \text{ g}$ $n = \frac{m}{M} = \frac{0.10 \times 10^{-6} \text{ g}}{28.02 \text{ g/mol}} \approx 3.57 \times 10^{-9} \text{ mol}$ Nu zetten we de temperatuur om naar Kelvin: $T = 23 \text{ °C} + 273.15 = 296.15 \text{ K}$ De gasconstante R in L·atm/(mol·K) is 0,0821. Nu kunnen we de druk berekenen: $P = \frac{nRT}{V}$ $P = \frac{(3.57 \times 10^{-9} \text{ mol}) \times (0.0821 \text{ L atm/mol K}) \times (296.15 \text{ K})}{5.0 \text{ L}}$ $P \approx 1.7 \times 10^{-8} \text{ atm}$ De druk in de kathodestraalbuis is ongeveer 1,7.10-8 atm . > **Tip:** Werk nauwkeurig met wetenschappelijke notatie en de juiste eenheden. #### 10.1.4 Oefening 4: Molaire massa en dichtheid **Situatie:** De dichtheid van een gasvormig fosforderivaat is 0,943 g/L bij 420 K en 727 Torr . **Vragen:** a) Wat is de molaire massa van het fosforderivaat? b) Over welk fosforderivaat gaat het hier? c) Wat zou de dichtheid (in g/L) zijn bij 1,00 atm en 298 K? **Oplossing:** a) **Molaire massa berekenen:** We kunnen de ideale gaswet herschrijven om de molaire massa te vinden. De dichtheid $(\rho)$ is massa ($m$) per volume ($V$), dus $m/V$. $PV = nRT$ $PV = \frac{m}{M}RT$ Hieruit volgt: $M = \frac{mRT}{PV} = \frac{\rho RT}{P}$ Eerst de druk omzetten naar atm: $P = 727 \text{ Torr} \times \frac{1 \text{ atm}}{760 \text{ Torr}} \approx 0.9566 \text{ atm}$ Nu de molaire massa berekenen: $M = \frac{(0.943 \text{ g/L}) \times (0.0821 \text{ L atm/mol K}) \times (420 \text{ K})}{0.9566 \text{ atm}}$ $M \approx 34.0 \text{ g/mol}$ De molaire massa is 34,0 g/mol . b) **Identificatie van het fosforderivaat:** De molaire massa van fosfine ($PH_3$) is: $M(P) \approx 30.97 \text{ g/mol}$ $M(H) \approx 1.01 \text{ g/mol}$ $M(PH_3) = 30.97 + 3 \times 1.01 = 34.0 \text{ g/mol}$ Dit komt overeen met onze berekende molaire massa. Het betreft dus fosfine ($PH_3$) . c) **Nieuwe dichtheid berekenen bij andere condities:** We gebruiken de geherstructureerde ideale gaswet $M = \frac{\rho RT}{P}$, die we kunnen herschrijven als $\rho = \frac{MP}{RT}$. De molaire massa (M) en de gasconstante (R) blijven constant. $M = 34.0 \text{ g/mol}$ $P_{nieuw} = 1.00 \text{ atm}$ $T_{nieuw} = 298 \text{ K}$ $\rho_{nieuw} = \frac{(34.0 \text{ g/mol}) \times (1.00 \text{ atm})}{(0.0821 \text{ L atm/mol K}) \times (298 \text{ K})}$ $\rho_{nieuw} \approx 1.39 \text{ g/L}$ De dichtheid bij 1,00 atm en 298 K is 1,39 g/L . #### 10.1.5 Oefening 5: Molaire concentratie en gasbereiding **Situatie:** Er is 50,0 mL HCl-oplossing nodig om 50,0 mL Cl2 gas te bereiden bij 27,0 °C en 1750 mmHg, volgens de reactie: $MnO_2 (s) + 4 HCl (aq) \rightarrow MnCl_2 (aq) + Cl_2 (g) + 2 H_2O (l)$ . **Vraag:** Wat is de molaire concentratie van de HCl-oplossing? **Oplossing:** Eerst berekenen we het aantal mol Cl2 gas dat geproduceerd wordt met behulp van de ideale gaswet. $V = 50.0 \text{ mL} = 0.0500 \text{ L}$ $T = 27.0 \text{ °C} + 273.15 = 300.15 \text{ K}$ $P = 1750 \text{ mmHg} \times \frac{1 \text{ atm}}{760 \text{ mmHg}} \approx 2.3026 \text{ atm}$ Aantal mol Cl2 ($n_{Cl_2}$): $n_{Cl_2} = \frac{PV}{RT} = \frac{(2.3026 \text{ atm}) \times (0.0500 \text{ L})}{(0.0821 \text{ L atm/mol K}) \times (300.15 \text{ K})}$ $n_{Cl_2} \approx 0.004673 \text{ mol}$ Volgens de reactievergelijking is de molverhouding tussen HCl en Cl2 4:1. Dus: $n_{HCl} = 4 \times n_{Cl_2}$ $n_{HCl} = 4 \times 0.004673 \text{ mol} \approx 0.01869 \text{ mol}$ De molaire concentratie (M) is het aantal mol per liter oplossing. Het volume van de HCl-oplossing is 50,0 mL = 0,0500 L. $M_{HCl} = \frac{n_{HCl}}{V_{HCl}}$ $M_{HCl} = \frac{0.01869 \text{ mol}}{0.0500 \text{ L}}$ $M_{HCl} \approx 0.374 \text{ M}$ De molaire concentratie van de HCl-oplossing is 0,374 M . #### 10.1.6 Oefening 6: Reactie in ruimtetuigen **Situatie:** De reactie tussen natriumperoxide en koolstofmonoxide verwijdert CO2 uit de lucht en produceert zuurstof: $2 Na_2O_2 (s) + 2 CO_2 (g) \rightarrow 2 Na_2CO_3 (s) + O_2 (g)$ . Lucht wordt uitgeademd aan 4,50 L/min (25,0 °C; 735 mmHg), en de concentratie CO2 in uitgeademde lucht is 3,40 volume% . **Vragen:** a) Hoeveel gram CO2 wordt er geproduceerd in 24,0 uur? b) Hoeveel dagen zou 3,65 kg natriumperoxide werkzaam zijn? **Oplossing:** a) **Hoeveelheid CO2 geproduceerd in 24 uur:** Eerst berekenen we het volume CO2 dat per minuut wordt uitgeademd. $V_{uitgeademd} = 4.50 \text{ L/min}$ Concentratie CO2 = 3,40 volume%. Volume CO2 per minuut = $4.50 \text{ L/min} \times 0.0340 = 0.153 \text{ L/min}$ Nu converteren we de omstandigheden (25,0 °C; 735 mmHg) naar de standaard molaire volume (bij 0 °C en 1 atm) of gebruiken we de ideale gaswet direct om het aantal mol te vinden. We gebruiken de ideale gaswet. $T = 25.0 \text{ °C} + 273.15 = 298.15 \text{ K}$ $P = 735 \text{ mmHg} \times \frac{1 \text{ atm}}{760 \text{ mmHg}} \approx 0.9671 \text{ atm}$ Aantal mol CO2 per minuut: $n_{CO_2/min} = \frac{PV}{RT} = \frac{(0.9671 \text{ atm}) \times (0.153 \text{ L})}{(0.0821 \text{ L atm/mol K}) \times (298.15 \text{ K})} \approx 0.006055 \text{ mol/min}$ Nu berekenen we de totale hoeveelheid mol CO2 in 24 uur. Tijd = 24.0 uur = $24.0 \times 60 = 1440$ minuten. Totale mol CO2 = $0.006055 \text{ mol/min} \times 1440 \text{ min} \approx 8.719 \text{ mol}$ De molaire massa van CO2 is ongeveer 12.01 (C) + 2 * 16.00 (O) = 44.01 g/mol. Massa CO2 = $8.719 \text{ mol} \times 44.01 \text{ g/mol} \approx 383.7 \text{ g}$ Er wordt 383 g CO2 geproduceerd in 24,0 uur . b) **Hoeveel dagen 3,65 kg natriumperoxide werkzaam is:** Volgens de reactievergelijking reageert 2 mol $Na_2O_2$ met 2 mol $CO_2$, wat een molverhouding van 1:1 betekent tussen $Na_2O_2$ en $CO_2$. We hebben 3,65 kg $Na_2O_2$ = 3650 g $Na_2O_2$. De molaire massa van $Na_2O_2$ is ongeveer $2 \times 22.99$ (Na) + $2 \times 16.00$ (O) = 45.98 + 32.00 = 77.98 g/mol. Aantal mol $Na_2O_2$ = $\frac{3650 \text{ g}}{77.98 \text{ g/mol}} \approx 46.81 \text{ mol}$ Omdat de molverhouding 1:1 is, kan deze hoeveelheid $Na_2O_2$ 46.81 mol $CO_2$ neutraliseren. We weten dat er 0,006055 mol $CO_2$ per minuut wordt geproduceerd. Tijd nodig om 46.81 mol $CO_2$ te neutraliseren: Tijd (minuten) = $\frac{46.81 \text{ mol } CO_2}{0.006055 \text{ mol } CO_2/\text{min}} \approx 7731 \text{ minuten}$ Nu converteren we dit naar dagen: Tijd (dagen) = $\frac{7731 \text{ min}}{60 \text{ min/uur} \times 24 \text{ uur/dag}} \approx 5.37 \text{ dagen}$ 3,65 kg $Na_2O_2$ zou ongeveer 5,38 dagen werkzaam zijn . > **Voorbeeld:** Bij deze oefening is het cruciaal om de molverhoudingen uit de reactievergelijking correct toe te passen. Ook de eenheden moeten consequent gehandhaafd blijven. --- # Dichtheid en bijbehorende berekeningen Dit onderwerp behandelt de definitie, eenheden, eigenschappen en berekeningen gerelateerd aan de dichtheid van stoffen. ### 11.1 Definitie en eenheden van dichtheid Dichtheid wordt gedefinieerd als de massa van een object per volume. De standaard SI-eenheid voor dichtheid is kilogram per kubieke meter ($kg/m^3$ of $kg \cdot m^{-3}$). In de praktijk worden echter ook vaak gram per milliliter ($g/mL$) of gram per kubieke centimeter ($g/cm^3$) gebruikt [21](#page=21). De dichtheid van de meeste stoffen is temperatuursafhankelijk, aangezien hun volume verandert bij opwarming of afkoeling [21](#page=21). De formule voor dichtheid is: $$ \rho = \frac{m}{V} $$ waarbij: * $\rho$ (rho) staat voor de dichtheid [21](#page=21). * $m$ staat voor de massa [21](#page=21). * $V$ staat voor het volume [21](#page=21). ### 11.2 Tabel met dichtheden van enkele stoffen Hieronder staat een tabel met de dichtheden van diverse stoffen [21](#page=21): | Stof | Dichtheid ($g/cm^3$) | Stof | Dichtheid ($g/cm^3$) | | :------------- | :------------------- | :--------------- | :------------------- | | IJs ($0^{\circ}C$) | 0,917 | Menselijk vet | 0,94 | | Water ($3,98^{\circ}C$) | 1,000 | Menselijke spier | 1,06 | | Goud | 19,31 | Aarde | 5,54 | | Lucht ($25^{\circ}C$) | 0,001185 | Kurk | 0,22 | ### 11.3 Oefeningen en berekeningen Hieronder volgen diverse oefeningen met betrekking tot dichtheid en bijbehorende berekeningen, met uitleg van de oplossingen waar nodig. #### 11.3.1 Oefening 1: Pyriet versus goud **Vraag:** Pyriet wordt klatergoud of het goud der dwazen genoemd, omdat het lijkt op echt goud. Pyriet heeft een dichtheid van 4,5 g/mL, terwijl goud een dichtheid heeft van 19,31 g/ml. Bepaal aan de hand van deze informatie welke van de volgende beweringen juist is [22](#page=22). A) 25 gram goud zal een groter volume innemen dan 25 gram pyriet B) 25 gram goud zal hetzelfde volume innemen dan 25 gram pyriet C) 25 mL goud zal een grotere massa hebben dan 25 mL pyriet D) 25 mL goud zal een kleinere massa hebben dan 25 mL pyriet **Analyse:** * Dichtheid is massa per volume ($\rho = m/V$). * Voor dezelfde massa ($m$) geldt: hoe hoger de dichtheid ($\rho$), hoe kleiner het volume ($V$). * Voor hetzelfde volume ($V$) geldt: hoe hoger de dichtheid ($\rho$), hoe groter de massa ($m$). **Oplossing:** * Bewering A: 25 gram goud (hoge dichtheid) zal een kleiner volume innemen dan 25 gram pyriet (lagere dichtheid). Dus A is fout. * Bewering B: De volumes zullen verschillend zijn vanwege de verschillende dichtheden. Dus B is fout. * Bewering C: 25 mL goud heeft een hogere dichtheid dan 25 mL pyriet. Hierdoor zal 25 mL goud een grotere massa hebben. Dus C is juist. * Bewering D: Dit is het tegenovergestelde van C. Dus D is fout. **Antwoord:** C [27](#page=27). #### 11.3.2 Oefening 2: Volume van aluminium in water **Vraag:** De dichtheid van aluminium is 2,702 g/cm³. Als 1,130 ounce aluminium in een maatcilinder wordt gebracht met 15,90 mL water, wat is dan het finale vloeistofniveau van water? (1 ounce = 28,35 g) [22](#page=22). A) 17,08 mL B) 21,66 mL C) 27,76 mL D) 47,95 mL **Analyse:** We moeten de massa van aluminium omrekenen naar gram, vervolgens het volume van het aluminium berekenen, en dit volume optellen bij het initiële watervolume. **Berekening:** 1. Massa van aluminium in gram: $1,130 \text{ ounce} \times 28,35 \frac{g}{\text{ounce}} = 32,0355 \text{ g}$ 2. Volume van aluminium berekenen met $\rho = m/V \Rightarrow V = m/\rho$: $V_{\text{aluminium}} = \frac{32,0355 \text{ g}}{2,702 \text{ g/cm}^3} = 11,856 \text{ cm}^3$ Omdat $1 \text{ cm}^3 = 1 \text{ mL}$, is het volume van aluminium $11,856 \text{ mL}$. 3. Initieel watervolume: $15,90 \text{ mL}$. 4. Eindvolume: $15,90 \text{ mL} + 11,856 \text{ mL} = 27,756 \text{ mL}$. **Antwoord:** C [27](#page=27). #### 11.3.3 Oefening 3: Massa van kwik in een kolf **Vraag:** De dichtheid van kwik is 13,5 g/mL. Wat is de massa in kg van een 0,250 L kolf die gevuld is met aluminium [23](#page=23)? A) 0,0540 kg B) 3,38 kg C) 54,0 kg D) 3380 kg **Analyse:** De vraag is misleidend; de dichtheid van kwik wordt gegeven, maar de kolf is gevuld met aluminium. We hebben de dichtheid van aluminium nodig. Uit de vorige oefening weten we dat de dichtheid van aluminium $2,702 \text{ g/cm}^3$ is. **Berekening:** 1. Volume van de kolf omrekenen naar mL: $0,250 \text{ L} \times 1000 \frac{\text{mL}}{\text{L}} = 250 \text{ mL}$. 2. Massa van aluminium berekenen met $\rho = m/V \Rightarrow m = \rho \times V$: $m_{\text{aluminium}} = 2,702 \frac{g}{cm^3} \times 250 \text{ mL} = 675,5 \text{ g}$ (aangezien $1 \text{ mL} = 1 \text{ cm}^3$) 3. Massa omrekenen naar kg: $675,5 \text{ g} \div 1000 \frac{g}{kg} = 0,6755 \text{ kg}$. **Controle:** Er is een discrepantie tussen het berekende antwoord en de gegeven opties. De vraag stelt expliciet 'gevuld met aluminium', maar de dichtheid van kwik is gegeven. Laten we aannemen dat de vraag bedoeld was om te vragen naar de massa van kwik in de kolf, om te zien of een van de opties dan past. **Berekening met kwik:** 1. Volume van de kolf: $250 \text{ mL}$. 2. Massa van kwik: $m_{\text{kwik}} = 13,5 \frac{g}{mL} \times 250 \text{ mL} = 3375 \text{ g}$. 3. Massa omrekenen naar kg: $3375 \text{ g} \div 1000 \frac{g}{kg} = 3,375 \text{ kg}$. Dit komt zeer dicht bij optie B. Het is waarschijnlijk dat de vraag een typefout bevatte en de massa van kwik bedoelde te vragen. **Antwoord (uitgaande van kwik):** B [27](#page=27). #### 11.3.4 Oefening 4: Massa van een koperen kubus **Vraag:** De dichtheid van koper is 8,96 g/cm³. Wat is de massa in g van een koperen kubus waarvan elke zijde 2,31 mm lang is [23](#page=23)? A) 0,0207 g B) 0,110 g C) 2,07 g D) 110 g **Analyse:** We moeten eerst het volume van de kubus berekenen en dit omrekenen naar cm³. Daarna kunnen we de massa berekenen. **Berekening:** 1. Zijde van de kubus in cm: $2,31 \text{ mm} \div 10 \frac{\text{mm}}{\text{cm}} = 0,231 \text{ cm}$. 2. Volume van de kubus: $V = \text{zijde}^3 = (0,231 \text{ cm})^3 = 0,012326391 \text{ cm}^3$. 3. Massa van koper berekenen met $m = \rho \times V$: $m_{\text{koper}} = 8,96 \frac{g}{cm^3} \times 0,012326391 \text{ cm}^3 = 0,11044449 \text{ g}$. **Antwoord:** B [27](#page=27). #### 11.3.5 Oefening 5: Hoogte van een goudbaar **Vraag:** Een baar goud weegt 5,50 lbs. Als de densiteit van goud 19,31 g/cm³, en de lengte en de breedte van de baar zijn respectievelijk 12,0 cm en 3,00 cm, wat is dan de hoogte van de baar? (1 lbs = 0,454 kg) [24](#page=24). A) 6,5 . 10⁻³ cm B) 3,59 cm C) 10,2 cm D) 1,34 . 10³ cm **Analyse:** We moeten de massa van de goudbaar omrekenen naar gram, vervolgens het volume van de goudbaar berekenen, en daaruit de hoogte afleiden. **Berekening:** 1. Massa van de goudbaar in kg: $5,50 \text{ lbs} \times 0,454 \frac{kg}{lbs} = 2,497 \text{ kg}$. 2. Massa in gram: $2,497 \text{ kg} \times 1000 \frac{g}{kg} = 2497 \text{ g}$. 3. Volume van de goudbaar berekenen met $V = m/\rho$: $V_{\text{goudbaar}} = \frac{2497 \text{ g}}{19,31 \text{ g/cm}^3} = 129,311 \text{ cm}^3$. 4. Het volume van de baar is ook lengte x breedte x hoogte. We kunnen de hoogte berekenen: $V = l \times w \times h \Rightarrow h = \frac{V}{l \times w}$ $h = \frac{129,311 \text{ cm}^3}{12,0 \text{ cm} \times 3,00 \text{ cm}} = \frac{129,311 \text{ cm}^3}{36,0 \text{ cm}^2} = 3,5919 \text{ cm}$. **Antwoord:** B [27](#page=27). #### 11.3.6 Oefening 6: Diameter van Jupiter **Vraag:** De geschatte massa van Jupiter is $1,90 \cdot 10^{27}$ kg en de dichtheid wordt geschat op $1,34 \text{ g/cm}^3$. Als Jupiter een perfecte bol is, wat is dan de diameter van deze planeet [24](#page=24)? A) $6,96 \cdot 10^6 \text{ m}$ B) $6,96 \cdot 10^7 \text{ m}$ C) $1,39 \cdot 10^7 \text{ m}$ D) $1,39 \cdot 10^8 \text{ m}$ **Analyse:** We moeten eerst de dichtheid omzetten naar $kg/m^3$, dan het volume van Jupiter berekenen met de massa en dichtheid, en vervolgens de straal en diameter uit het volume van een bol afleiden. **Berekening:** 1. Dichtheid omzetten naar $kg/m^3$: $1,34 \frac{g}{cm^3} = 1,34 \frac{0,001 \text{ kg}}{(0,01 \text{ m})^3} = 1,34 \frac{0,001 \text{ kg}}{0,000001 \text{ m}^3} = 1,34 \times 1000 \frac{\text{kg}}{\text{m}^3} = 1340 \frac{kg}{m^3}$. 2. Volume van Jupiter berekenen met $V = m/\rho$: $V_{\text{Jupiter}} = \frac{1,90 \cdot 10^{27} \text{ kg}}{1340 \text{ kg/m}^3} = 1,4179 \cdot 10^{24} \text{ m}^3$. 3. Volume van een bol: $V = \frac{4}{3} \pi r^3$. We lossen op voor de straal $r$: $r^3 = \frac{3V}{4\pi}$ $r^3 = \frac{3 \times 1,4179 \cdot 10^{24} \text{ m}^3}{4\pi} = 3,384 \cdot 10^{23} \text{ m}^3$. $r = \sqrt {3,384 \cdot 10^{23} \text{ m}^3} = 6,968 \cdot 10^7 \text{ m}$ [3](#page=3). 4. Diameter: $d = 2r = 2 \times 6,968 \cdot 10^7 \text{ m} = 1,3936 \cdot 10^8 \text{ m}$. **Antwoord:** D [27](#page=27). #### 11.3.7 Oefening 7: Massa van beton voor een put **Vraag:** Het volume van een put bedraagt $40,0 \text{ ft}^3$. Hoeveel kg beton moet er gebruikt worden om deze put te vullen? ($\rho_{\text{beton}} = 2,85 \text{ g/cm}^3$, $1 \text{ ft} = 1 \text{ voet} = 30,48 \text{ cm}$) [25](#page=25). A) $3,47 \text{ kg}$ B) $3,23 \cdot 10^3 \text{ kg}$ C) $3,47 \cdot 10^3 \text{ kg}$ D) $3,23 \cdot 10^6 \text{ kg}$ **Analyse:** We moeten het volume van de put omrekenen naar cm³, vervolgens de massa van het beton berekenen met de gegeven dichtheid, en het resultaat omzetten naar kg. **Berekening:** 1. Volume van de put in cm³: $1 \text{ ft}^3 = (30,48 \text{ cm})^3 = 28316,8465 \text{ cm}^3$. $V_{\text{put}} = 40,0 \text{ ft}^3 \times 28316,8465 \frac{\text{cm}^3}{\text{ft}^3} = 1132673,86 \text{ cm}^3$. 2. Massa van beton berekenen met $m = \rho \times V$: $m_{\text{beton}} = 2,85 \frac{g}{cm^3} \times 1132673,86 \text{ cm}^3 = 3227070,5 \text{ g}$. 3. Massa omrekenen naar kg: $3227070,5 \text{ g} \div 1000 \frac{g}{kg} = 3227,07 \text{ kg}$. **Antwoord:** B [27](#page=27). #### 11.3.8 Oefening 8: Hoeveelheid water voor wandeling **Vraag:** Door de zware hitte en de lage vochtigheid in de zomer in Death Valley in California (VS) moet een bezoeker één quart water drinken voor elke twee mijl afgelegd te voet. Als de dichtheid van water 0,990 g/mL is bij $45^{\circ}C$, hoeveel kilogram water moet een persoon bij zich hebben om 30 kilometer te wandelen? (1 quart = 0,946 L, 1 mijl = 1,609 km) [25](#page=25). A) 8,7 kg B) 70 kg C) $3,5 \cdot 10^2$ kg D) $7,0 \cdot 10^2$ kg **Analyse:** We moeten eerst berekenen hoeveel mijl de wandeling is, vervolgens hoeveel quarts water dit vereist, dit omrekenen naar liters, dan naar milliliters, de massa van het water berekenen met de dichtheid, en ten slotte omzetten naar kilogram. **Berekening:** 1. Aantal mijl dat gewandeld wordt: $30 \text{ km} \div 1,609 \frac{\text{km}}{\text{mijl}} = 18,645 \text{ mijl}$. 2. Aantal benodigde quarts: $18,645 \text{ mijl} \div 2 \frac{\text{mijl}}{\text{quart}} = 9,3225 \text{ quarts}$. 3. Volume in liters: $9,3225 \text{ quarts} \times 0,946 \frac{\text{L}}{\text{quart}} = 8,818 \text{ L}$. 4. Volume in milliliters: $8,818 \text{ L} \times 1000 \frac{\text{mL}}{\text{L}} = 8818 \text{ mL}$. 5. Massa van het water in gram: $m_{\text{water}} = 0,990 \frac{g}{mL} \times 8818 \text{ mL} = 8730 \text{ g}$. 6. Massa in kilogram: $8730 \text{ g} \div 1000 \frac{g}{kg} = 8,73 \text{ kg}$. **Antwoord:** A [27](#page=27). #### 11.3.9 Oefening 9: Relatieve dichtheid en drijfvermogen **Vraag:** De relatieve dichtheid of specifieke zwaartekracht van een vloeistof wordt vaak gedefinieerd als de verhouding tussen de dichtheid van die stof en die van water. Als de relatieve dichtheid van X ten opzichte van water 0,800 is en de relatieve dichtheid van Y ten opzichte van water 1,50 is, welke van de volgende beweringen is fout [26](#page=26)? A) Als X een vloeistof is, dan zal Y drijven op X. B) Als X een vaste stof is, dan zal X drijven op water. C) Als Y een vloeistof is, dan zal water drijven op Y. D) Als Y een vloeistof is, dan zal X drijven op Y. **Analyse:** Relatieve dichtheid wordt gedefinieerd als $\rho_{\text{stof}} / \rho_{\text{water}}$. * Dichtheid van X: $\rho_X = 0,800 \times \rho_{\text{water}}$. * Dichtheid van Y: $\rho_Y = 1,50 \times \rho_{\text{water}}$. Een object drijft op een vloeistof als de dichtheid van het object kleiner is dan de dichtheid van de vloeistof. Een object drijft op water als zijn dichtheid kleiner is dan die van water. **Evaluatie van de beweringen:** A) Als X een vloeistof is ($\rho_X = 0,800 \rho_{\text{water}}$) en Y een stof is met $\rho_Y = 1,50 \rho_{\text{water}}$ (dus dichter dan X), dan zal Y zinken in X. Dus de bewering "Y zal drijven op X" is fout. B) Als X een vaste stof is met $\rho_X = 0,800 \rho_{\text{water}}$, dan is de dichtheid van X kleiner dan die van water. Dus X zal drijven op water. Deze bewering is juist. C) Als Y een vloeistof is ($\rho_Y = 1,50 \rho_{\text{water}}$) en water ($\rho_{\text{water}}$) is minder dicht dan Y, dan zal water drijven op Y. Deze bewering is juist. D) Als Y een vloeistof is ($\rho_Y = 1,50 \rho_{\text{water}}$) en X een stof is met $\rho_X = 0,800 \rho_{\text{water}}$, dan is de dichtheid van X kleiner dan de dichtheid van Y. Dus X zal drijven op Y. Deze bewering is juist. **Antwoord:** A [27](#page=27). #### 11.3.10 Oefening 10: Volgorde van lagen met vloeistoffen en objecten **Vraag:** Een stuk kunststof weegt 1,157 g en heeft een volume van 1,48 cm³. Een stuk hout met hetzelfde volume weegt 3,85 g. De dichtheid van een vloeistof X is 0,765 g/mL en de dichtheid van een vloeistof Z is 1,13 g/mL. De vloeistoffen zijn niet mengbaar. Als de kunststof en het hout aan deze twee vloeistoffen worden toegevoegd, wat is dan de volgorde van de lagen van boven naar beneden [26](#page=26)? A) vloeistof X, vloeistof Z, kunststof, hout B) vloeistof X, kunststof, vloeistof Z, hout C) kunststof, hout, vloeistof Z, vloeistof X D) hout, vloeistof Z, kunststof, vloeistof X **Analyse:** We moeten de dichtheid van de kunststof en het hout berekenen. Vervolgens ordenen we alle stoffen (vloeistoffen en objecten) op basis van hun dichtheid van laag naar hoog. Objecten met een hogere dichtheid zullen zinken door vloeistoffen met een lagere dichtheid. **Berekening:** * Dichtheid kunststof: $\rho_{\text{kunststof}} = \frac{m}{V} = \frac{1,157 \text{ g}}{1,48 \text{ cm}^3} = 0,7817 \text{ g/cm}^3$. * Dichtheid hout: $\rho_{\text{hout}} = \frac{m}{V} = \frac{3,85 \text{ g}}{1,48 \text{ cm}^3} = 2,601 \text{ g/cm}^3$. * Dichtheid vloeistof X: $\rho_X = 0,765 \text{ g/mL} = 0,765 \text{ g/cm}^3$. * Dichtheid vloeistof Z: $\rho_Z = 1,13 \text{ g/mL} = 1,13 \text{ g/cm}^3$. **Ordening van dichtheden (van laag naar hoog):** 1. Vloeistof X: $0,765 \text{ g/cm}^3$ 2. Kunststof: $0,7817 \text{ g/cm}^3$ 3. Vloeistof Z: $1,13 \text{ g/cm}^3$ 4. Hout: $2,601 \text{ g/cm}^3$ De volgorde van boven naar beneden is dus: Vloeistof X, Kunststof, Vloeistof Z, Hout. **Antwoord:** B [27](#page=27). --- # Atomen en hun massa De massa van atomen en de relatie met de molegrootheid worden verkend, inclusief de berekening van gemiddelde atoommassa's op basis van isotopen en het concept van de mol. ### 12.1 Atoommassa en isotopen Atoommassa's worden vaak uitgedrukt in atomic mass units (amu). De atomaire massa van een element zoals koolstof (C) kan variëren afhankelijk van de isotopen die aanwezig zijn in de natuurlijke abundantie [49](#page=49). #### 12.1.1 Berekening van gemiddelde atoommassa's De gemiddelde atoommassa van een element wordt berekend door de atoommassa's van elk isotoop te vermenigvuldigen met hun respectieve natuurlijke abundantie en deze waarden vervolgens op te tellen [49](#page=49) [50](#page=50). > **Voorbeeld:** De gemiddelde atoommassa van koolstof wordt berekend met de isotopen $^{12}\text{C}$ (98,89% abundantie, 12 amu) en $^{13}\text{C}$ (1,11% abundantie, 13,0034 amu) als volgt: $12 \text{ amu} \cdot 0,9889 + 13,0034 \text{ amu} \cdot 0,0111 = 12,011 \text{ amu}$ [49](#page=49). > > **Voorbeeld:** De gemiddelde atoommassa van chloor (Cl) met isotopen $^{35}\text{Cl}$ (75,77% abundantie, 34,97 amu) en $^{37}\text{Cl}$ (24,23% abundantie, 36,97 amu) is: $34,97 \text{ amu} \cdot 0,7577 + 36,97 \text{ amu} \cdot 0,2423 = 35,45 \text{ amu}$ [50](#page=50). ### 12.2 Het getal van Avogadro en de mol Atoommassa's maken het mogelijk om het aantal atomen te berekenen op basis van massa's en vice versa. Om grote aantallen atomen te hanteren, is de eenheid 'mol' en de constante van Avogadro ($N_A$) gedefinieerd [51](#page=51). * **Definitie van een mol:** Een mol is de hoeveelheid stof waarvan de massa gelijk is aan de molaire massa. Voor elementen is de molaire massa gelijk aan de gemiddelde atoommassa [51](#page=51). * **Getal van Avogadro ($N_A$):** Dit is de constante gelijk aan $6,02214076 \times 10^{23}$ deeltjes per mol [51](#page=51). #### 12.2.1 Molaire massa De molaire massa is de gemiddelde massa van één atoom of molecuul vermenigvuldigd met het getal van Avogadro, wat resulteert in de gemiddelde massa van één mol atomen of moleculen. De gemiddelde atoommassa uit de tabel van Mendeljev geeft zowel de massa van één atoom in amu als de massa van één mol atomen in gram aan [51](#page=51). > **Voorbeeld:** De gemiddelde massa van één chlooratomen is $5,887 \times 10^{-23}$ gram, wat overeenkomt met 35,45 amu. De gemiddelde massa van één mol chlooratomen is $5,887 \times 10^{-23} \text{ g} \cdot N_A = 35,45 \text{ g}$ [51](#page=51). #### 12.2.2 Relaties tussen deeltjesaantal, mol en massa Het aantal deeltjes kan worden berekend met de formule: aantal deeltjes = aantal mol $\cdot N_A$ [52](#page=52). Het aantal mol deeltjes ($n$) wordt berekend met de formule: $n = \frac{\text{massa}}{\text{molaire massa}}$ [52](#page=52). > **Tip:** De tabel met fysische grootheden, symbolen en eenheden is essentieel voor het correct toepassen van deze formules [52](#page=52). > **Voorbeeld:** Hoeveel mol bevindt zich in 22,50 gram fluor (F)? De gemiddelde atoommassa van F is 19,00 amu, dus de molaire massa is 19,00 g/mol. > $n = \frac{22,50 \text{ g}}{19,00 \text{ g/mol}} = 1,184 \text{ mol}$ [52](#page=52). ### 12.3 Molaire massa van verbindingen De molaire massa van een verbinding is de som van de atoommassa's van de samenstellende atomen [53](#page=53). > **Voorbeeld:** Voor waterstofchloride (HCl): > Atoommassa H = 1,0079 amu > Atoommassa Cl = 35,4530 amu > Molaire massa HCl = $1,0079 + 35,4530 = 36,4609 \text{ amu}$ [53](#page=53). > Eén mol HCl bevat $6,023 \times 10^{23}$ moleculen en heeft een massa van 36,4609 gram, dus de molaire massa van HCl is 36,4609 g/mol [53](#page=53). > **Voorbeeld:** Voor etheen (C$_2$H$_4$): > Atoommassa H = $4 \times 1,0079$ amu > Atoommassa C = $2 \times 12,0110$ amu > Molaire massa C$_2$H$_4$ = $(4 \times 1,0079) + (2 \times 12,0110) = 4,0316 + 24,0220 = 28,0536 \text{ amu}$ [53](#page=53). > Eén mol C$_2$H$_4$ heeft een massa van 28,0536 gram, dus de molaire massa is 28,0536 g/mol [53](#page=53). > **Voorbeeld:** Voor chloorethaan (C$_2$H$_5$Cl): > Atoommassa H = $5 \times 1,0079$ amu > Atoommassa C = $2 \times 12,0110$ amu > Atoommassa Cl = $35,4530$ amu > Molaire massa C$_2$H$_5$Cl = $(5 \times 1,0079) + (2 \times 12,0110) + 35,4530 = 5,0395 + 24,0220 + 35,4530 = 64,5145 \text{ amu}$ [54](#page=54). > De molaire massa van C$_2$H$_5$Cl is 64,5145 g/mol [54](#page=54). > **Voorbeeld:** Voor natriumsulfaat (Na$_2$SO$_4$): > Atoommassa Na = $2 \times 22,9898$ amu > Atoommassa S = $32,0600$ amu > Atoommassa O = $4 \times 15,9994$ amu > Molaire massa Na$_2$SO$_4$ = $(2 \times 22,9898) + 32,0600 + (4 \times 15,9994) = 45,9796 + 32,0600 + 63,9976 = 142,0372 \text{ amu}$ [54](#page=54). > De molaire massa van Na$_2$SO$_4$ is 142,0372 g/mol [54](#page=54). > **Voorbeeld:** Hoeveel mol zit er in 16,00 gram kaliumpermanganaat (KMnO$_4$)? > Atoommassa K = 22,9898 amu > Atoommassa Mn = 32,0600 amu > Atoommassa O = $4 \times 15,9994$ amu > Molaire massa KMnO$_4$ = $22,9898 + 32,0600 + (4 \times 15,9994) = 22,9898 + 32,0600 + 63,9976 = 119,0474 \text{ amu}$ [55](#page=55). > De molaire massa van KMnO$_4$ is 119,0474 g/mol [55](#page=55). > $n = \frac{16,00 \text{ g}}{119,0474 \text{ g/mol}} = 0,1344 \text{ mol}$ [55](#page=55). --- # reactievergelijkingen Een reactievergelijking beschrijft een chemische reactie door middel van de chemische formules van de betrokken stoffen [68](#page=68). ### 13.1 Concept van reactievergelijkingen Een reactievergelijking visualiseert een chemische transformatie met de reagentia (startstoffen) aan de linkerkant, gescheiden van de reactieproducten (eindstoffen) aan de rechterkant door een reactiepijl [68](#page=68). De algemene vorm is: $$ \text{reagentia} \rightarrow \text{reactieproducten} $$ **Microscopisch niveau:** Beschrijft de interactie van individuele atomen en moleculen. Bijvoorbeeld, twee moleculen waterstofgas reageren met één molecuul zuurstofgas om twee moleculen water te vormen [68](#page=68). **Macroscopisch niveau:** Beschrijft de reactie op grotere schaal, uitgedrukt in mol. Bijvoorbeeld, twee mol waterstofgas en één mol zuurstofgas reageren tot twee mol water [68](#page=68). ### 13.2 Wet van behoud van massa en balanceren van reactievergelijkingen De wet van behoud van massa stelt dat massa niet gecreëerd of vernietigd kan worden tijdens een chemische reactie. Dit principe vereist dat reactievergelijkingen gebalanceerd moeten worden door middel van coëfficiënten (voortallen). Dit zorgt ervoor dat het aantal atomen van elk element aan de linkerkant van de reactiepijl gelijk is aan het aantal atomen van datzelfde element aan de rechterkant [69](#page=69). Enkele voorbeelden van gebalanceerde reactievergelijkingen: * $2 \text{ H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2 \text{ H}_2\text{O}$ [69](#page=69). * $2 \text{ Na} + 2 \text{ H}_2\text{O} \rightarrow 2 \text{ NaOH} + \text{H}_2$ [69](#page=69). * $\text{Hg(NO}_3)_2 + 2 \text{ KI} \rightarrow \text{HgI}_2 + 2 \text{ KNO}_3$ [69](#page=69). #### 13.2.1 Strategie voor het balanceren van reactievergelijkingen Er zijn verschillende strategieën om een reactievergelijking te balanceren: 1. **Schrijf de ongebalanceerde vergelijking:** Begin met het noteren van de juiste chemische formules voor alle reagentia en reactieproducten [70](#page=70). 2. **Voeg coëfficiënten toe:** Bepaal de getallen (coëfficiënten) die vóór elke formule worden geplaatst om het aantal formule-eenheden aan te geven dat nodig is om de reactie te balanceren. **Belangrijk:** De chemische formules zelf mogen niet worden gewijzigd [70](#page=70). 3. **Vereenvoudig coëfficiënten:** Als het mogelijk is, reduceer dan alle coëfficiënten tot de kleinst mogelijke gehele getallen door ze te delen door hun grootste gemene deler [70](#page=70). 4. **Controleer de balans:** Verifieer of het aantal atomen van elk element aan beide zijden van de reactiepijl gelijk is [70](#page=70). > **Tip:** Het is vaak handig om te beginnen met de meest complexe moleculen en één element tegelijk te behandelen tijdens het balanceren [71](#page=71) [72](#page=72). #### 13.2.2 Voorbeeld: Verbranding van propaan Geef de gebalanceerde reactievergelijking voor de verbranding van propaan ($C_3H_8$) met zuurstof ($O_2$) ter vorming van koolstofdioxide ($CO_2$) en water ($H_2O$) [71](#page=71). 1. **Ongebalanceerde vergelijking:** $C_3H_8 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O$ [71](#page=71). 2. **Voeg coëfficiënten toe:** * Balanceer koolstof (C): Er zijn 3 C-atomen in $C_3H_8$, dus er moeten 3 $CO_2$-moleculen worden gevormd. $C_3H_8 + O_2 \rightarrow 3 CO_2 + H_2O$ [71](#page=71). * Balanceer waterstof (H): Er zijn 8 H-atomen in $C_3H_8$, dus er moeten 4 $H_2O$-moleculen worden gevormd (aangezien $H_2O$ 2 H-atomen bevat). $C_3H_8 + O_2 \rightarrow 3 CO_2 + 4 H_2O$ [72](#page=72). * Balanceer zuurstof (O): Tel de O-atomen aan de productzijde. In $3 CO_2$ zijn dat $3 \times 2 = 6$ O-atomen. In $4 H_2O$ zijn dat $4 \times 1 = 4$ O-atomen. Totaal $6 + 4 = 10$ O-atomen. Er moeten dus 5 $O_2$-moleculen zijn (aangezien $O_2$ 2 O-atomen bevat). $C_3H_8 + 5 O_2 \rightarrow 3 CO_2 + 4 H_2O$ [72](#page=72). 3. **Vereenvoudig coëfficiënten:** In dit geval zijn de coëfficiënten (1, 5, 3, 4) al de kleinst mogelijke gehele getallen. 4. **Controleer de balans:** * Links: 3 C, 8 H, 10 O atomen. * Rechts: 3 C (in $3 CO_2$), 8 H (in $4 H_2O$), 10 O (in $3 CO_2$ en $4 H_2O$). De vergelijking is gebalanceerd [72](#page=72). #### 13.2.3 Alternatieve methode: Wiskundige benadering Een reactievergelijking kan ook worden gebalanceerd door deze te behandelen als een wiskundig stelsel van vergelijkingen, waarbij de wet van behoud van massa wordt toegepast [73](#page=73). * **Ongebalanceerde vergelijking met variabelen:** $a C_3H_8 + b O_2 \rightarrow c CO_2 + d H_2O$ [73](#page=73). * **Opstellen van vergelijkingen per element:** * Voor koolstof (C): $3a = c$ * Voor waterstof (H): $8a = 2d$ * Voor zuurstof (O): $2b = 2c + d$ [73](#page=73). * **Oplossen van het stelsel:** * Stel bijvoorbeeld $a = 1$. * Uit $3a = c$ volgt dat $c = 3$. * Uit $8a = 2d$ volgt dat $8 = 2d$, dus $d = 4$ [1](#page=1). * Uit $2b = 2c + d$ volgt dat $2b = 2 + 4 = 6 + 4 = 10$, dus $b = 5$ [3](#page=3). * **Gebalanceerde vergelijking:** $C_3H_8 + 5 O_2 \rightarrow 3 CO_2 + 4 H_2O$ [73](#page=73). ### 13.3 Aggregatietoestanden in reactievergelijkingen De aggregatietoestand (fase) waarin een chemische verbinding zich bevindt, wordt vaak aangegeven met symbolen tussen haakjes na de chemische formule [74](#page=74): * (s) = solid (vast) * (l) = liquid (vloeistof) * (g) = gas * (aq) = aqueous solution (waterige oplossing) Voorbeelden met aggregatietoestanden: * $2 \text{ H}_2\text{ (g)} + \text{O}_2\text{ (g)} \rightarrow 2 \text{ H}_2\text{O (l)}$ [74](#page=74). * $2 \text{ Na (s)} + 2 \text{ H}_2\text{O (l)} \rightarrow 2 \text{ NaOH (aq)} + \text{H}_2\text{ (g)}$ [74](#page=74). * $C_3H_8\text{ (g)} + 5 \text{ O}_2\text{ (g)} \rightarrow 3 \text{ CO}_2\text{ (g)} + 4 \text{ H}_2\text{O (g)}$ [74](#page=74). --- # Stoichiometrie en berekeningen met reactievergelijkingen Dit onderwerp behandelt de principes van stoichiometrie en hoe deze worden toegepast in berekeningen met gebalanceerde chemische reactievergelijkingen, inclusief concepten als molaire massa, opbrengst en limiterende reagentia [76](#page=76) [79](#page=79). ### 14.1 Reactievergelijkingen Een reactievergelijking beschrijft de verhouding waarin stoffen met elkaar reageren en waarin producten worden gevormd tijdens een chemische reactie [79](#page=79). #### 14.1.1 Het balanceren van reactievergelijkingen Reactievergelijkingen kunnen gebalanceerd worden door ze te behandelen als een wiskundige vergelijking, waarbij de wet van behoud van massa in acht wordt genomen. Dit kan worden gedaan door coëfficiënten toe te kennen aan de chemische formules [73](#page=73). **Voorbeeld:** De ongebalanceerde reactie: `C3H8 + O2 → CO2 + H2O` Gebalanceerd met coëfficiënten: `a C3H8 + b O2 → c CO2 + d H2O` Door de wet van behoud van massa toe te passen: - Koolstof (C): `3a = c` - Waterstof (H): `8a = 2d` - Zuurstof (O): `2b = 2c + d` Als we `a = 1` stellen, dan volgen de andere coëfficiënten: `c = 3`, `d = 4`, en `b = 5`. De gebalanceerde reactie is: `C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O` [73](#page=73). #### 14.1.2 Aggregatietoestanden in reactievergelijkingen De aggregatietoestand van de chemische verbinding wordt aangegeven met een fase-aanduiding tussen haakjes direct na de formule [74](#page=74): - `(s)`: solid (vast) [74](#page=74). - `(l)`: liquid (vloeistof) [74](#page=74). - `(g)`: gas [74](#page=74). - `(aq)`: aqueous solution (waterige oplossing) [74](#page=74). **Voorbeelden:** - `2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)` [74](#page=74). - `2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g)` [74](#page=74). - `C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)` [74](#page=74). #### 14.1.3 Reactieomstandigheden Specifieke reactieomstandigheden kunnen worden aangegeven op de reactiepijl: - **Hogere temperatuur:** Een `Δ` of de specifieke temperatuur wordt boven of onder de reactiepijl vermeld [75](#page=75). `CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)` [75](#page=75). - **Katalysator:** De formule van de katalysator wordt boven de reactiepijl vermeld [75](#page=75). `2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)` [75](#page=75). ### 14.2 Stoichiometrie en berekeningen Stoichiometrie is de studie van de kwantitatieve relaties tussen reagentia en producten in chemische reacties. Stoichiometrische berekeningen omvatten het omzetten van deeltjesaantallen (mol) naar massa's of volumes [79](#page=79). #### 14.2.1 Molaire massa De molaire massa van een stof is de som van de atoommassa's van de samenstellende atomen. Het wordt uitgedrukt in gram per mol (g/mol) [77](#page=77). **Voorbeelden:** - **HCl:** Atoommassa H = 1,0079 amu [77](#page=77). Atoommassa Cl = 35,4530 amu [77](#page=77). Molaire massa = 36,4609 g/mol [77](#page=77). - **C2H4:** Atoommassa H = 4 * 1,0079 amu [77](#page=77). Atoommassa C = 2 * 12,0110 amu [77](#page=77). Molaire massa = 28,0536 g/mol [77](#page=77). - **C2H5Cl:** Atoommassa H = 5 * 1,0079 amu [78](#page=78). Atoommassa C = 2 * 12,0110 amu [78](#page=78). Atoommassa Cl = 35,4530 amu [78](#page=78). Molaire massa = 64,5145 g/mol [78](#page=78). #### 14.2.2 Omzetten van molverhoudingen naar massaverhoudingen De molverhouding in een gebalanceerde reactievergelijking kan worden gebruikt om de massa's van reagentia en producten te berekenen [76](#page=76). **Algemeen schema voor reactiestoichiometrie:** Voor een reactie `a A + b B → c C + d D`: `Massa A` $\xrightarrow{\text{Molaire massa A}}$ `Mol A` $\xrightarrow{\text{Verhouding a:b}}$ `Mol B` $\xrightarrow{\text{Molaire massa B}}$ `Massa B` [79](#page=79). #### 14.2.3 Voorbeeldberekening: stikstof en waterstof **Vraag:** Hoeveel mol stikstofgas reageert met en hoeveel mol ammoniak kan maximaal gevormd worden uit 2 mol waterstofgas? 1. **Gebalanceerde reactievergelijking:** `N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3 (g)` [80](#page=80). 2. **Analyse van de molverhoudingen uit de reactie:** - 3 mol H2 reageert met 1 mol N2 [80](#page=80). - 3 mol H2 vormt 2 mol NH3 [80](#page=80). 3. **Berekening voor 2 mol H2:** - Mol N2 dat reageert: Als 3 mol H2 reageert met 1 mol N2, dan reageert 1 mol H2 met 1/3 mol N2. Dus, 2 mol H2 reageert met $2 \times \frac{1}{3}$ mol N2 = $\frac{2}{3}$ mol N2 [80](#page=80). - Mol NH3 dat gevormd wordt: Als 3 mol H2 vormt 2 mol NH3, dan vormt 1 mol H2 2/3 mol NH3. Dus, 2 mol H2 vormt $2 \times \frac{2}{3}$ mol NH3 = $\frac{4}{3}$ mol NH3 [80](#page=80). **Antwoord:** 2 mol waterstofgas reageert met 2/3 mol stikstofgas en vormt 4/3 mol ammoniak. #### 14.2.4 Voorbeeldberekening: natriumhydroxide en chloorgas **Vraag:** Hoeveel gram natriumhydroxide (NaOH) is nodig voor de reactie met 25,0 gram chloorgas (Cl2)? 1. **Gebalanceerde reactievergelijking:** `2 NaOH (aq) + Cl2(g) → NaClO (aq) + NaCl (aq) + H2O (aq)` [81](#page=81). 2. **Bereken het aantal mol Cl2:** De molaire massa van Cl2 is ongeveer 70,9 g/mol [81](#page=81). $n_{Cl_2} = \frac{m_{Cl_2}}{MM_{Cl_2}} = \frac{25.0 \text{ g}}{70.9 \text{ g/mol}} \approx 0.353 \text{ mol}$ [81](#page=81). 3. **Bepaal het aantal mol NaOH dat nodig is:** Uit de reactievergelijking blijkt dat 1 mol Cl2 reageert met 2 mol NaOH [82](#page=82). Dus, 0,353 mol Cl2 reageert met $0.353 \text{ mol} \times 2 = 0.706 \text{ mol NaOH}$ [82](#page=82). 4. **Bereken de massa NaOH:** De molaire massa van NaOH is ongeveer 40,0 g/mol [82](#page=82). $m_{NaOH} = n_{NaOH} \times MM_{NaOH} = 0.706 \text{ mol} \times 40.0 \text{ g/mol} = 28.2 \text{ g}$ [82](#page=82). **Antwoord:** Er is 28,2 gram natriumhydroxide nodig. > **Tip:** Zorg er altijd voor dat de reactievergelijking volledig gebalanceerd is voordat je stoichiometrische berekeningen uitvoert. De correcte molverhoudingen zijn essentieel voor nauwkeurige resultaten [73](#page=73) [79](#page=79). --- # Waterige oplossingen Waterige oplossingen vormen de basis voor veel chemische reacties, zowel in de natuur als in levende organismen [100](#page=100). ### 15.1 Het belang van waterige oplossingen Onze planeet en het leven erop zijn sterk afhankelijk van water. Ongeveer 77% van het aardoppervlak is bedekt met water, en 66% van de massa van een volwassen menselijk lichaam bestaat uit water. Chemische reacties die essentieel zijn voor levende organismen vinden plaats in waterige oplossingen. Voor het plaatsvinden van chemische reacties zijn botsingen tussen moleculen nodig, waarbij mobiliteit belangrijk is. Het werken in oplossingen faciliteert deze botsingen [100](#page=100) . ### 15.2 Concentratie: Molariteit De hoeveelheid stof in een oplossing wordt gedefinieerd door de concentratie. Voor stoichiometrische berekeningen in chemische reacties is het aantal mol van een stof cruciaal. De concentratie van een oplossing wordt daarom vaak uitgedrukt in molariteit (M) . **Definitie van Molariteit:** Molariteit is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing . De formule hiervoor is: $M = \frac{n}{V}$ of $c = \frac{n}{V}$ waarbij: - $M$ of $c$ de molariteit is (eenheid: M, oftewel mol/L) . - $n$ het aantal mol opgeloste stof is (eenheid: mol) . - $V$ het volume van de oplossing is in liters (L) . **Belangrijke opmerking:** Het is het uiteindelijke volume van de totale oplossing dat telt, niet het beginvolume van het gebruikte oplosmiddel . #### 15.2.1 Praktische bereiding van oplossingen Het bereiden van een oplossing met een specifieke concentratie omvat de volgende stappen : 1. Een vaste stof wordt nauwkeurig afgewogen . 2. De afgewogen stof wordt overgebracht in een maatkolf . 3. Oplosmiddel wordt toegevoegd totdat de vaste stof volledig is opgelost . 4. Oplosmiddel wordt verder toegevoegd totdat de vloeistof de maatstreep van de maatkolf bereikt . #### 15.2.2 Berekeningen met molariteit Indien de concentratie en het volume van een oplossing bekend zijn, kunnen het aantal mol en de massa van de opgeloste stof berekend worden : - **Berekenen van aantal mol ($n$):** Uit $M = \frac{n}{V}$ volgt $n = M \cdot V$ of $n = c \cdot V$ . - **Berekenen van massa ($m$):** De massa kan berekend worden met de formule $m = MM \cdot n$, waarbij $MM$ de molaire massa is . Indien de concentratie en het aantal mol bekend zijn, kan het volume van de oplossing berekend worden : Uit $M = \frac{n}{V}$ volgt $V = \frac{n}{M}$ of $V = \frac{n}{c}$ . > **Tip:** Zorg ervoor dat de eenheden consistent zijn. Als de molariteit in mol/L wordt gegeven, moet het volume in liters worden uitgedrukt. #### 15.2.3 Voorbeeld: berekening van massa opgeloste stof Hoeveel gram opgeloste stof glucose ($C_6H_{12}O_6$) is nodig om 1,50 liter van een 0,250 M glucose-oplossing te maken? 1. **Bereken het aantal mol glucose:** $n_{glucose} = M \cdot V_{oplossing}$ $n_{glucose} = 0,250 \text{ mol/L} \cdot 1,50 \text{ L} = 0,375 \text{ mol glucose}$ . 2. **Bereken de massa die overeenkomt met 0,375 mol glucose:** De molaire massa van glucose ($C_6H_{12}O_6$) is ongeveer 180 g/mol. $m_{glucose} = n_{glucose} \cdot MM_{glucose}$ $m_{glucose} = 0,375 \text{ mol} \cdot 180 \text{ g/mol} = 67,5 \text{ g glucose}$ . Je hebt dus 67,5 gram glucose nodig . ### 15.3 Verdunningen Oplossingen kunnen op twee manieren worden bereid: door een vaste stof op te lossen, of door een bestaande oplossing met een hogere concentratie te verdunnen. Bij het verdunnen van een geconcentreerde oplossing met een oplosmiddel ontstaat een verdunde oplossing . **Belangrijk principe bij verdunnen:** Het aantal mol opgeloste stof blijft constant tijdens het verdunningsproces . Dit leidt tot de volgende relatie: $n_{geconcentreerd} = M_{geconcentreerde oplossing} \cdot V_{geconcentreerde oplossing}$ en $n_{verdund} = M_{verdunde oplossing} \cdot V_{verdunde oplossing}$ Omdat $n_{geconcentreerd} = n_{verdund}$, geldt: $M_1V_1 = M_2V_2$ of $c_1V_1 = c_2V_2$ waarbij: - $M_1$ of $c_1$ de molariteit van de geconcentreerde oplossing is . - $V_1$ het volume van de geconcentreerde oplossing is . - $M_2$ of $c_2$ de molariteit van de verdunde oplossing is . - $V_2$ het uiteindelijke volume van de verdunde oplossing is . #### 15.3.1 Praktische bereiding van verdunde oplossingen Het praktisch verdunnen van een oplossing met een bepaalde concentratie omvat de volgende stappen : 1. Een specifiek volume van de geconcentreerde oplossing wordt met een pipet opgezogen . 2. Dit volume wordt overgebracht in een maatkolf . 3. Oplosmiddel wordt toegevoegd totdat de vloeistof de maatstreep van de maatkolf bereikt . --- # De ideale gaswet en toepassingen De ideale gaswet beschrijft het gedrag van ideale gassen en relateert druk, volume, temperatuur en het aantal mol gas via een universele gasconstante . ### 16.1 De ideale gaswet De ideale gaswet is een combinatie van de drie afzonderlijke gaswetten (Wet van Boyle-Mariotte, Wet van Gay-Lussac en Wet van Avogadro) tot één algemene vergelijking die het verband legt tussen vier grootheden: druk ($P$), volume ($V$), het aantal mol gas ($n$) en de temperatuur ($T$). De vergelijking wordt als volgt weergegeven : $$PV = nRT$$ Hierin is $R$ de universele gasconstante. Deze constante heeft voor alle gassen dezelfde waarde . #### 16.1.1 De gasconstante ($R$) De waarde van de gasconstante ($R$) kan worden berekend met behulp van de ideale gaswet onder standaardomstandigheden, zoals Standaard Temperatuur en Druk (STP). Bij STP is de temperatuur 273,15 K en de druk 1 atm, met een molaire volume van 22,414 L . Er zijn twee veelgebruikte waarden voor $R$, afhankelijk van de eenheden van druk en volume: * Als het volume wordt uitgedrukt in liters (L) en de druk in atmosfeer (atm): $R = 0,082058$ L $\cdot$ atm / (mol $\cdot$ K) . * Als het volume wordt uitgedrukt in kubieke meters (m³) en de druk in Pascal (Pa): $R = 8,3145$ J / (mol $\cdot$ K) . De relatie tussen deze twee eenheden is als volgt: 1 L = 1 dm³ = 10⁻³ m³ . 1 atm = 1013.10² Pa . Hierdoor kan de waarde van R omgerekend worden: $0,082$ L $\cdot$ atm / (mol $\cdot$ K) $= 0,082 \cdot 10^{-3}$ m³ $\cdot 1013.10^2$ kg/(m$\cdot$s²) / (mol $\cdot$ K) $= 8,31$ kg$\cdot$m²/ (s²$\cdot$mol$\cdot$K) $= 8,31$ J/(mol$\cdot$K) . > **Tip:** Zorg ervoor dat de eenheden van druk, volume en temperatuur consistent zijn met de gekozen waarde van de gasconstante ($R$) om rekenfouten te voorkomen. Temperatuur moet altijd in Kelvin ($K$) worden gebruikt. #### 16.1.2 Toepassingen van de ideale gaswet De ideale gaswet is een krachtig hulpmiddel voor het berekenen van een van de vier variabelen ($P, V, n, T$) wanneer de andere drie bekend zijn. ##### 16.1.2.1 Berekenen van het aantal mol gas Men kan het aantal mol gas berekenen als de druk, het volume en de temperatuur bekend zijn. > **Voorbeeld:** Bereken het aantal mol gas in de longen van een volwassen persoon met een longinhoud van 3,8 L. Ga ervan uit dat de longen een druk van 1,00 atm ondervinden en dat de temperatuur 37 °C is . > > Eerst de temperatuur omzetten naar Kelvin: $T = 37$ °C $= 37 + 273,15 = 310,15$ K. We gebruiken de waarde van R in L$\cdot$atm/(mol$\cdot$K) voor dit voorbeeld . > > Met de ideale gaswet ($PV = nRT$), kunnen we $n$ oplossen: > $$n = \frac{PV}{RT}$$ > $$n = \frac{(1,00 \text{ atm}) \cdot (3,8 \text{ L})}{(0,082058 \text{ L} \cdot \text{atm} / (\text{mol} \cdot \text{K})) \cdot (310 \text{ K})}$$ > $$n \approx 0,15 \text{ mol}$$ > Er bevindt zich dus ongeveer 0,15 mol gas in de longen . ##### 16.1.2.2 Berekenen van het volume van een gas uit een chemische reactie De ideale gaswet kan worden gebruikt om het volume van een gas te berekenen dat wordt geproduceerd of verbruikt in een chemische reactie. Hiervoor is het essentieel om eerst het aantal mol van het gas te bepalen via de stoichiometrie van de reactie. > **Voorbeeld:** In de airbag van een auto werd er vroeger gebruik gemaakt van de chemische reactie waarbij natriumazide (NaN₃) wordt omgezet in vast natrium en stikstofgas. Het geproduceerde N₂ zorgt ervoor dat de airbag zich opblaast . > > De reactievergelijking is: > $$2 \text{ NaN}_3\text{(s)} \rightarrow 2 \text{ Na(s)} + 3 \text{ N}_2\text{(g)}$$ > > Hoeveel liter N₂ kan er gevormd worden bij 1,15 atm en 30 °C uit 45,0 g NaN₃? . > > **Stap 1: Bereken het aantal mol NaN₃ uit de massa.** > De molaire massa van NaN₃ is ongeveer 65,0 g/mol. > $$n_{\text{NaN}_3} = \frac{m_{\text{NaN}_3}}{MM_{\text{NaN}_3}} = \frac{45,0 \text{ g}}{65,0 \text{ g/mol}} \approx 0,692 \text{ mol}$$ . > > **Stap 2: Bereken het aantal mol N₂ dat gevormd wordt via de reactievergelijking.** > Volgens de reactievergelijking leveren 2 mol NaN₃ 3 mol N₂ op. > Dus, 0,692 mol NaN₃ levert: > $$n_{\text{N}_2} = 0,692 \text{ mol NaN}_3 \times \frac{3 \text{ mol N}_2}{2 \text{ mol NaN}_3} = 1,04 \text{ mol N}_2$$ . > > **Stap 3: Bereken via de ideale gaswet het volume N₂.** > De temperatuur is 30 °C, wat gelijk is aan $30 + 273,15 = 303,15$ K. > We gebruiken R = 0,082058 L$\cdot$atm/(mol$\cdot$K). > $$V_{\text{N}_2} = \frac{n_{\text{N}_2} RT}{P} = \frac{(1,04 \text{ mol}) \cdot (0,082058 \text{ L} \cdot \text{atm} / (\text{mol} \cdot \text{K})) \cdot (303 \text{ K})}{1,15 \text{ atm}}$$ > $$V_{\text{N}_2} \approx 22,5 \text{ L}$$ > Er kan dus ongeveer 22,5 liter N₂ gevormd worden . ##### 16.1.2.3 Berekenen van de molaire massa van een gas De ideale gaswet kan ook worden aangepast om de molaire massa van een onbekend gas te bepalen, met name wanneer de dichtheid van het gas bekend is bij bepaalde druk en temperatuur. We weten dat $n = \frac{m}{MM}$, waarbij $m$ de massa is en $MM$ de molaire massa. Substitueren we dit in de ideale gaswet: $$PV = \frac{m}{MM} RT$$ Hieruit kunnen we de molaire massa als volgt uitdrukken: $$MM = \frac{m}{V} \frac{RT}{P}$$ Aangezien de dichtheid ($\rho$) gedefinieerd is als $\rho = \frac{m}{V}$, wordt de formule: $$MM = \rho \frac{RT}{P}$$ . > **Voorbeeld:** Bereken de molaire massa van een gas dat zich boven een moeras heeft opgehoopt. De dichtheid is 0,714 g/L bij STP. Welk gas is het? . > > **Methode 1: Eerst aantal mol berekenen.** > Bij STP is $P = 1,00$ atm en $T = 273$ K. We gebruiken R = 0,082058 L$\cdot$atm/(mol$\cdot$K). Stel dat we een volume van 1,00 L beschouwen. > > **Bereken het aantal mol gas in 1,00 L:** > $$n = \frac{PV}{RT} = \frac{(1,00 \text{ atm}) \cdot (1,00 \text{ L})}{(0,082058 \text{ L} \cdot \text{atm} / (\text{mol} \cdot \text{K})) \cdot (273 \text{ K})} \approx 0,0446 \text{ mol}$$ . > > **Bereken de molaire massa.** > De dichtheid is 0,714 g/L. Dus 1,00 L gas weegt 0,714 g. > $$MM_{\text{gas}} = \frac{m_{\text{gas}}}{n_{\text{gas}}} = \frac{0,714 \text{ g}}{0,0446 \text{ mol}} \approx 16,0 \text{ g/mol}$$ . > > Een molaire massa van ongeveer 16,0 g/mol komt overeen met methaan (CH₄, molaire massa = 12,01 + 4*1,01 = 16,05 g/mol). Het gas is dus waarschijnlijk methaan . > > **Methode 2: Formules combineren.** > We gebruiken de formule $MM = \rho \frac{RT}{P}$ . > > Bij STP: $P = 1,00$ atm, $T = 273$ K, $\rho = 0,714$ g/L, en $R = 0,082058$ L$\cdot$atm/(mol$\cdot$K). > $$MM_{\text{gas}} = (0,714 \text{ g/L}) \cdot \frac{(0,082058 \text{ L} \cdot \text{atm} / (\text{mol} \cdot \text{K})) \cdot (273 \text{ K})}{1,00 \text{ atm}}$$ > $$MM_{\text{gas}} \approx 16,0 \text{ g/mol}$$ . > Opnieuw vinden we dat het gas waarschijnlijk methaan is. --- # Samenstelling en eigenschappen van gassen Gassen zijn fundamenteel voor veel chemische en natuurkundige processen, met unieke eigenschappen zoals homogeniteit en samendrukbaarheid die hen onderscheiden van vloeistoffen en vaste stoffen. ### 17.1 Samenstelling van gassen Gassen zijn samengesteld uit deeltjes (atomen of moleculen) die zich ver van elkaar bevinden, waardoor ze vrijwel geen interactie met elkaar hebben en chemische identiteit minder relevant is voor menggedrag. Ongeveer 100 stoffen zijn gassen bij kamertemperatuur en atmosferische druk. Experimentele studies naar de eigenschappen van gassen hebben geleid tot de ontwikkeling van atoomtheorieën. Onze atmosfeer is een essentieel gasmengsel, cruciaal voor overleving en groei, maar gevoelig voor veranderingen door menselijke activiteiten . #### 17.1.1 Samenstelling van droge lucht Droge lucht bestaat voornamelijk uit stikstofgas (N₂) en zuurstofgas (O₂), die samen ongeveer 99 volumeprocent uitmaken. Het resterende 1% bestaat grotendeels uit argon (Ar) en sporen van andere stoffen . | Bestanddeel | Volume% | Massa% | | :---------- | :------------- | :------------- | | N₂ | 78,08 | 75,52 | | O₂ | 20,95 | 23,14 | | Ar | 0,93 | 1,29 | | CO₂ | 0,0385 | 0,059 | | Ne | 1,82 . 10⁻³ | 1,27 . 10⁻³ | | He | 5,24 . 10⁻⁴ | 7,24 . 10⁻⁵ | | CH₄ | 1,7 . 10⁻⁴ | 9,4 . 10⁻⁵ | | Kr | 1,14 . 10⁻⁴ | 3,3 . 10⁻⁴ | #### 17.1.2 Koolstofdioxide (CO₂) Koolstofdioxide is aanwezig in de lucht in een concentratie van slechts ongeveer 0,040% of 400 delen per miljoen (ppm). In de afgelopen 160 jaar is de concentratie gestegen van naar schatting 290 ppm in 1850 naar 400 ppm, voornamelijk door de verbranding van fossiele brandstoffen en ontbossing . ### 17.2 Eigenschappen van gassen Gassen vertonen specifieke eigenschappen die hen onderscheiden van andere aggregatietoestanden . #### 17.2.1 Homogeniteit Gassen mengen zich altijd volledig en vormen uniforme mengsels. In tegenstelling hiermee vermengen vloeistoffen zich niet altijd volledig en kunnen ze zich scheiden in verschillende lagen. Deze homogeniteit bij gassen is te wijten aan de grote afstanden tussen de deeltjes, waardoor er weinig interactie is en de chemische identiteit van de afzonderlijke componenten minder invloed heeft op het menggedrag . #### 17.2.2 Samendrukbaarheid Gassen zijn samendrukbaar, wat betekent dat hun volume proportioneel afneemt onder druk. Dit komt doordat gassen grotendeels uit lege ruimte bestaan (ongeveer 99,9% lege ruimte tegenover 0,1% deeltjes), terwijl vaste stoffen en vloeistoffen een veel dichtere pakking hebben (ongeveer 70% deeltjes en 30% lege ruimte). Vaste stoffen en vloeistoffen nemen daarentegen een quasi vast volume in . ### 17.3 Druk van gassen Druk wordt gedefinieerd als het gevolg van botsingen van gasdeeltjes met de wanden van de container . #### 17.3.1 Definitie en eenheden van druk De eenheid van druk is Pascal (Pa). De formule voor druk is : $$ P = \frac{F}{A} = \frac{m \cdot a}{A} $$ waarbij $P$ de druk is, $F$ de kracht, $A$ het oppervlak, $m$ de massa en $a$ de versnelling. De eenheid Pascal kan worden uitgedrukt als : $ \text{Pa} = \frac{\text{N}}{\text{m}^2} = \frac{\text{kg} \cdot \text{m}/\text{s}^2}{\text{m}^2} = \frac{\text{kg}}{\text{m} \cdot \text{s}^2} $ . #### 17.3.2 Atmosfeerdruk Atmosfeerdruk is de druk die de massa lucht in de atmosfeer uitoefent op het aardoppervlak. Deze druk kan berekend worden uitgaande van een kolom lucht met een bepaalde massa die op een oppervlak drukt. Bijvoorbeeld, een kolom lucht met een massa van 10.300 kg die op 1 m² drukt met een versnelling van 9,81 m/s² resulteert in een druk van : $ P = \frac{10300 \text{ kg} \cdot 9,81 \text{ m/s}^2}{1,00 \text{ m}^2} = 101000 \text{ Pa} $ . We voelen de atmosferische druk niet omdat de kracht van de buitenwaartse druk vanuit ons lichaam deze compenseert. De kracht van de atmosferische druk kan worden aangetoond door lucht uit een metalen bus te pompen, waardoor de externe druk de bus kan verpletteren . #### 17.3.3 Alternatieve eenheden voor druk De Pascal is een onhandige eenheid voor veel chemische metingen. Alternatieve eenheden zijn onder andere : * **Millimeter kwik (mmHg) / Torr:** Gemeten met een kwikbarometer. Een standaard atmosfeerdruk komt overeen met 760 mmHg. De druk uitgeoefend door een kolom van 760 mm kwik (dichtheid 1,35951. 10⁴ kg/m³, valversnelling 9,80665 m/s²) is : $ P = (1,35951 \cdot 10^4 \text{ kg/m}^3) \cdot (9,80665 \text{ m/s}^2) \cdot (0,760 \text{ m}) = 101325 \text{ Pa} $ . * **Atmosfeer (atm):** 1 atm = 760 mmHg = 760 Torr = 101325 Pa . * **Bar:** 1 bar = 100.000 Pa = 100 kPa = 0,986923 atm, dus 1 atm = 1,01325 bar . #### 17.3.4 Open-eind manometer Een open-eind manometer wordt gebruikt om de gasdruk in een container te meten. Het is een U-vormige buis gevuld met kwik, met één kant verbonden met de gascontainer en de andere kant open naar de atmosfeer. Het drukverschil tussen de gasdruk in de container en de atmosfeerdruk is gelijk aan het hoogteverschil van de kwikkolommen in de twee armen van de buis. Als de gasdruk lager is dan de atmosferische druk ($P_{\text{gas}} < P_{\text{atm}}$), zal het kwikniveau hoger zijn in de arm die verbonden is met de container. Als de gasdruk hoger is dan de atmosferische druk ($P_{\text{gas}} > P_{\text{atm}}$), zal het kwikniveau lager zijn in de arm die verbonden is met de container . ### 17.4 Oplossingsstoichiometrie Het toepassen van principes van massa en volumes aan de hand van molariteiten is essentieel voor oplossingsstoichiometrie. De algemene reactievergelijking voor een reactie tussen twee stoffen A en B die leiden tot stoffen C en D is : $$ a \text{ A} + b \text{ B} \rightarrow c \text{ C} + d \text{ D} $$ Hierbij representeren $a, b, c, d$ de stoichiometrische coëfficiënten. De verhouding tussen de molariteiten en volumes van de reactanten A en B kan gebruikt worden om de hoeveelheid van een stof te bepalen die nodig is voor een volledige reactie . #### 17.4.1 Voorbeeld van oplossingsstoichiometrie **Vraag:** Welk volume van een 0,250 M H₂SO₄-oplossing is er nodig om te reageren met 50,0 mL van een 0,100 M NaOH-oplossing? 1. **Gebalanceerde reactievergelijking:** $ \text{H}_2\text{SO}_4 \text{ (aq)} + 2 \text{ NaOH} \text{ (aq)} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 \text{ (aq)} + 2 \text{ H}_2\text{O} \text{ (l)} $ . 2. **Bereken het aantal mol NaOH:** $ n_{\text{NaOH}} = M \cdot V_{\text{oplossing}} = 0,100 \text{ mol/L} \cdot 50,0 \cdot 10^{-3} \text{ L} = 0,00500 \text{ mol NaOH} $ . 3. **Bereken het aantal mol H₂SO₄ dat nodig is:** Volgens de reactievergelijking reageert 1 mol H₂SO₄ met 2 mol NaOH. Dus, 0,00500 mol NaOH reageert met : $ n_{\text{H}_2\text{SO}_4} = \frac{0,00500 \text{ mol NaOH}}{2} = 0,00250 \text{ mol H}_2\text{SO}_4 $ . 4. **Bereken het volume H₂SO₄:** $ V_{\text{H}_2\text{SO}_4} = \frac{n_{\text{H}_2\text{SO}_4}}{M_{\text{H}_2\text{SO}_4}} = \frac{0,00250 \text{ mol H}_2\text{SO}_4}{0,250 \text{ mol/L}} = 0,0100 \text{ L} $ . Dus, 0,0100 L (of 10,0 mL) van de 0,250 M H₂SO₄-oplossing is nodig. --- # Chemische bindingen Chemische bindingen zijn de krachten die atomen samenhouden om moleculen en verbindingen te vormen, wat essentieel is voor de diversiteit van materie om ons heen [56](#page=56) [57](#page=57). ### 18.1 Algemene principes van chemische bindingen De aarde kent ongeveer 90 natuurlijk voorkomende elementen die zich combineren tot een verscheidenheid aan stoffen, waaronder vele organische moleculen uit elementen als koolstof, waterstof, stikstof, zuurstof, fosfor, zwavel, fluor, chloor, broom en jodium. Alle materie is te classificeren als zuivere stoffen of mengsels [56](#page=56). * **Zuivere stof**: Bestaat uit slechts één chemisch element of één chemische verbinding [56](#page=56). * **Enkelvoudige zuivere stof**: Samengesteld uit één soort chemisch element, zoals O₂, N₂, Au [56](#page=56). * **Samengestelde zuivere stof (chemische verbinding)**: Een combinatie van verschillende elementen op een specifieke manier, resulterend in een nieuw materiaal met eigenschappen die verschillen van die van de samenstellende elementen, zoals water, zout en suiker [56](#page=56). * **Mengsel**: Twee of meer zuivere stoffen samengevoegd in een welbepaalde verhouding, waarbij de individuele stoffen chemisch onveranderd blijven, zoals lucht en zeewater [56](#page=56). De interactie tussen atomen voor het vormen van bindingen vindt plaats via hun elektronen. Bij botsingen tussen atomen vormen de elektronen chemische bindingen, waardoor atomen worden samengevoegd tot verbindingen. De belangrijkste typen chemische bindingen tussen atomen zijn covalente bindingen en ionaire bindingen. Covalente bindingen komen voor tussen niet-metaalatomen, terwijl ionaire bindingen ontstaan tussen metaal- en niet-metaalatomen [57](#page=57). ### 18.2 Covalente bindingen Een covalente binding ontstaat wanneer twee atomen meerdere, meestal twee, elektronen delen, wat resulteert in een gedeeld elektronenpaar. Een molecuul is de eenheid van materie die ontstaat wanneer twee of meer atomen worden verbonden door covalente bindingen. De kernen van de betrokken atomen trekken aan dezelfde gedeelde elektronen, waardoor ze met elkaar verbonden blijven [59](#page=59) [60](#page=60). Chemici gebruiken formules om moleculen te vertegenwoordigen, waarbij een structuurformule meer gedetailleerde informatie biedt dan een chemische formule [60](#page=60). > **Tip:** Moleculaire modellen, zoals het ball-and-stick model en het space-filling model, helpen bij het visualiseren van de structuur en vorm van moleculen [60](#page=60). #### 18.2.1 Voorbeelden van moleculen | Stoffamilie | Chemische formule | Structuurformule | Moleculair model (beschrijving) | | :---------------- | :---------------- | :--------------- | :---------------------------------------------------------------------------------------------------------- | | Ethanol | | | | | Waterstofchloride | HCl | | | | Water | H₂O | | | | Ammoniak | NH₃ | | | | Methaan | CH₄ | | | ### 18.3 Ionen en ionaire bindingen Een ionaire binding ontstaat door de overdracht van één of meer elektronen van het ene atoom naar het andere. Metalen hebben de neiging om elektronen af te geven, waarbij ze positief geladen ionen vormen die kationen worden genoemd. Niet-metalen hebben de neiging om elektronen op te nemen, waarbij ze negatief geladen ionen vormen die anionen worden genoemd [61](#page=61) [63](#page=63). Een voorbeeld van de vorming van ionen is de reactie tussen een neutraal natriumatoom (Na) en een neutraal chlooratoom (Cl). Het natriumatoom staat een elektron af, waardoor het een natriumion (Na⁺) wordt met 10 elektronen. Het chlooratoom neemt dit elektron op en wordt een chloorion (Cl⁻) met 18 elektronen [61](#page=61). De aantrekking tussen tegengestelde ladingen van kationen en anionen creëert een sterke elektrische interactie, de ionische binding. Normaal gesproken vormen ionaire verbindingen vaste stoffen, zoals keukenzout (NaCl), waarin gelijke hoeveelheden Na⁺ en Cl⁻ ionen op een regelmatige manier zijn gerangschikt in een kristalrooster [63](#page=63) [64](#page=64). #### 18.3.1 Reactievoorbeeld De vorming van ionen kan worden weergegeven met de volgende reactie: $$ 2 \text{Na} + \text{Cl}_2 \rightarrow 2 \text{Na}^+ + 2 \text{Cl}^- $$ #### 18.3.2 Monoatomische ionen Hieronder volgt een lijst van enkele monoatomische ionen [65](#page=65): | Kation | Naam | Anion | Naam | | :----- | :---------- | :---- | :-------- | | H⁺ | waterstof | H⁻ | hydride | | Li⁺ | lithium | F⁻ | fluoride | | Na⁺ | natrium | Cl⁻ | chloride | | K⁺ | kalium | Br⁻ | bromide | | Cs⁺ | cesium | I⁻ | iodide | | Be²⁺ | beryllium | O²⁻ | oxide | | Mg²⁺ | magnesium | S²⁻ | sulfide | | Ca²⁺ | calcium | N³⁻ | nitride | | Ba²⁺ | barium | P³⁻ | fosfide | | Al³⁺ | aluminium | | | #### 18.3.3 Polyatomische ionen Polyatomische ionen bestaan uit meerdere atomen die covalent gebonden zijn en als een eenheid een netto lading dragen [66](#page=66). | Lading: +1 | Lading: -1 | Lading: -1 | Lading: -2 | | :-------------- | :------------- | :-------------- | :----------- | | ammonium ion | nitraat ion | hydroxide ion | sulfaat ion | | NH₄⁺ | NO₃⁻ | OH⁻ | SO₄²⁻ | --- # Stoichiometrie, opbrengst en limiterend reagens Dit onderwerp behandelt de kwantitatieve relaties in chemische reacties, inclusief de berekening van theoretische en werkelijke opbrengsten, en het identificeren van het limiterende reagens wanneer reactanten niet in perfecte stoichiometrische verhoudingen aanwezig zijn. ### 19.1 Opbrengst van chemische reacties Chemische reacties zijn zelden 100% aflopend. De **eigenlijke opbrengst** is de gemeten hoeveelheid reactieproduct die na de reactie daadwerkelijk is gevormd. Dit staat in contrast met de **theoretische opbrengst**, wat de maximale hoeveelheid product is die gevormd zou worden als de reactie volledig zou verlopen volgens de stoichiometrie van de reactievergelijking [87](#page=87). De procentuele opbrengst wordt berekend met de volgende formule: $$ \% \text{ opbrengst} = \frac{\text{eigenlijke opbrengst}}{\text{theoretische opbrengst}} \times 100\% $$ > **Voorbeeld:** Methyl-tert-butylether (MTBE, C5H12O) wordt gevormd uit isobutyleen (C4H8) en methanol (CH3OH). Als 26,3 g isobutyleen reageert met een overmaat methanol, en er wordt 32,8 g MTBE verkregen, wat is dan de procentuele opbrengst? > > 1. **Gebalanceerde reactievergelijking:** > $C_4H_8(g) + CH_3OH (l) \rightarrow C_5H_{12}O (aq)$ [88](#page=88). > > 2. **Bereken de molmassa's:** > * $MM_{C_4H_8} = 4 \times 12,0110 \, \text{g/mol} + 8 \times 1,0079 \, \text{g/mol} = 56,1072 \, \text{g/mol}$ [88](#page=88). > * $MM_{MTBE} = 5 \times 12,0110 \, \text{g/mol} + 12 \times 1,0079 \, \text{g/mol} + 15,9994 \, \text{g/mol} = 88,1492 \, \text{g/mol}$ [89](#page=89). > > 3. **Bereken het aantal mol isobutyleen:** > $n_{C_4H_8} = \frac{m_{C_4H_8}}{MM_{C_4H_8}} = \frac{26,3 \, \text{g}}{56,1072 \, \text{g/mol}} = 0,469 \, \text{mol} \, C_4H_8$ [88](#page=88). > > 4. **Bereken de theoretische opbrengst in mol en massa MTBE:** > Volgens de reactie levert 1 mol $C_4H_8$ 1 mol MTBE. Dus, 0,469 mol $C_4H_8$ levert 0,469 mol MTBE [89](#page=89). > $m_{MTBE} = n_{MTBE} \times MM_{MTBE} = 0,469 \, \text{mol} \times 88,1492 \, \text{g/mol} = 41,34 \, \text{g MTBE}$ [89](#page=89). > > 5. **Bereken de procentuele opbrengst:** > $\% \text{ opbrengst MTBE} = \frac{32,8 \, \text{g}}{41,34 \, \text{g}} \times 100\% = 79,3 \%$ [90](#page=90). #### 19.1.1 Oefening: Nikkel(II)carbonaat reactie 14,5 g nikkel(II)carbonaat oplossing reageert met zwavelzuur oplossing ter vorming van vast nikkel(II)sulfaat, water en koolstofdioxide. * a) Hoeveel g zwavelzuur oplossing heb je nodig in de reactie? Oplossing: 12,0 g [91](#page=91). * b) Als het rendement van de reactie 78,9% is, hoeveel nikkel(II)sulfaat wordt er dan gevormd? Oplossing: 14,9 g [91](#page=91). ### 19.2 Het limiterende reagens In de praktijk worden reacties zelden met exact de stoichiometrische verhoudingen van de reactanten uitgevoerd; vaak wordt één of meer reagentia in overmaat toegevoegd om ervoor te zorgen dat een ander reagens volledig wordt omgezet. Het **limiterende reagens** is het reagens dat volledig wordt verbruikt tijdens een chemische reactie en daardoor de hoeveelheid product bepaalt die gevormd kan worden. Het reagens dat niet volledig opgebruikt wordt, is het **reagens in overmaat** [92](#page=92) [93](#page=93). > **Tip:** Om het limiterende reagens te bepalen, bereken je voor elk reagens hoeveel mol ervan aanwezig is en vergelijk je dit met de stoichiometrische verhouding in de gebalanceerde reactievergelijking. Het reagens dat het minst aantal mol product kan vormen (rekening houdend met de molverhoudingen) is het limiterende reagens. #### 19.2.1 Voorbeeld: Lithiumoxide en water Lithiumoxide (Li2O) wordt gebruikt om water uit de lucht te verwijderen. Er wordt 80,0 g water verwijderd en er is 65,0 g lithiumoxide aanwezig. Bepaal het limiterende reagens en hoeveel er overblijft na de reactie. * **Gebalanceerde reactievergelijking:** $Li_2O (s) + H_2O (g) \rightarrow 2 LiOH (s)$ [94](#page=94). * **Bereken het aantal mol van elk reagens:** * $MM_{Li_2O} \approx 29,9 \, \text{g/mol}$ [94](#page=94). * $MM_{H_2O} = 18,0 \, \text{g/mol}$ [95](#page=95). * $n_{Li_2O} = \frac{65,0 \, \text{g}}{29,9 \, \text{g/mol}} = 2,17 \, \text{mol} \, Li_2O$ [94](#page=94). * $n_{H_2O} = \frac{80,0 \, \text{g}}{18,0 \, \text{g/mol}} = 4,44 \, \text{mol} \, H_2O$ [95](#page=95). * **Bepaal het limiterende reagens:** Volgens de reactie reageert 1 mol $Li_2O$ met 1 mol $H_2O$ [95](#page=95). * Met 2,17 mol $Li_2O$ zou 2,17 mol $H_2O$ nodig zijn. Er is 4,44 mol $H_2O$ aanwezig, dus $H_2O$ is in overmaat [95](#page=95). * Hieruit volgt dat $Li_2O$ het limiterende reagens is. * **Bereken de overblijvende hoeveelheid water en gevormd lithiumhydroxide:** * $n_{H_2O \text{ verbruikt}} = n_{Li_2O \text{ initieel}} = 2,17 \, \text{mol}$ [96](#page=96). * $n_{H_2O \text{ over}} = n_{H_2O \text{ initieel}} - n_{H_2O \text{ verbruikt}} = 4,44 \, \text{mol} - 2,17 \, \text{mol} = 2,27 \, \text{mol} \, H_2O$ [96](#page=96). * $m_{H_2O \text{ over}} = 2,27 \, \text{mol} \times 18,0 \, \text{g/mol} = 40,9 \, \text{g} \, H_2O$ [96](#page=96). * Volgens de reactie levert 1 mol $Li_2O$ 2 mol $LiOH$ [96](#page=96). * $n_{LiOH} = 2 \times n_{Li_2O} = 2 \times 2,17 \, \text{mol} = 4,34 \, \text{mol} \, LiOH$ [96](#page=96). * $MM_{LiOH} \approx 23,9 \, \text{g/mol}$ [96](#page=96). * $m_{LiOH} = 4,34 \, \text{mol} \times 23,9 \, \text{g/mol} = 104 \, \text{g} \, LiOH$ [96](#page=96). #### 19.2.2 Oefeningen limiterend reagens 1. 3,56 g waterstofgas reageert met 8,94 g chloorgas ter vorming van waterstofchloridegas. $H_2(g) + Cl_2 (g) \rightarrow 2 HCl (g)$ [97](#page=97). * a) Welke massa waterstofchloride wordt er gemaakt? Oplossing: 9,19 g [97](#page=97). * b) Welke massa blijft er over van elk reagens na de reactie? Oplossing: 0 g $Cl_2$ en 3,31 g $H_2$ [97](#page=97). 2. 18,0 g zilvernitraat reageert met 32,4 g ijzer(III)chloride. $3 AgNO_3(aq) + FeCl_3 (aq) \rightarrow 3 AgCl (s) + Fe(NO_3)_3 (aq)$ [98](#page=98). * a) Hoeveel mol zilverchloride wordt er gemaakt? Oplossing: 0,106 mol [98](#page=98). * b) Welke massa blijft er over van elk reagens na de reactie? Oplossing: 0 g $AgNO_3$ en 26,7 g $FeCl_3$ [98](#page=98). 3. Waterstofcyanide wordt gevormd volgens de volgende reactie: $2 NH_3 (g) + 3 O_2 (g) + 2 CH_4 (g) \xrightarrow{Pt} 2 HCN (g) + 6 H_2O (g)$ [99](#page=99). Als 11,5 g ammoniak reageert met 10,0 g zuurstof en 10,5 g methaan, * a) Hoeveel waterstofcyanide kan er maximaal gevormd worden? Oplossing: 5,63 g HCN [99](#page=99). * b) Hoeveel mol blijft er over van de reagentia na de reactie? Oplossing: 0,467 mol $NH_3$ en 0,446 mol $CH_4$ en geen $O_2$ [99](#page=99). --- # Eigenschappen van materie: vaste stoffen, vloeistoffen en gassen Dit studieonderdeel behandelt de fundamentele eigenschappen van materie, met een focus op meetgegevens, eenheden, atoomstructuur en de concepten die ten grondslag liggen aan chemische reacties en bindingen. ### 20.1 Meetgegevens en eenheden #### 20.1.1 Fysische grootheden en SI-eenheden Een fysische grootheid is een eigenschap die beschreven kan worden aan de hand van een meting. De waarde van een grootheid wordt uitgedrukt als een getal met een bijbehorende eenheid. Er zijn zeven basisgrootheden met hun SI-eenheid (Système Internationale d'unités) [2](#page=2): | Fysische grootheid | Symbool | Eenheid | Afkorting | | :------------------ | :------ | :----------- | :-------- | | Massa | m | Kilogram | kg | | Lengte | l | Meter | m | | Temperatuur | T | Kelvin | K | | Stofhoeveelheid | n | Mol | mol | | Elektrische stroom | I | Ampère | A | | Lichtsterkte | I | Candela | Cd | | Tijd | t | Seconde | s | Andere eenheden zijn afgeleid van deze SI-eenheden. Bijvoorbeeld, kracht (N) is massa (kg) maal versnelling (m/s²), dus $N = kg \cdot m/s^2$. Energie (J) is kracht (N) maal afgelegde weg (m), dus $J = N \cdot m = kg \cdot m^2/s^2$ [3](#page=3). #### 20.1.2 Prefixen en wetenschappelijke notatie Voor zeer grote of zeer kleine getallen worden prefixen en wetenschappelijke notatie gebruikt [4](#page=4). **Prefixen:** | Factor | Prefix | Symbool | Voorbeeld | | :------------- | :----- | :------ | :-------- | | $10^{12}$ | tera | T | 1 Tg | | $10^{9}$ | giga | G | 1 Gm | | $10^{6}$ | mega | M | 1 Mm | | $10^{3}$ | kilo | k | 1 kg | | $10^{2}$ | hecto | h | 1 hm | | $10^{1}$ | deca | da | 1 dag | | $10^{-1}$ | deci | d | 1 dm | | $10^{-2}$ | centi | c | 1 cm | | $10^{-3}$ | milli | m | 1 mm | | $10^{-6}$ | micro | $\mu$ | 1 $\mu$m | | $10^{-9}$ | nano | n | 1 ns | | $10^{-12}$ | pico | p | 1 pm | | $10^{-15}$ | femto | f | 1 fs | **Wetenschappelijke notatie:** Getallen worden uitgedrukt als een getal tussen 1 en 10 vermenigvuldigd met een macht van 10 [5](#page=5). > **Tip:** Oefen met het omzetten van getallen tussen standaardnotatie, wetenschappelijke notatie en het gebruik van prefixen (#page=6,7,8) [6](#page=6) [7](#page=7) [8](#page=8). ### 20.2 Massa Massa is de hoeveelheid materie in een object en wordt uitgedrukt in kilogram (kg). De standaard kilogram is gedefinieerd door een cilindrische staaf van platina-iridiumlegering. Massa is niet hetzelfde als gewicht, wat een kracht is die door zwaartekracht op een object wordt uitgeoefend [10](#page=10). ### 20.3 Lengte De SI-eenheid voor lengte is de meter (m). De definitie van de meter is in de loop der tijd veranderd, van een fractie van de afstand van de evenaar tot de noordpool, naar de afstand tussen twee lijnen op een referentiestaaf, tot de huidige definitie gebaseerd op de afstand die licht aflegt in vacuüm gedurende een specifieke fractie van een seconde. Gangbare omzettingen zijn $1 m = 100 cm = 1000 mm$ [11](#page=11). ### 20.4 Temperatuur Temperatuur wordt in het dagelijks leven vaak uitgedrukt in graden Celsius (°C), maar de SI-eenheid is Kelvin (K). Het interval van een graad Celsius is gelijk aan dat van een Kelvin. De relatie tussen Kelvin en Celsius is [13](#page=13): $T (K) = T (°C) + 273,15$ [13](#page=13). $T (°C) = T (K) - 273,15$ [13](#page=13). Het absolute nulpunt is de laagst mogelijke temperatuur, 0 K of -273,15 °C. Andere schalen zoals Fahrenheit (°F) worden ook gebruikt, met de omrekenformules [13](#page=13): $T (°F) = \frac{9}{5} T (°C) + 32$ [14](#page=14). $T (°C) = \frac{5}{9} (T (°F) – 32)$ [14](#page=14). > **Tip:** Wees voorzichtig met het interpreteren van temperaturen in verschillende eenheden, vooral bij het bepalen van de fase van een stof (#page=16,17) [16](#page=16) [17](#page=17). ### 20.5 Afgeleide eenheden Afgeleide eenheden worden gevormd door combinaties van SI-basisgrootheden. Voorbeelden zijn [19](#page=19): * **Oppervlakte:** lengte x lengte ($m^2$) [19](#page=19). * **Volume:** oppervlakte x lengte ($m^3$) [19](#page=19). * **Dichtheid:** massa / volume (kg/m³ of $kg \cdot m^{-3}$) [19](#page=19). * **Snelheid:** afstand / tijd (m/s) [19](#page=19). * **Kracht:** massa x versnelling (kg⋅m/s² = N) [19](#page=19). * **Druk:** kracht / oppervlakte (kg/(m⋅s²) = Pa) [19](#page=19). * **Energie:** kracht x afstand (kg⋅m²/s² = J) [19](#page=19). #### 20.5.1 Volume Volume is de ruimte die een object inneemt, met de SI-eenheid kubieke meter ($m^3$). Gangbare omzettingen zijn [20](#page=20): $1 m^3 = 1000 dm^3$ $1 dm^3 = 1000 cm^3 = 1 L = 1000 mL$ $1 cm^3 = 1 mL$ Formules voor volumes: * Volume balk: $l \cdot b \cdot h$ [20](#page=20). * Volume cilinder: $\pi \cdot r^2 \cdot h$ [20](#page=20). * Volume bol: $\frac{4}{3} \pi \cdot r^3$ [20](#page=20). #### 20.5.2 Dichtheid Dichtheid ($\rho$ of d) is de massa van een object per volume. De formule is [21](#page=21): $\rho = \frac{m}{V}$ [21](#page=21). Dichtheid is vaak temperatuursafhankelijk. De eenheid is $kg/m^3$, maar $g/mL$ of $g/cm^3$ worden ook veel gebruikt [21](#page=21). > **Tip:** Bij het vergelijken van de volumes van gelijke massa's van verschillende stoffen, zal de stof met de lagere dichtheid een groter volume innemen. Bij het vergelijken van gelijke volumes, zal de stof met de hogere dichtheid een grotere massa hebben [22](#page=22). #### 20.5.3 Energie Energie is het vermogen om warmte te leveren of arbeid te verrichten, met de eenheid Joule (J). Kinetische energie ($E_k$) is de energie van beweging [28](#page=28): $E_k = \frac{1}{2} m v^2$ [28](#page=28). Potentiële energie ($E_p$) is opgeslagen energie, bijvoorbeeld: $E_p = mgh$ (gravitationele potentiële energie) [28](#page=28). De Joule is een relatief kleine eenheid, vandaar dat vaak kilojoules (kJ) wordt gebruikt. De eenheid calorie (cal) wordt ook gebruikt, waarbij $1 \text{ cal} = 4,184 \text{ J}$. Voedingsdeskundigen gebruiken de eenheid Calorie (Cal), waarbij $1 \text{ Cal} = 1000 \text{ cal} = 1 \text{ kcal}$ [29](#page=29). ### 20.6 Conversies tussen eenheden Het omzetten van eenheden is essentieel voor wetenschappelijke berekeningen. De dimensionale analysemethode gebruikt conversiefactoren om een hoeveelheid van de ene eenheid naar de andere om te zetten. Een conversiefactor is de relatie tussen twee eenheden [30](#page=30). **Methode:** Hoeveelheid in originele eenheid $\times$ conversiefactor = equivalente hoeveelheid in andere eenheid [30](#page=30). > **Tip:** Zorg ervoor dat de eenheden correct wegvallen in de berekening om het gewenste resultaat te verkrijgen [31](#page=31). ### 20.7 Chemie en elementen #### 20.7.1 Elementen en het periodiek systeem Een element is een fundamentele stof die chemisch niet verder opgedeeld kan worden. Er zijn 90 natuurlijke elementen en 28 kunstmatige. Elementen worden georganiseerd in het periodiek systeem, dat bestaat uit groepen (verticale kolommen) en perioden (horizontale rijen) (#page=41,42). Elementen in dezelfde groep hebben vergelijkbare eigenschappen [39](#page=39) [41](#page=41) [42](#page=42). #### 20.7.2 Atomen Een atoom bestaat uit een kern (protonen en neutronen) en elektronen die rond de kern draaien. Het atoom is elektrisch neutraal wanneer het aantal protonen gelijk is aan het aantal elektronen [44](#page=44). * **Atoomnummer (Z):** Het aantal protonen in de kern, bepaalt het element [44](#page=44). * **Massagetal (A):** Het aantal protonen (Z) plus het aantal neutronen (N). $A = Z + N$ [45](#page=45). **Isotopen:** Atomen van hetzelfde element met een verschillend aantal neutronen (en dus massagetal). Ze worden weergegeven als $\text{_Z A X}$ [45](#page=45) [46](#page=46). **Atomaire massa-eenheid (amu) of Dalton (Da):** Wordt gebruikt om de massa van atomen uit te drukken, gedefinieerd als 1/12 van de massa van een $^{12}$C atoom. $1 \text{ amu} \approx 1,66052 \times 10^{-24} \text{ g}$ [47](#page=47). **Gemiddelde atoommassa:** Het gewogen gemiddelde van de isotopenmassa's van de natuurlijk voorkomende isotopen van een element. Dit is de waarde die je vindt in het periodiek systeem [48](#page=48). **Getal van Avogadro ($N_A$):** Vertegenwoordigt het aantal deeltjes in één mol. $N_A \approx 6,022 \times 10^{23}$ [51](#page=51). * **Mol (n):** Een hoeveelheid materie waarvan de massa gelijk is aan de molaire massa [51](#page=51). * **Molaire massa (MM):** De massa van één mol atomen of moleculen. Voor elementen is dit gelijk aan de gemiddelde atoommassa uitgedrukt in gram per mol (g/mol) (#page=51,52) [51](#page=51) [52](#page=52). Formules gerelateerd aan mol: Aantal deeltjes = aantal mol $\times N_A$ [52](#page=52). Aantal mol deeltjes ($n$) = $\frac{\text{massa (m)}}{\text{molaire massa (MM)}}$ [52](#page=52). De molaire massa van een verbinding is de som van de atoommassa's van de samenstellende atomen [53](#page=53). ### 20.8 Chemische bindingen Alle materie bestaat uit zuivere stoffen (één element of verbinding) en mengsels (twee of meer stoffen zonder chemische verandering) [56](#page=56). #### 20.8.1 Covalente bindingen Ontstaan door het delen van elektronenparen tussen atomen, voornamelijk tussen niet-metaal atomen (#page=57,59). De kleinste eenheid gevormd door covalente bindingen is een molecule. Moleculen kunnen worden voorgesteld door chemische formules en structuurformules [57](#page=57) [59](#page=59) [60](#page=60). #### 20.8.2 Ionische bindingen Ontstaan door de overdracht van elektronen van het ene atoom naar het andere, wat leidt tot de vorming van ionen (positief geladen kationen en negatief geladen anionen) (#page=57,61). De aantrekking tussen deze tegengestelde ladingen vormt de ionische binding. Ionaire stoffen vormen vaak een kristalrooster [57](#page=57) [61](#page=61) [63](#page=63). * **Kationen:** Metalen die elektronen afgeven [61](#page=61). * **Anionen:** Niet-metalen die elektronen opnemen [61](#page=61). Voorbeelden van ionen: * **Monoatomische ionen:** Kationen zoals $Na^+$, $Mg^{2+}$ en anionen zoals $Cl^-$, $O^{2-}$ [65](#page=65). * **Polyatomische ionen:** Ionen die uit meerdere atomen bestaan, zoals $NH_4^+$ (ammoniumion) en $SO_4^{2-}$ (sulfaat ion) [66](#page=66). #### 20.8.3 Naamgeving Systematische naamgeving van chemische verbindingen zorgt ervoor dat elke verbinding een unieke naam heeft die de structuur aangeeft [67](#page=67). ### 20.9 Reactievergelijkingen Een chemische reactie wordt beschreven door een reactievergelijking, waarbij reagentia (links van de pijl) reageren tot reactieproducten (rechts van de pijl) [68](#page=68). $\text{reagentia} \rightarrow \text{reactieproducten}$ [68](#page=68). #### 20.9.1 Wet van behoud van massa Tijdens een chemische reactie wordt massa niet gecreëerd of vernietigd. Daarom moeten reactievergelijkingen gebalanceerd worden met behulp van voorgetallen (coëfficiënten) om ervoor te zorgen dat het aantal atomen van elk element links en rechts van de pijl gelijk is [69](#page=69). **Strategie voor balanceren:** 1. Schrijf de ongebalanceerde vergelijking met de juiste chemische formules [70](#page=70). 2. Zoek de coëfficiënten om de vergelijking te balanceren. Formules mogen niet veranderd worden [70](#page=70). 3. Indien nodig, reduceer de coëfficiënten tot de kleinst mogelijke gehele getallen [70](#page=70). 4. Controleer het aantal atomen van elk element aan beide zijden [70](#page=70). #### 20.9.2 Aggregatietoestand en reactiecondities De aggregatietoestand (fase) van een stof wordt aangegeven met symbolen: (s) voor vast, (l) voor vloeistof, (g) voor gas en (aq) voor waterige oplossing. Reactiecondities zoals hogere temperatuur ($\Delta$ of de temperatuur op de pijl) of het gebruik van een katalysator worden ook aangegeven bij de reactiepijl [74](#page=74) [75](#page=75). ### 20.10 Stoichiometrie, opbrengst en limiterend reagens Dit onderwerp, dat verder gaat dan de behandelde pagina's, omvat het berekenen van hoeveelheden voor reacties en het omzetten van molverhoudingen naar massaverhoudingen [76](#page=76). --- Materie kan bestaan in verschillende aggregatietoestanden, waaronder vaste stoffen, vloeistoffen en gassen, elk met unieke eigenschappen die voortkomen uit de organisatie en beweging van hun deeltjes . ### 20.1 Stoichiometrie, opbrengst en limiterend reagens Stoichiometrie beschrijft de kwantitatieve relaties tussen reagentia en producten in chemische reacties. Stoichiometrische berekeningen maken het mogelijk om de hoeveelheden (in mol of massa) van stoffen die reageren of gevormd worden, te bepalen [79](#page=79). #### 20.1.1 Molaire massa De molaire massa van een stof is de massa van één mol van die stof en wordt berekend door de atoommassa's van alle samenstellende atomen in het molecuul op te tellen [77](#page=77). * **HCl:** Atoommassa H = 1,0079 amu; Atoommassa Cl = 35,4530 amu. Molaire massa = 1,0079 + 35,4530 = 36,4609 g/mol [77](#page=77). * **C$_2$H$_4$:** Atoommassa H = 4 × 1,0079 amu; Atoommassa C = 2 × 12,0110 amu. Molaire massa = (2 × 12,0110) + (4 × 1,0079) = 28,0536 g/mol [77](#page=77). * **C$_2$H$_5$Cl:** Atoommassa H = 5 × 1,0079 amu; Atoommassa C = 2 × 12,0110 amu; Atoommassa Cl = 35,4530 amu. Molaire massa = (2 × 12,0110) + (5 × 1,0079) + 35,4530 = 64,5145 g/mol [78](#page=78). * **Fe$_2$O$_3$:** Molaire massa = 2 × 55,8470 g/mol + 3 × 15,9994 g/mol = 159,6922 g/mol [83](#page=83). * **Cr$_2$O$_3$:** Molaire massa = 2 × 51,9961 g/mol + 3 × 15,9994 g/mol = 151,9904 g/mol [85](#page=85). * **Al:** Molaire massa = 26,9815 g/mol [86](#page=86). * **MTBE (C$_5$H$_{12}$O):** Molaire massa = 5 × 12,0110 g/mol + 12 × 1,0079 g/mol + 15,9994 g/mol = 88,1492 g/mol [89](#page=89). #### 20.1.2 Reactiestoichiometrie De verhoudingen in een gebalanceerde reactievergelijking (bijvoorbeeld $a A + b B \rightarrow c C + d D$) geven de molverhoudingen aan waarin stoffen reageren en producten vormen [79](#page=79). > **Voorbeeld:** In de reactie $N_2(g) + 3 H_2(g) \rightarrow 2 NH_3(g)$ reageren 3 mol H$_2$ met 1 mol N$_2$ en vormen 2 mol NH$_3$ [80](#page=80). > **Voorbeeld:** Voor de reactie $2 NaOH (aq) + Cl_2(g) \rightarrow NaClO (aq) + NaCl (aq) + H_2O (aq)$ reageert 1 mol Cl$_2$ met 2 mol NaOH [81](#page=81). > **Voorbeeld:** In de reactie $Fe_2O_3 (s) + 3 CO (g) \rightarrow 2 Fe (s) + 3 CO_2 (g)$ vormt 1 mol Fe$_2$O$_3$ 2 mol Fe [83](#page=83). > **Voorbeeld:** In de reactie $Cr_2O_3 (s) + 2 Al (s) \rightarrow Al_2O_3 (s) + 2 Cr (s)$ reageert 1 mol Cr$_2$O$_3$ met 2 mol Al [86](#page=86). #### 20.1.3 Opbrengst De **eigenlijke opbrengst** is de hoeveelheid product die daadwerkelijk wordt gevormd in een reactie, terwijl de **theoretische opbrengst** de maximale hoeveelheid product is die gevormd zou kunnen worden als de reactie volledig verloopt. Het **procentuele opbrengst** wordt berekend als [87](#page=87): $$ \% \text{ opbrengst} = \frac{\text{eigenlijke opbrengst}}{\text{theoretische opbrengst}} \times 100\% $$ [87](#page=87). > **Voorbeeld:** Als 26,3 g isobutyleen reageert met een overmaat methanol en er wordt 32,8 g MTBE gevormd, met een theoretische opbrengst van 41,34 g, dan is de procentuele opbrengst: $$ \% \text{ opbrengst MTBE} = \frac{32,8 \text{ g MTBE}}{41,34 \text{ g MTBE}} \times 100\% = 79,3\% $$ [90](#page=90). #### 20.1.4 Limiterend reagens Het **limiterende reagens** is het reagens dat volledig wordt verbruikt tijdens een chemische reactie en daarmee de hoeveelheid product die gevormd kan worden, bepaalt. De andere reagentia worden in **overmaat** gebruikt [92](#page=92). > **Voorbeeld:** Bij de reactie van 65,0 g Li$_2$O met 80,0 g H$_2$O ($Li_2O (s) + H_2O (g) \rightarrow 2 LiOH (s)$): * n(Li$_2$O) = 65,0 g / 29,9 g/mol = 2,17 mol [94](#page=94). * n(H$_2$O) = 80,0 g / 18,0 g/mol = 4,44 mol [95](#page=95). * Volgens de reactievergelijking reageert 1 mol Li$_2$O met 1 mol H$_2$O. Aangezien er 2,17 mol Li$_2$O aanwezig is, is er 2,17 mol H$_2$O nodig. Er is 4,44 mol H$_2$O aanwezig, dus H$_2$O is in overmaat en Li$_2$O is het limiterende reagens [95](#page=95). * Overgebleven H$_2$O: 4,44 mol - 2,17 mol = 2,27 mol [96](#page=96). * Massa overgebleven H$_2$O: 2,27 mol × 18,0 g/mol = 40,9 g [96](#page=96). ### 20.2 Waterige Oplossingen Water is essentieel voor het leven en veel chemische reacties vinden plaats in waterige oplossingen [100](#page=100). #### 20.2.1 Molariteit Molariteit (M) is een maat voor de concentratie van een opgeloste stof in een oplossing en wordt gedefinieerd als het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing . $$ M = \frac{n}{V} \quad \text{of} \quad c = \frac{n}{V} $$ Waarbij: * $M$ of $c$ = molariteit (mol/L) * $n$ = aantal mol opgeloste stof (mol) * $V$ = volume van de oplossing (L) > **Tip:** Het uiteindelijke volume van de oplossing is cruciaal, niet het beginvolume van het oplosmiddel . * Om het aantal mol te berekenen: $n = M \times V$ . * Om de massa te berekenen: $m = MM \times n$ . > **Voorbeeld:** Om 1,50 L van een 0,250 M glucose-oplossing te maken: * $n_{glucose} = 0,250 \text{ mol/L} \times 1,50 \text{ L} = 0,375 \text{ mol}$ . * $m_{glucose} = 0,375 \text{ mol} \times 180 \text{ g/mol} = 67,5 \text{ g}$ . #### 20.2.2 Verdunningen Verdunnen van een oplossing met een hogere concentratie met een oplosmiddel resulteert in een oplossing met een lagere concentratie. Hierbij blijft het aantal mol opgeloste stof constant . $$ M_1V_1 = M_2V_2 \quad \text{of} \quad c_1V_1 = c_2V_2 $$ * $M_1$ of $c_1$ = concentratie van de geconcentreerde oplossing * $V_1$ = volume van de geconcentreerde oplossing * $M_2$ of $c_2$ = concentratie van de verdunde oplossing * $V_2$ = volume van de verdunde oplossing > **Voorbeeld:** Verdun 50,0 mL van een 2,00 M zwavelzuur-oplossing tot 200,0 mL. De concentratie van de verdunde oplossing is: $$ M_2 = \frac{M_1V_1}{V_2} = \frac{2,00 \text{ mol/L} \times 50,0 \times 10^{-3} \text{ L}}{200,0 \times 10^{-3} \text{ L}} = 0,500 \text{ M} $$ . > **Voorbeeld:** Om 250,0 mL van een 0,500 M H$_2$SO$_4$-oplossing te maken uit een commerciële oplossing van 18,0 M: $$ V_1 = \frac{M_2V_2}{M_1} = \frac{0,500 \text{ mol/L} \times 250,0 \times 10^{-3} \text{ L}}{18,0 \text{ mol/L}} = 6,94 \times 10^{-3} \text{ L} $$ . #### 20.2.3 Elektrolyten Een **elektrolyt** is een stof die, wanneer opgelost in water, ionen vormt en een geleidende oplossing produceert. Een **niet-elektrolyt** lost op zonder ionen te vormen en vormt geen geleidende oplossing . * **Voorbeeld elektrolyt:** NaCl lost op in water tot Na$^+$ (aq) en Cl$^-$ (aq) . * **Voorbeeld niet-elektrolyt:** Suiker (C$_{12}$H$_{22}$O$_{11}$) lost op in water als moleculen C$_{12}$H$_{22}$O$_{11}$ (aq) . Wanneer een stof oplost, worden de ionen of moleculen omgeven door watermoleculen, wat wordt aangeduid als hydratatie of een hydratatiesfeer . #### 20.2.4 Oplosbaarheid en neerslag **Oplosbaarheid** is de maximale hoeveelheid stof die in een gegeven hoeveelheid oplosmiddel bij een specifieke temperatuur kan oplossen. Stoffen die niet oplossen, slaan neer . * **Vuistregels voor oplosbaarheid:** * Verbindingen met kationen van Groep 1A (Li$^+$, K$^+$, Na$^+$, Rb$^+$, Cs$^+$) en het ammoniumion (NH$_4^+$) zijn oplosbaar . * Verbindingen met anionen zoals haliden (Cl$^-$, Br$^-$, I$^-$), nitraten (NO$_3^-$), perchloraten (ClO$_4^-$), chloraten (ClO$_3^-$) en acetaten (CH$_3$COO$^-$) zijn oplosbaar, met uitzonderingen zoals zilver-, kwik(I)- en loodverbindingen . * Sulfaten (SO$_4^{2-}$) zijn oplosbaar, met uitzonderingen zoals strontium-, barium-, kwik(I)- en loodsulfaten . * Carbonaten (CO$_3^{2-}$), oxalaten (C$_2$O$_4^{2-}$), chromaten (CrO$_4^{2-}$), fosfaten (PO$_4^{3-}$) en sulfides (S$^{2-}$) zijn over het algemeen onoplosbaar, met uitzondering van die met Groep 1A kationen en ammoniumionen . * Hydroxiden (OH$^-$) zijn over het algemeen onoplosbaar, met uitzondering van die met Groep 1A kationen, ammoniumionen, en in mindere mate calcium-, strontium- en bariumionen . #### 20.2.5 Oplossingsstoichiometrie Oplossingsstoichiometrie maakt gebruik van molariteit om de reacties tussen stoffen in oplossing te berekenen. De principes zijn vergelijkbaar met die van massa-stoichiometrie, maar gebruiken volumes en molariteiten . > **Voorbeeld:** Welk volume van een 0,250 M H$_2$SO$_4$-oplossing is nodig om te reageren met 50,0 mL van een 0,100 M NaOH-oplossing? * Gebalanceerde reactie: $H_2SO_4 (aq) + 2 NaOH (aq) \rightarrow Na_2SO_4 (aq) + 2 H_2O (l)$ . * n(NaOH) = $0,100 \text{ mol/L} \times 50,0 \times 10^{-3} \text{ L} = 0,00500 \text{ mol}$ . * Volgens de reactie reageert 2 mol NaOH met 1 mol H$_2$SO$_4$, dus 0,00500 mol NaOH reageert met 0,00250 mol H$_2$SO$_4$ . * Volume H$_2$SO$_4$: $V_{H_2SO_4} = \frac{n_{H_2SO_4}}{M_{H_2SO_4}} = \frac{0,00250 \text{ mol}}{0,250 \text{ mol/L}} = 0,0100 \text{ L}$ . ### 20.3 Gassen en druk Gassen hebben een grote mobiliteit en weinig aantrekkingskracht tussen deeltjes, wat resulteert in een variërend volume en vorm. Ongeveer 100 stoffen zijn bij kamertemperatuur en atmosferische druk gassen. De atmosfeer is een essentieel gasmengsel voor het leven . #### 20.3.1 Samenstelling van lucht Droge lucht bestaat voornamelijk uit stikstofgas (ongeveer 78,08% volume) en zuurstofgas (ongeveer 20,95% volume). Andere componenten, zoals argon en kooldioxide, zijn aanwezig in veel kleinere hoeveelheden. Koolstofdioxide (CO$_2$) maakt slechts ongeveer 0,040% van de lucht uit, maar de concentratie is de afgelopen 160 jaar gestegen door menselijke activiteiten . #### 20.3.2 Eigenschappen van gassen * **Homogeen:** Gassen mengen zich altijd volledig en uniform. Dit komt doordat de deeltjes ver uit elkaar staan en er weinig interactie is . * **Samendrukbaar:** De druk op een gas leidt tot een proportionele volumevermindering. Dit komt doordat een gas voornamelijk uit lege ruimte bestaat (ongeveer 99,9%). Vaste stoffen en vloeistoffen zijn daarentegen nauwelijks samendrukbaar . #### 20.3.3 Druk (P) Druk is het gevolg van de botsingen van gasdeeltjes met de wanden van de container . $$ P = \frac{F}{A} = \frac{m \cdot a}{A} $$ * $P$ = druk * $F$ = kracht * $A$ = oppervlakte * $m$ = massa * $a$ = versnelling De eenheid van druk is Pascal (Pa). $1 \text{ Pa} = 1 \text{ N/m}^2$ . De **atmosfeerdruk** is de druk die de massa van de atmosfeer uitoefent op het aardoppervlak. Deze druk wordt voelen we niet direct, omdat een gelijkwaardige druk vanuit ons lichaam naar buiten werkt . * **Eenheden van druk:** * Pascal (Pa) . * Millimeter kwik (mm Hg) = Torr . * Atmosfeer (atm): 1 atm = 760 mmHg = 760 Torr = 101325 Pa . * Bar: 1 bar = 100 000 Pa = 100 kPa . Een **open-eind manometer** wordt gebruikt om de druk van een gas in een container te meten door het verschil in kwikniveau tussen de open zijde en de zijde verbonden met de container te meten . ### 20.4 Gaswetten De fysische eigenschappen van een ideaal gas worden beschreven door vier variabelen: druk (P), temperatuur (T), volume (V) en aantal mol (n). De relaties tussen deze variabelen worden beschreven door de gaswetten . #### 20.4.1 Wet van Boyle Het volume van een constante hoeveelheid ideaal gas bij constante temperatuur is omgekeerd evenredig met de druk . $$ V \propto \frac{1}{P} \quad \text{of} \quad PV = \text{constante} \quad (\text{bij constante } n \text{ en } T) $$ . #### 20.4.2 Wet van Charles (of Wet van Gay-Lussac) Het volume van een constante hoeveelheid ideaal gas bij constante druk is rechtevenredig met de temperatuur (in Kelvin) . $$ V \propto T \quad \text{of} \quad \frac{V}{T} = \text{constante} \quad (\text{bij constante } n \text{ en } P) $$ . Het absolute nulpunt is de temperatuur waarbij alle gassen extrapoleren naar hetzelfde volume nul . #### 20.4.3 Wet van Avogadro Het volume van een ideaal gas is rechtevenredig met het aantal mol gas bij constante temperatuur en druk . $$ V \propto n \quad \text{of} \quad \frac{V}{n} = k \quad (\text{bij constante } T \text{ en } P) $$ . Dit impliceert dat gelijke volumes van verschillende gassen bij dezelfde temperatuur en druk hetzelfde aantal deeltjes (mol) bevatten. Bij 0 °C en 1 atm neemt 1 mol van een ideaal gas een volume in van 22,414 L (standaard molaire volume) . #### 20.4.4 Ideale gaswet De ideale gaswet combineert de drie voorgaande wetten tot één vergelijking die de relatie tussen P, V, n en T beschrijft : $$ PV = nRT $$ * $R$ = de universele gasconstante . * $R = 0,082058 \frac{\text{L} \cdot \text{atm}}{\text{mol} \cdot \text{K}}$ (wanneer V in L en P in atm) . * $R = 8,3145 \frac{\text{J}}{\text{mol} \cdot \text{K}}$ (wanneer V in m$^3$ en P in Pa) . * $T$ moet altijd in Kelvin (K) zijn. $T(K) = T(°C) + 273,15$ . > **Voorbeeld:** Bereken het aantal mol gas in de longen van een volwassene met een volume van 3,8 L bij 1,00 atm en 37 °C: $$ n = \frac{PV}{RT} = \frac{1,00 \text{ atm} \times 3,8 \text{ L}}{0,082058 \frac{\text{L} \cdot \text{atm}}{\text{mol} \cdot \text{K}} \times (37+273,15) \text{ K}} \approx 0,15 \text{ mol} $$ . > **Voorbeeld:** Hoeveel liter N$_2$ wordt gevormd bij 1,15 atm en 30 °C uit 45,0 g NaN$_3$ via de reactie $2 NaN_3 (s) \rightarrow 2 Na (s) + 3 N_2(g)$? * $n_{NaN_3} = 45,0 \text{ g} / 65,0 \text{ g/mol} = 0,692 \text{ mol}$ . * Volgens de reactie vormen 2 mol NaN$_3$ 3 mol N$_2$, dus 0,692 mol NaN$_3$ vormt 1,04 mol N$_2$ . * $V_{N_2} = \frac{nRT}{P} = \frac{1,04 \text{ mol} \times 0,082058 \frac{\text{L} \cdot \text{atm}}{\text{mol} \cdot \text{K}} \times (30+273,15) \text{ K}}{1,15 \text{ atm}} \approx 22,5 \text{ L}$ . De ideale gaswet kan ook worden gebruikt om de molaire massa van een gas te berekenen, bijvoorbeeld aan de hand van dichtheid: $$ MM = \rho_{gas} \frac{RT}{P} $$ > **Voorbeeld:** Een gas heeft een dichtheid van 0,714 g/L bij STP (1 atm, 273 K). De molaire massa is: $$ MM = 0,714 \frac{\text{g}}{\text{L}} \times \frac{0,082058 \frac{\text{L} \cdot \text{atm}}{\text{mol} \cdot \text{K}} \times 273 \text{ K}}{1,00 \text{ atm}} \approx 16,0 \text{ g/mol} $$. Dit komt overeen met methaan (CH$_4$) . ### 20.5 Partieeldruk en de Wet van Dalton De wetten voor ideale gassen zijn ook toepasbaar op gasmengsels. De **wet van Dalton** (of wet van de partieeldrukken) stelt dat de totale druk van een gasmengsel bij constant volume en temperatuur gelijk is aan de som van de individuele drukken (partieeldrukken) van elk gas in het mengsel . $$ P_{\text{totaal}} = P_1 + P_2 + P_3 + \dots \quad (\text{bij constante } V \text{ en } T) $$ . De **partieeldruk** ($P_i$) van een individueel gas is de druk die dat gas zou uitoefenen als het alleen in de container zou zijn . $$ P_i = n_i \frac{RT}{V} $$ . De partieeldruk van een gas is ook evenredig met zijn **molfractie** ($X_i$): $$ X_i = \frac{n_i}{n_{\text{totaal}}} $$ . $$ P_i = X_i \times P_{\text{totaal}} $$ . > **Voorbeeld:** Op een diepte van 250 voet onder water is de druk 8,38 atm. Om de partieeldruk van zuurstof op 0,21 atm te houden, moet het molpercentage zuurstof in de tank zijn: $$ X_{O_2} = \frac{P_{O_2}}{P_{\text{totaal}}} = \frac{0,21 \text{ atm}}{8,38 \text{ atm}} = 0,025 $$ Procent O$_2 = 0,025 \times 100\% = 2,5\% $ . --- Dit onderdeel van de studiehandleiding behandelt de eigenschappen van materie in de verschillende aggregatietoestanden, met een specifieke focus op gaswetten, partieeldruk en de wet van Dalton, aan de hand van oefenopgaven. ### 20.1 Gaswetten en de ideale gaswet De ideale gaswet beschrijft het gedrag van ideale gassen en relateert druk ($P$), volume ($V$), temperatuur ($T$) en het aantal mol ($n$) aan elkaar via de universele gasconstante ($R$). De formule voor de ideale gaswet luidt : $$PV = nRT$$ Hierbij staat: * $P$ voor de druk van het gas. * $V$ voor het volume van het gas. * $n$ voor het aantal mol gas. * $R$ voor de ideale gasconstante. * $T$ voor de temperatuur van het gas in Kelvin. #### 20.1.1 Berekening van molaire massa en dichtheid van gassen De ideale gaswet kan worden aangewend om de molaire massa van een gas te bepalen wanneer de dichtheid, temperatuur en druk bekend zijn. De dichtheid ($\rho$) van een gas wordt gedefinieerd als massa per volume, $\rho = \frac{m}{V}$. Door de relatie $m = n \times M$ (waarbij $M$ de molaire massa is) te substitueren in de ideale gaswet, kan de dichtheid worden uitgedrukt als : $$\rho = \frac{PM}{RT}$$ **Voorbeeld:** Een gasvormig fosforderivaat heeft een dichtheid van 0,943 g/L bij 420 K en 727 Torr. Om de molaire massa te berekenen, moeten de eenheden consistent zijn. Torr kan omgerekend worden naar atm (1 atm = 760 Torr) en de ideale gasconstante $R$ wordt vaak gebruikt in de eenheid L·atm/(mol·K) . * Druk: $P = 727 \text{ Torr} \times \frac{1 \text{ atm}}{760 \text{ Torr}} \approx 0,9566 \text{ atm}$ . * Temperatuur: $T = 420 \text{ K}$ . * Dichtheid: $\rho = 0,943 \text{ g/L}$ . * Gasconstante: $R \approx 0,08206 \text{ L} \cdot \text{atm/(mol}\cdot\text{K)}$ Met de formule $\rho = \frac{PM}{RT}$, kan $M$ worden opgelost: $$M = \frac{\rho RT}{P} = \frac{(0,943 \text{ g/L}) \times (0,08206 \text{ L} \cdot \text{atm/(mol}\cdot\text{K)}) \times (420 \text{ K})}{0,9566 \text{ atm}} \approx 34,0 \text{ g/mol}$$ Dit duidt op fosfine (PH₃) . Vervolgens kan de dichtheid bij een andere temperatuur en druk worden berekend. Voor 1,00 atm en 298 K: $$ \rho = \frac{PM}{RT} = \frac{(1,00 \text{ atm}) \times (34,0 \text{ g/mol})}{(0,08206 \text{ L} \cdot \text{atm/(mol}\cdot\text{K)}) \times (298 \text{ K})} \approx 1,39 \text{ g/L} $$ ### 20.2 Molaire concentratie en gasberekeningen in chemische reacties De ideale gaswet is ook essentieel voor het berekenen van de molaire concentratie van oplossingen die betrokken zijn bij gasvormende reacties. De molaire concentratie ($C$) wordt gedefinieerd als het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing ($C = \frac{n}{V_{oplossing}}$) . Bereken de molaire concentratie van een HCl-oplossing waarvan 50,0 mL nodig is om 50,0 mL Cl₂ gas te bereiden bij 27,0 °C en 1750 mmHg, volgens de reactie: MnO₂ (s) + 4 HCl (aq) → MnCl₂ (aq) + Cl₂ (g) + 2 H₂O (l) . Eerst wordt het aantal mol Cl₂ berekend met de ideale gaswet: * Temperatuur: $T = 27,0 °C + 273,15 = 300,15 \text{ K}$ . * Druk: $P = 1750 \text{ mmHg} \times \frac{1 \text{ atm}}{760 \text{ mmHg}} \approx 2,3026 \text{ atm}$ . * Volume Cl₂: $V = 50,0 \text{ mL} = 0,0500 \text{ L}$ . $$n_{Cl_2} = \frac{PV}{RT} = \frac{(2,3026 \text{ atm}) \times (0,0500 \text{ L})}{(0,08206 \text{ L} \cdot \text{atm/(mol}\cdot\text{K)}) \times (300,15 \text{ K})} \approx 0,004676 \text{ mol}$$ Volgens de reactievergelijking is de molverhouding tussen HCl en Cl₂ 4:1 . $$n_{HCl} = n_{Cl_2} \times \frac{4 \text{ mol HCl}}{1 \text{ mol } Cl_2} = 0,004676 \text{ mol} \times 4 = 0,018704 \text{ mol}$$ De molaire concentratie van de HCl-oplossing is dan: $$C_{HCl} = \frac{n_{HCl}}{V_{oplossing}} = \frac{0,018704 \text{ mol}}{0,0500 \text{ L}} = 0,374 \text{ M}$$ ### 20.3 Partieeldruk en de wet van Dalton De wet van Dalton stelt dat de totale druk van een gasmengsel gelijk is aan de som van de partiële drukken van de individuele gassen in het mengsel. De partiële druk van een gas is de druk die het gas zou uitoefenen als het alleen in het volume aanwezig zou zijn . $$P_{totaal} = P_1 + P_2 + P_3 + ...$$ De partiële druk van een gas ($P_i$) in een mengsel kan ook worden berekend met de ideale gaswet, waarbij $n_i$ het aantal mol van gas $i$ is: $$P_i = \frac{n_i RT}{V}$$ Of, gerelateerd aan de totale druk en het molpercentage: $$P_i = x_i P_{totaal}$$ waarbij $x_i$ het molaire fractie is ($x_i = \frac{n_i}{n_{totaal}}$) . De reactie van natriumperoxide met koolstofmonoxide wordt gebruikt om CO₂ uit de lucht te verwijderen en om te zetten naar zuurstof: 2 Na₂O₂ (s) + 2 CO₂ (g) → 2 Na₂CO₃ (s) + O₂ (g) . Gegeven is dat lucht wordt uitgeademd aan een gemiddelde snelheid van 4,50 L/min bij 25,0 °C en 735 mmHg, en dat de concentratie CO₂ in uitgeademde lucht 3,40 volume% is . a) Bereken hoeveel gram CO₂ er wordt geproduceerd in 24,0 uur . Eerst berekenen we het totale volume uitgeademde lucht in 24 uur: * Stroomsnelheid: 4,50 L/min . * Tijd: 24,0 uur * 60 min/uur = 1440 min . * Totaal volume lucht: 4,50 L/min * 1440 min = 6480 L . Het volume CO₂ in deze lucht is 3,40 volume% : * Volume CO₂: 6480 L * 0,0340 = 220,32 L . Nu gebruiken we de ideale gaswet om het aantal mol CO₂ te vinden bij 25,0 °C en 735 mmHg: * Temperatuur: $T = 25,0 °C + 273,15 = 298,15 \text{ K}$ . * Druk: $P = 735 \text{ mmHg} \times \frac{1 \text{ atm}}{760 \text{ mmHg}} \approx 0,9671 \text{ atm}$ . * Volume CO₂: $V = 220,32 \text{ L}$ . $$n_{CO_2} = \frac{PV}{RT} = \frac{(0,9671 \text{ atm}) \times (220,32 \text{ L})}{(0,08206 \text{ L} \cdot \text{atm/(mol}\cdot\text{K)}) \times (298,15 \text{ K})} \approx 8,645 \text{ mol}$$ De molaire massa van CO₂ is ongeveer 44,01 g/mol. De massa CO₂ is dus: * Massa CO₂: 8,645 mol * 44,01 g/mol ≈ 380,5 g (afgerond 383 g) . b) Hoeveel dagen zou 3,65 kg Na₂O₂ werkzaam zijn ? De reactievergelijking is: 2 Na₂O₂ (s) + 2 CO₂ (g) → 2 Na₂CO₃ (s) + O₂ (g) . De molverhouding tussen Na₂O₂ en CO₂ is 1:1 . Eerst berekenen we het aantal mol Na₂O₂: * Massa Na₂O₂: 3,65 kg = 3650 g . * Molaire massa Na₂O₂: ca. 77,97 g/mol . * Mol Na₂O₂: $\frac{3650 \text{ g}}{77,97 \text{ g/mol}} \approx 46,81 \text{ mol}$ . Dit betekent dat 46,81 mol Na₂O₂ kan reageren met 46,81 mol CO₂. Nu berekenen we hoeveel mol CO₂ er per dag wordt geproduceerd. Per dag (1440 min) is het volume CO₂ dat wordt geproduceerd 220,32 L. Het aantal mol CO₂ per dag is 8,645 mol . Het aantal dagen dat 3,65 kg Na₂O₂ werkzaam is, wordt berekend door het totale aantal mol Na₂O₂ te delen door het aantal mol CO₂ dat per dag wordt verbruikt: * Aantal dagen: $\frac{46,81 \text{ mol Na}_2O_2}{8,645 \text{ mol CO}_2/\text{dag}} \approx 5,41 \text{ dagen}$ (afgerond 5,38 dagen) . > **Tip:** Controleer altijd de eenheden van druk, volume en temperatuur wanneer je met gaswetten werkt. Zorg ervoor dat ze overeenkomen met de gebruikte waarde van de gasconstante $R$. > > **Tip:** Bij gasreacties is het cruciaal om de molverhoudingen uit de gebalanceerde reactievergelijking correct toe te passen. Let ook op of het volume van het gas of het volume van de oplossing wordt gevraagd of gegeven. --- ## 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 | |------|------------| | Term | Definitie | | Elektrolyt | Een stof die, wanneer opgelost in water, ionen vormt die de oplossing geleidend maken. Deze ionen zijn in staat om elektrische stroom te transporteren. | | Niet-elektrolyt | Een stof die, wanneer opgelost in water, geen ionen vormt en daardoor geen geleidende oplossing produceert. De opgeloste deeltjes blijven neutraal. | | Hydratatie | Het proces waarbij ionen of moleculen in een oplossing worden omgeven door watermoleculen. Dit gebeurt wanneer een stof oplost in water, waarbij de watermoleculen interactie aangaan met de opgeloste deeltjes. | | Hydratatiesfeer | De laag van watermoleculen die een opgelost ion of molecuul omringt in een waterige oplossing. Deze moleculen worden aangetrokken tot de geladen deeltjes of polaire delen van de opgeloste stof. | | Waterige oplossing | Een oplossing waarbij water het oplosmiddel is. In deze oplossingen kunnen verschillende stoffen, zoals zouten of suikers, worden opgelost om homogene mengsels te vormen. | | Concentratie | Een maat voor de hoeveelheid opgeloste stof in een gegeven hoeveelheid oplosmiddel of oplossing. Vaak uitgedrukt in mol per liter (M) of andere eenheden. | | Verdunning | Het proces waarbij de concentratie van een oplossing wordt verlaagd door het toevoegen van meer oplosmiddel. Hierbij blijft de totale hoeveelheid opgeloste stof constant. | | Molaire concentratie ($M$) | De concentratie van een oplossing uitgedrukt in het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. Dit is een veelgebruikte eenheid in de chemie. | | Niet-ideale gassen | Gassen die niet perfect voldoen aan de ideale gaswet onder alle omstandigheden, vanwege de eindige grootte van de deeltjes en de intermoleculaire aantrekkingskrachten tussen deze deeltjes. | | Ideale gaswet | Een theoretische wet die het gedrag van ideale gassen beschrijft, waarbij wordt aangenomen dat gasdeeltjes puntmassa's zijn zonder intermoleculaire krachten en met een verwaarloosbaar eigen volume. | | Molaire volume | Het volume dat door één mol van een stof wordt ingenomen bij een bepaalde temperatuur en druk. Voor ideale gassen bij standaardomstandigheden (STP) is dit 22,414 L. | | Van der Waalsvergelijking | Een vergelijking die het gedrag van niet-ideale gassen beter beschrijft dan de ideale gaswet, door correcties toe te voegen voor de intermoleculaire aantrekkingskrachten en het eigen volume van de gasdeeltjes. De vergelijking luidt: $P + \frac{an^2}{V^2} \cdot (V - nb) = nRT$. | | Intermoleculaire aantrekkingskrachten | Krachten die werken tussen moleculen. Bij niet-ideale gassen worden deze krachten in rekening gebracht in de Van der Waalsvergelijking met de term $\frac{an^2}{V^2}$, wat leidt tot een lagere gemeten druk dan voorspeld door de ideale gaswet. | | Eindige grootte van deeltjes | Het feit dat gasdeeltjes zelf een bepaald volume innemen, in tegenstelling tot de aanname van puntmassa's in de ideale gaswet. Dit wordt in de Van der Waalsvergelijking gecorrigeerd met de term $nb$, wat leidt tot een groter gemeten volume dan voorspeld door de ideale gaswet. | | Van der Waals constanten | Empirische constanten ($a$ en $b$) die specifiek zijn voor elk gas en worden gebruikt in de Van der Waalsvergelijking. De constante $a$ corrigeert voor intermoleculaire aantrekkingskrachten, terwijl constante $b$ corrigeert voor het eigen volume van de gasdeeltjes. | | Dimensionale analysemethode | Een methode om een hoeveelheid in de ene eenheid om te zetten naar een equivalente hoeveelheid in een andere eenheid door te vermenigvuldigen met een conversiefactor. Hierbij worden eenheden behandeld als getallen die vermenigvuldigd en gedeeld kunnen worden. | | Conversiefactor | De relatie of het verband tussen twee verschillende eenheden, die gebruikt wordt om een hoeveelheid van de ene eenheid naar de andere om te rekenen. Het is een breuk die gelijk is aan één, waarbij de teller en de noemer equivalente waarden in verschillende eenheden vertegenwoordigen. | | Eenheden omzetten | Het proces waarbij een meetwaarde wordt uitgedrukt in een andere eenheid van dezelfde grootheid, bijvoorbeeld het omrekenen van kilometers naar mijlen of van liters naar gallons. Dit is essentieel voor wetenschappelijke berekeningen waarbij verschillende eenheden voorkomen. | | Hoeveelheid in originele eenheid | De oorspronkelijke waarde van een meetbare grootheid, uitgedrukt in de oorspronkelijke eenheid waarin deze is gemeten of gegeven. Deze hoeveelheid wordt vervolgens vermenigvuldigd met een conversiefactor om de waarde in een nieuwe eenheid te verkrijgen. | | Equivalente hoeveelheid in andere eenheid | De waarde van een meetbare grootheid nadat deze is omgerekend van de originele eenheid naar een andere, gerelateerde eenheid. Deze waarde is numeriek anders, maar vertegenwoordigt dezelfde fysieke hoeveelheid. | | Element | Een fundamentele stof die via chemische middelen niet verder kan worden opgedeeld of omgezet in iets eenvoudigers. | | Atoomkern | Het centrale, positief geladen deel van een atoom, bestaande uit protonen en neutronen. | | Atoomnummer (Z) | Het aantal protonen in de kern van een atoom, wat uniek is voor elk element en ook gelijk is aan het aantal elektronen rond de kern. | | Massagetal (A) | Het totale aantal protonen en neutronen in de kern van een atoom. Het wordt berekend als $A = Z + N$, waarbij $Z$ het atoomnummer is en $N$ het aantal neutronen. | | Isotopen | Atomen van hetzelfde element die hetzelfde aantal protonen hebben (dus hetzelfde atoomnummer $Z$), maar een verschillend aantal neutronen en daardoor een verschillend massagetal $A$. | | Atomaire massa-eenheid (amu) of Dalton (Da) | Een standaardeenheid voor massa op atomair niveau, gedefinieerd als 1/12 van de massa van een koolstof-12 ($^{12}$C) atoom. Het is ongeveer gelijk aan $1,66052 \times 10^{-24}$ gram. | | Gemiddelde atoommassa (of atomaire massa) | Het gewogen gemiddelde van de atoommassa's van alle natuurlijk voorkomende isotopen van een element, rekening houdend met hun natuurlijke abundantie. Dit is de waarde die meestal in het periodiek systeem wordt vermeld. | | Partiële druk ($P_i$) | De individuele druk die een specifiek gas in een mengsel uitoefent, alsof het gas alleen in de container aanwezig zou zijn bij dezelfde temperatuur en volume. De som van de partiële drukken van alle componenten in een gasmengsel is gelijk aan de totale druk van het mengsel. | | Wet van Dalton (Wet van de partieeldrukken) | Stelt dat de totale druk die wordt uitgeoefend door een mengsel van gassen in een container bij constant volume en temperatuur gelijk is aan de som van de drukken die elk individueel gas zou uitoefenen als het alleen in de container aanwezig zou zijn. De formule hiervoor is $P_{\text{totaal}} = P_1 + P_2 + P_3 + \dots$. | | Totale druk ($P_{\text{totaal}}$) | De gecombineerde druk van alle gassen in een mengsel, gemeten bij een constant volume en temperatuur. Volgens de wet van Dalton is dit de som van de individuele partiële drukken van elk gascomponent in het mengsel. | | Molfractie ($X_i$) | De verhouding van het aantal mol van een specifieke component in een gasmengsel tot het totale aantal mol van alle componenten in het mengsel. Het wordt berekend als $X_i = \frac{n_i}{n_{\text{totaal}}}$. | | Relatie tussen partiële druk en molfractie | De partiële druk van een individueel gas in een mengsel kan worden berekend door de molfractie van dat gas te vermenigvuldigen met de totale druk van het mengsel. De formule hiervoor is $P_i = X_i \cdot P_{\text{totaal}}$. | | Temperatuur | Een maat voor de mate van warmte of koude van een object of omgeving, die bepaalt in welke richting warmte spontaan stroomt. In het dagelijks leven wordt dit vaak uitgedrukt in graden Celsius (°C), terwijl in wetenschappelijke contexten de SI-eenheid Kelvin (K) wordt gebruikt. | | Kelvin (K) | De SI-eenheid voor temperatuur. Een interval van 1 K is gelijk aan een interval van 1 °C. De schaal begint bij het absolute nulpunt, wat overeenkomt met -273,15 °C. | | Celsius (°C) | Een temperatuurschaal waarbij het vriespunt van water op 0°C en het kookpunt op 100°C ligt bij standaard atmosferische druk. De schaal is 1/100 van het interval tussen het vriespunt en kookpunt van water. | | Fahrenheit (°F) | Een temperatuurschaal die veel wordt gebruikt in de Verenigde Staten. De omrekeningsformule van Celsius naar Fahrenheit is $T (°F) = \frac{9}{5} T (°C) + 32$. | | Absolute nulpunt | De laagst mogelijke temperatuur die theoretisch bereikt kan worden, waarbij deeltjes geen kinetische energie meer bezitten. Dit punt ligt op 0 K of -273,15 °C. | | Temperatuurschaal | Een systeem voor het meten en uitdrukken van temperatuur, zoals Celsius, Kelvin of Fahrenheit, elk met hun eigen referentiepunten en intervallen. | | Conversie van eenheden | Het proces van het omzetten van een meting van de ene eenheid naar de andere, waarbij de numerieke waarde verandert, maar de fysieke hoeveelheid hetzelfde blijft. Dit is essentieel in de chemie om resultaten te kunnen vergelijken en berekeningen uit te voeren. | | Massa | De hoeveelheid materie in een object, meestal uitgedrukt in kilogram (kg) of pond (lb). Bij conversies is het belangrijk om de juiste omrekeningsfactor te gebruiken, zoals 1 pond = 0,454 kg. | | Volume | De hoeveelheid ruimte die een stof inneemt, vaak gemeten in liters (L) of gallons (gal). Bij chemische berekeningen is het omzetten van volume-eenheden cruciaal, bijvoorbeeld 1 gal = 3,78 L. | | Dikte | De maat van hoe dik iets is, uitgedrukt in een lengte-eenheid zoals nanometers (nm). Bij het berekenen van de oppervlakte van een olievlek wordt de dikte van de olielaag gebruikt. | | Afstand | De lengte tussen twee punten, gemeten in kilometers (km) of mijlen (mijl). In chemische en fysische contexten is het omzetten van afstanden, zoals 1 mijl = 1,609 km, vaak noodzakelijk. | | Snelheid | De mate waarin een object van positie verandert, uitgedrukt als afstand per tijdseenheid, zoals kilometer per uur (km/u) of mijl per uur (mijl/u). Het berekenen van snelheid vereist conversies van zowel afstand als tijd. | | Energie | Het vermogen om arbeid te verrichten, gemeten in Joules (J) of calorieën (cal). Bij chemische reacties, zoals de verbranding van waterstofgas, wordt de vrijgekomen energie vaak uitgedrukt in kilojoules (kJ) of kilocalorieën (kcal). | | Warmte | Energie die wordt overgedragen tussen systemen als gevolg van een temperatuurverschil. De hoeveelheid warmte die nodig is om de temperatuur van een bepaalde massa water te verhogen, is een veelvoorkomende berekening. | | Omrekeningsfactor | Een verhouding die wordt gebruikt om een meting van de ene eenheid naar de andere om te zetten. Deze factoren zijn gebaseerd op de definitie van de eenheden en zijn essentieel voor nauwkeurige berekeningen. | | Stoichiometrie | De studie van de kwantitatieve relaties tussen reagentia en producten in chemische reacties, gebaseerd op de wetten van behoud van massa en de wet van constante samenstelling. Het maakt berekeningen mogelijk van de hoeveelheden stoffen die bij een reactie betrokken zijn. | | Limiterend reagens | Het reagens dat volledig wordt verbruikt in een chemische reactie en daardoor de hoeveelheid product bepaalt die gevormd kan worden. Zodra het limiterende reagens op is, stopt de reactie. | | Gebalanceerde reactievergelijking | Een chemische vergelijking waarin het aantal atomen van elk element aan beide zijden van de pijl gelijk is, wat het principe van behoud van massa weerspiegelt. Dit is essentieel voor het uitvoeren van stoichiometrische berekeningen. | | Mol | De SI-eenheid voor de hoeveelheid stof. Eén mol bevat $6,022 \times 10^{23}$ deeltjes (zoals atomen, moleculen of ionen), bekend als het getal van Avogadro. Het wordt gebruikt om de hoeveelheid stof in chemische berekeningen uit te drukken. | | Molmassa (MM) | De massa van één mol van een stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol). De molmassa wordt berekend door de atoommassa's van alle atomen in een molecuul op te tellen. | | Theoretische opbrengst | De maximale hoeveelheid product die kan worden gevormd uit een gegeven hoeveelheid reagentia, berekend op basis van de stoichiometrie van de reactie. Dit is de opbrengst die wordt verkregen als de reactie volledig en zonder verlies verloopt. | | Werkelijke opbrengst | De hoeveelheid product die daadwerkelijk wordt verkregen na het uitvoeren van een chemische reactie in een laboratorium. Deze is vaak lager dan de theoretische opbrengst door factoren zoals onvolledige reacties of bijproductvorming. | | Ideaal gas | Een gas dat de gaswetten exact volgt, waarbij de fysische eigenschappen zoals druk, temperatuur, volume en aantal mol specifieke verbanden met elkaar hebben. | | Wet van Charles (of Wet van Gay-Lussac) | Stelt dat het volume van een constante hoeveelheid ideaal gas, bij een constante druk, rechtevenredig is met de absolute temperatuur (uitgedrukt in Kelvin). Dit kan wiskundig worden weergegeven als $V \infty T$ of $\frac{V}{T}$ = constante, wanneer $n$ en $P$ constant zijn. | | Rechtevenredig | Een relatie tussen twee variabelen waarbij de ene variabele toeneemt of afneemt met dezelfde factor als de andere variabele. Als de ene variabele verdubbelt, verdubbelt de andere ook. | | Volume ($V$) | De ruimte die een gas inneemt, gemeten in kubieke meters ($m^3$) of liters ($L$). Het volume van een gas kan veranderen afhankelijk van de druk en temperatuur. | | Temperatuur ($T$) | Een maat voor de gemiddelde kinetische energie van de deeltjes in een gas. Voor gaswetten wordt de temperatuur altijd uitgedrukt in Kelvin ($K$). | | Partiële druk | De partiële druk van een gas in een mengsel is de druk die dat specifieke gas zou uitoefenen als het alleen in hetzelfde volume en bij dezelfde temperatuur aanwezig zou zijn. Dit concept is cruciaal voor het begrijpen van gasmengsels. | | Wet van Dalton | De wet van Dalton stelt dat de totale druk van een gasmengsel gelijk is aan de som van de partiële drukken van de individuele gassen die het mengsel vormen. Dit betekent dat de gassen in het mengsel elkaar niet beïnvloeden qua druk. | | Molaire massa | De molaire massa van een stof is de massa van één mol van die stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol). Het is een fundamentele eigenschap die wordt gebruikt om de hoeveelheid stof te relateren aan zijn massa. | | Molaire concentratie | De molaire concentratie, ook wel molariteit genoemd, is een maat voor de concentratie van een opgeloste stof in een oplossing. Het wordt gedefinieerd als het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing, uitgedrukt in mol/L of M. | | Constante volume | Een situatie waarbij het volume van het systeem waarin een gas zich bevindt, niet verandert tijdens een proces. Dit impliceert dat veranderingen in druk en temperatuur direct gerelateerd zijn volgens de gaswetten. | | Constante druk | Een proces waarbij de druk van het gas gedurende de reactie of verandering gelijk blijft. In dit geval zijn volume en temperatuur direct evenredig met elkaar. | | Dichtheid | De dichtheid van een object is gedefinieerd als de massa van dat object gedeeld door zijn volume. De standaardeenheid voor dichtheid in het SI-systeem is kilogram per kubieke meter ($kg/m^3$). | | Afgeleide eenheid | Een eenheid die is afgeleid van de basiseenheden van een stelsel, zoals de dichtheid die is afgeleid van massa en volume. | | Temperatuursafhankelijkheid | Het fenomeen waarbij de dichtheid van een stof verandert als gevolg van temperatuurvariaties, omdat de meeste stoffen van volume veranderen bij opwarming of afkoeling. | | Relatieve dichtheid (specifieke zwaartekracht) | De verhouding tussen de dichtheid van een stof en de dichtheid van water bij een gespecificeerde temperatuur. Dit geeft aan hoe dicht een stof is ten opzichte van water. | | Atoom | De kleinste eenheid van een chemisch element die nog steeds de eigenschappen van dat element bezit. Atomen bestaan uit een kern met protonen en neutronen, omringd door elektronen. | | Atoommassa | De massa van een atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (amu). Dit is een relatieve maat die wordt gebruikt om de massa van atomen te vergelijken. | | Gemiddelde atoommassa | Het gewogen gemiddelde van de atoommassa's van alle isotopen van een element, rekening houdend met hun natuurlijke abundantie. Dit is de waarde die meestal in periodieke tabellen wordt vermeld. | | Isotoop | Een atoom van een element dat een ander aantal neutronen in de kern heeft dan de meest voorkomende vorm van dat element. Isotopen van hetzelfde element hebben hetzelfde aantal protonen, maar verschillende massagetallen. | | Natuurlijke abundantie | Het percentage van een bepaald isotoop dat van nature voorkomt in een monster van een element. Dit percentage wordt gebruikt bij het berekenen van de gemiddelde atoommassa. | | Elektronen | Negatief geladen subatomaire deeltjes die rond de atoomkern cirkelen. De massa van elektronen is verwaarloosbaar klein in vergelijking met die van protonen en neutronen. | | Atomaire massa-eenheid (amu) | Een standaardeenheid voor het uitdrukken van de massa van atomen en moleculen. Eén amu is ongeveer gelijk aan $1,66052 \times 10^{-24}$ gram. | | Getal van Avogadro ($N_A$) | De constante die het aantal deeltjes (atomen, moleculen, ionen, etc.) in één mol van een stof vertegenwoordigt. De waarde is $6,02214076 \times 10^{23}$ deeltjes per mol. | | Stofhoeveelheid ($n$) | Een fysische grootheid die de hoeveelheid materie in een monster aangeeft, gemeten in mol. Het kan worden berekend met de formule $n = \frac{m}{MM}$, waarbij $m$ de massa is en $MM$ de molaire massa. | | Reactievergelijking | Een symbolische weergave van een chemische reactie, waarbij de reagentia aan de linkerkant en de reactieproducten aan de rechterkant van een reactiepijl staan. | | Reagentia | De chemische stoffen die aan het begin van een chemische reactie staan en die met elkaar reageren om nieuwe stoffen te vormen. | | Reactieproducten | De chemische stoffen die ontstaan als gevolg van een chemische reactie, weergegeven aan de rechterkant van de reactiepijl. | | Wet van behoud van massa | Een fundamenteel principe in de chemie dat stelt dat de totale massa van de reagentia gelijk is aan de totale massa van de reactieproducten in een gesloten systeem; massa wordt niet gecreëerd of vernietigd tijdens een chemische reactie. | | Coëfficiënt (in reactievergelijking) | Een getal dat voor een chemische formule in een reactievergelijking wordt geplaatst om het aantal formule-eenheden van die stof aan te geven dat nodig is om de reactie te balanceren. | | Aggregatietoestand | De fysieke fase waarin een chemische verbinding zich bevindt, aangegeven met symbolen zoals (s) voor vast, (l) voor vloeistof, (g) voor gas, en (aq) voor een waterige oplossing. | | Katalysator | Een stof die de snelheid van een chemische reactie verhoogt zonder zelf verbruikt te worden; de aanwezigheid ervan wordt aangegeven boven de reactiepijl. | | Stoichiometrische berekeningen | Berekeningen die worden uitgevoerd om de hoeveelheden (in mol of massa) van reagentia en producten in een chemische reactie om te zetten, gebaseerd op de molverhoudingen in de gebalanceerde reactievergelijking. | | Opbrengst | De hoeveelheid product die daadwerkelijk wordt verkregen in een chemische reactie, vaak vergeleken met de theoretisch berekende hoeveelheid. | | Molariteit (M) | De concentratie van een oplossing uitgedrukt in het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. De formule is $M = \frac{n}{V}$, waarbij $n$ het aantal mol is en $V$ het volume in liters. | | Mol (n) | De basiseenheid voor het meten van de hoeveelheid stof in de chemie. Stoichiometrische berekeningen zijn altijd gebaseerd op het aantal mol. | | Volume van de oplossing (V) | Het totale volume dat de oplossing inneemt, inclusief zowel de opgeloste stof als het oplosmiddel. Dit is het relevante volume voor molariteitsberekeningen, niet het oorspronkelijke volume van het oplosmiddel. | | Molariteitsvergelijking bij verdunning | Een formule die de relatie tussen de initiële en uiteindelijke concentratie en volumes bij een verdunning beschrijft: $M_1V_1 = M_2V_2$ of $c_1V_1 = c_2V_2$. | | Universele gasconstante ($R$) | Een fysische constante die in de ideale gaswet wordt gebruikt en een gelijke waarde heeft voor alle gassen. De waarde is afhankelijk van de gebruikte eenheden voor druk, volume en temperatuur. | | Standaard Temperatuur en Druk (STP) | Een reeks gestandaardiseerde omstandigheden waaronder metingen van gassen worden vergeleken. Typisch gedefinieerd als een druk van 1 atm en een temperatuur van 0 °C (273,15 K). | | Dichtheid van een gas ($\rho_{gas}$) | De massa van een gas per volume-eenheid, meestal uitgedrukt in gram per liter (g/L). De dichtheid van een gas is afhankelijk van zijn molaire massa, druk en temperatuur. | | Molariteit | Molariteit (M) is een maat voor de concentratie van een oplossing, gedefinieerd als het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. Het wordt berekend met de formule $M = \frac{\text{mol opgeloste stof}}{\text{liter oplossing}}$. | | Reactiestoichiometrie | Reactiestoichiometrie is de studie van de kwantitatieve relaties tussen reagentia en producten in chemische reacties, gebaseerd op de wetten van behoud van massa en energie. Het maakt het mogelijk om de hoeveelheden van stoffen die betrokken zijn bij een reactie te berekenen. | | Homogeen mengsel | Een homogeen mengsel is een mengsel waarin de samenstelling uniform is door het gehele volume. Gassen vormen altijd homogene mengsels omdat hun deeltjes ver uit elkaar staan en weinig interactie hebben, waardoor ze zich volledig vermengen. | | Samendrukbaarheid | Samendrukbaarheid is de eigenschap van een stof om in volume af te nemen onder invloed van druk. Gassen zijn zeer samendrukbaar omdat ze grotendeels uit lege ruimte bestaan, terwijl vaste stoffen en vloeistoffen een quasi vast volume hebben. | | Druk (P) | Druk is de kracht die per oppervlakte-eenheid wordt uitgeoefend. Bij gassen ontstaat druk door de botsingen van gasdeeltjes met de wanden van de container. De eenheid van druk is Pascal (Pa), gedefinieerd als $1 \, \text{Pa} = 1 \, \frac{\text{N}}{\text{m}^2}$. | | Atmosfeerdruk | Atmosfeerdruk is de druk die wordt uitgeoefend door de massa lucht in de atmosfeer op het aardoppervlak. Deze druk is het gevolg van de zwaartekracht die op de luchtmoleculen werkt en wordt gemeten met instrumenten zoals barometers. | | Millimeter kwik (mm Hg) | Millimeter kwik (mm Hg) is een eenheid voor druk, oorspronkelijk gebaseerd op de hoogte van een kwikkolom in een barometer. 760 mm Hg is gelijk aan de standaard atmosfeerdruk op zeeniveau. | | Torr | Torr is een eenheid voor druk die gelijk is aan millimeter kwik (mm Hg). 1 Torr is dus gelijk aan 1 mm Hg en wordt vaak gebruikt in vacuümmetingen. | | Atmosfeer (atm) | Atmosfeer (atm) is een standaardeenheid voor druk die ongeveer gelijk is aan de gemiddelde atmosfeerdruk op zeeniveau. 1 atm is gedefinieerd als 760 mmHg of 101325 Pa. | | Bar | Bar is een eenheid voor druk die gelijk is aan 100.000 Pascal. Het is een veelgebruikte eenheid in meteorologie en technische toepassingen. 1 bar is iets minder dan 1 atm. | | Manometer | Een manometer is een instrument dat wordt gebruikt om de druk van een gas in een container te meten. Het werkt door het drukverschil te meten tussen het gas en de omgevingsdruk, vaak met behulp van een kwikkolom. | | Chemische binding | Een kracht die atomen aan elkaar bindt om moleculen of verbindingen te vormen, voornamelijk door interacties tussen elektronen. | | Covalente binding | Een chemische binding die ontstaat wanneer twee atomen elektronen met elkaar delen, waardoor een stabiele moleculaire structuur ontstaat. | | Gedeeld elektronenpaar | Twee elektronen die door twee atomen worden gedeeld om een covalente binding te vormen, waardoor beide atomen een stabielere elektronenconfiguratie bereiken. | | Molecule | Een neutrale groep van twee of meer atomen die door covalente bindingen aan elkaar zijn gebonden en die de kleinste eenheid van een chemische verbinding vormen. | | Chemische formule | Een notatie die de chemische samenstelling van een stof weergeeft door middel van symbolen voor elementen en cijfers om de verhouding van de atomen aan te geven. | | Structuurformule | Een grafische weergave van de moleculaire structuur die de rangschikking van atomen en de bindingen daartussen toont. | | Ball-and-stick model | Een moleculair model dat atomen voorstelt als bollen en covalente bindingen als stokken die de bollen verbinden, om de structuur en hoeken te visualiseren. | | Space-filling model | Een moleculair model dat de globale vorm van een molecuul weergeeft door de relatieve grootte van atomen en hun ruimtelijke arrangement te tonen, zonder expliciet de bindingen te visualiseren. | | Ionische binding | Een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen tegengesteld geladen ionen, gevormd door de overdracht van elektronen van een metaal naar een niet-metaal. | | Overdracht van elektronen | Het proces waarbij een atoom één of meer elektronen afstaat aan een ander atoom, wat leidt tot de vorming van ionen en een ionische binding. | | Kation | Een positief geladen ion dat ontstaat wanneer een neutraal atoom elektronen afstaat. | | Anion | Een negatief geladen ion dat ontstaat wanneer een neutraal atoom elektronen opneemt. | | Eigenlijke opbrengst | De gemeten hoeveelheid reactieproduct die na de voltooiing van een chemische reactie wordt verkregen. Dit is de werkelijke hoeveelheid product die wordt geïsoleerd. | | Procentuele opbrengst | De verhouding van de eigenlijke opbrengst tot de theoretische opbrengst, uitgedrukt als een percentage. Het geeft aan hoe efficiënt een reactie is verlopen. De formule is: `% opbrengst = (eigenlijke opbrengst / theoretische opbrengst) * 100%`. | | Reagens in overmaat | Een reagens dat in een chemische reactie in een grotere hoeveelheid aanwezig is dan nodig is om volledig te reageren met het limiterende reagens. Een deel van dit reagens blijft na de reactie over. | | Molmassa | De massa van één mol van een stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol). Het is de som van de atoommassa's van alle atomen in een molecuul of formule-eenheid. | | Fysische grootheid | Een eigenschap die beschreven wordt aan de hand van een meting. De waarde van een grootheid wordt steeds gegeven door een getalwaarde met zijn eenheid. | | Lengte | De afstand tussen twee punten. De definitie van 1 meter is de afstand die het licht aflegt in vacuüm gedurende 1/299.792.458 seconde. | | Kinetische energie | De energie die een object bezit vanwege zijn beweging. Het wordt berekend met de formule $E_k = \frac{1}{2}mv^2$. | | Potentiële energie | De in een systeem opgeslagen energie, die kan worden omgezet in kinetische energie. Voorbeelden zijn gravitatie-energie ($E_p = mgh$) en elektrostatische potentiële energie. |

# Mécanismes de substitution nucléophile, électrophile et radicalaire Cette section aborde les trois principales voies de réactions de substitution en chimie organique: nucléophile (SN1, SN2), électrophile (SE) et radicalaire (SR), en détaillant leurs mécanismes, les facteurs qui les influencent et des exemples concrets [11](#page=11). ### 1.1. Substitution nucléophile (SN) La substitution nucléophile est une réaction où une espèce riche en électrons, appelée nucléophile, attaque un site déficient en électrons et remplace un groupe partant, appelé nucléofuge [11](#page=11). > **Schéma général :** > $R-X + Nu^- \rightarrow R-Nu + X^-$ [11](#page=11). > où $R-X$ est le substrat, $Nu^-$ est le nucléophile et $X$ est le groupe partant (nucléofuge). Elle peut suivre deux mécanismes principaux: SN1 et SN2 [11](#page=11). #### 1.1.1. Substitution nucléophile d'ordre 1 (SN1) Le mécanisme SN1 se déroule en deux étapes distinctes [11](#page=11): 1. **Étape lente (départ du groupe partant):** La liaison carbone-groupe partant se rompt de manière hétérolytique, formant un carbocation intermédiaire. Cette étape est la plus lente et donc déterminante pour la vitesse de la réaction [11](#page=11) [6](#page=6). * Exemple : La dissociation du bromure de tert-butyle en présence d'eau forme un carbocation tertiaire. $$ (CH_3)_3C-Br \xrightarrow{lent} (CH_3)_3C^+ + Br^- $$ [11](#page=11). 2. **Étape rapide (attaque du nucléophile):** Le nucléophile attaque le carbocation pour former le produit final [11](#page=11). * Exemple : L'eau, agissant comme nucléophile, attaque le carbocation tertiaire pour former l'alcool correspondant. $$ (CH_3)_3C^+ + H_2O \xrightarrow{rapide} (CH_3)_3C-OH_2^+ $$ [11](#page=11). $$ (CH_3)_3C-OH_2^+ \rightarrow (CH_3)_3C-OH + H^+ $$ [11](#page=11). * **Cinétique :** La vitesse de la réaction SN1 ne dépend que de la concentration du substrat, car la formation du carbocation est l'étape limitante. La loi de vitesse est donc : $v = k[substrat]$ [10](#page=10). La réaction est monomoléculaire et d'ordre 1 [10](#page=10). * **Facteurs influençant la SN1 :** * **Classe de substrat:** Les substrats formant des carbocations stables sont les plus réactifs. L'ordre de stabilité est: tertiaire (CIII+) > secondaire (CII+) > primaire (CI+) > primaire nul (Cnullaire*) [10](#page=10). * **Nucléofuge:** Un bon nucléofuge (groupe partant) favorise la réaction. Plus la liaison carbone-groupe partant est polarisable, plus le départ est facilité. L'ordre de réactivité est TsO⁻ > I⁻ > Br⁻ > Cl⁻ > F⁻ > HO⁻ [9](#page=9). * **Nucléophile:** La nature du nucléophile a peu d'influence sur la vitesse, car il n'intervient pas dans l'étape lente [10](#page=10). * **Solvant:** Les solvants polaires protiques (eau, éthanol) favorisent la SN1 car ils stabilisent le carbocation intermédiaire par solvatation et facilitent la rupture du groupe partant [9](#page=9). * **Stéréochimie:** La réaction SN1 conduit à un mélange racémique (racémisation) car l'attaque du nucléophile sur le carbocation plan peut se faire des deux côtés, produisant un mélange des énantiomères R et S sans préférence [10](#page=10). > **Exemple:** La substitution d'un halogénure d'alkyle tertiaire par l'eau [11](#page=11). #### 1.1.2. Substitution nucléophile d'ordre 2 (SN2) Le mécanisme SN2 est une réaction concertée, se déroulant en une seule étape où le substrat et le nucléophile réagissent simultanément [7](#page=7) [9](#page=9). > **Mécanisme :** > 1. **Attaque du nucléophile:** Le nucléophile attaque le carbone portant le groupe partant du côté opposé à celui-ci [7](#page=7). > 2. **Formation du complexe activé:** À l'état de transition, la liaison C-Nu commence à se former tandis que la liaison C-X commence à se rompre. Le carbone est momentanément pentacoordonné [7](#page=7). > 3. **Dissociation du groupe partant:** La liaison C-X se rompt complètement, le groupe partant s'éloigne avec son doublet d'électrons, et la nouvelle liaison C-Nu est complètement formée [7](#page=7). * **Cinétique :** La vitesse de la réaction SN2 dépend des concentrations du substrat et du nucléophile : $v = k[substrat][Nucléophile]$ [7](#page=7). La réaction est bimoléculaire et d'ordre 2 [7](#page=7). * **Facteurs influençant la SN2 :** * **Classe de substrat:** L'encombrement stérique autour du carbone porteur du groupe partant est crucial. Les substrats primaires et nuls (méthyle) sont les plus réactifs, tandis que les tertiaires sont peu réactifs ou n'en font pas. L'ordre de réactivité est: nul (Cnullaire) > primaire (CI) > secondaire (CII) >> tertiaire (CIII) [7](#page=7). * **Nucléofuge:** Comme pour la SN1, un bon nucléofuge accélère la réaction. L'ordre de réactivité est TsO⁻ > I⁻ > Br⁻ > Cl⁻ > F⁻ > HO⁻ [7](#page=7) [9](#page=9). * **Nucléophile:** Les nucléophiles chargés (anions) sont généralement plus réactifs que les nucléophiles neutres, car ils possèdent une densité électronique plus élevée. Exemples de nucléophiles forts: HO⁻, RO⁻, CN⁻, I⁻. Exemples de nucléophiles faibles: H₂O, ROH, NH₃ [13](#page=13) [7](#page=7). * **Solvant:** Les solvants polaires aprotiques (acétone, DMSO, DMF) favorisent la SN2 en ne solvatant pas fortement le nucléophile, le rendant ainsi plus réactif [7](#page=7). * **Stéréochimie:** Si le carbone est asymétrique, la réaction SN2 conduit à une inversion de configuration (inversion de Walden). Un seul énantiomère est formé, ce qui rend la réaction stéréospécifique [7](#page=7). > **Exemple:** La substitution du bromométhane par un ion hydroxyde [13](#page=13). > $CH_3Cl + NaOH \rightarrow CH_3OH + NaCl$ [13](#page=13). ### 1.2. Réactions de substitution électrophile (SE) La substitution électrophile est une réaction où un électrophile (espèce déficiente en électrons) remplace un groupe, souvent un atome d'hydrogène, sur un composé riche en électrons. La forme la plus courante est la substitution électrophile aromatique (SEa) [8](#page=8). > **Réactifs électrophiles:** Cations (H⁺, NO₂⁺, CH₃⁺) ou molécules polarisées (Br₂, SO₃, CO₂) [13](#page=13). Dans les cycles aromatiques, les électrons π confèrent un caractère nucléophile, favorisant l'attaque par un électrophile. Ces réactions sont souvent catalysées par des acides forts (H₂SO₄, H₃PO₄) ou des acides de Lewis (AlCl₃, FeCl₃) [8](#page=8). > **Mécanisme :** > 1. **Formation du complexe π (étape lente):** L'électrophile attaque le cycle aromatique, formant un intermédiaire instable appelé intermédiaire de Wheland. Cette étape est lente et déterminante [8](#page=8). > $$ \text{Benzène} + E^+ \xrightarrow{lent} \text{Intermédiaire de Wheland} $$ [8](#page=8). > 2. **Régénération de l'aromaticité (étape rapide):** Le système aromatique est restauré par la perte d'un proton (H⁺), souvent arraché par une base (B) [8](#page=8). > $$ \text{Intermédiaire de Wheland} + B \xrightarrow{rapide} \text{Produit substitué} + BH^+ $$ [8](#page=8). ### 1.3. Réactions de substitution radicalaire (SR) Les réactions radicalaires impliquent des espèces possédant un électron célibataire, appelées radicaux libres, qui sont très réactives. Ces mécanismes se déroulent généralement en trois étapes: initiation, propagation et terminaison. Bien que le document fournisse des exemples de radicaux libres (Cl•, CH₃•), il ne détaille pas le mécanisme de substitution radicalaire dans les pages spécifiées [13](#page=13). ### 1.4. Effets électroniques dans les réactions de substitution Les effets électroniques jouent un rôle important dans la stabilité des intermédiaires et la réactivité des molécules [16](#page=16). #### 1.4.1. Effet inductif (I) L'effet inductif est la transmission de la polarisation d'une liaison σ à travers une chaîne moléculaire par déplacement d'électrons le long de cette liaison. Il existe deux types [16](#page=16): * **Effet inductif donneur (+I):** Les groupements ayant une électronégativité inférieure à celle du carbone repoussent les électrons (ex: -CH₃, -C₂H₅) [16](#page=16). * **Effet inductif attracteur (-I):** Les groupements ayant une électronégativité supérieure à celle du carbone attirent les électrons (ex: -F, -Cl, -OH, -NO₂) [16](#page=16). L'effet inductif diminue rapidement avec la distance [17](#page=17). * **Influence sur l'acidité:** Les effets attracteurs (-I) renforcent l'acidité en stabilisant la charge négative de l'anion formé, tandis que les effets donneurs (+I) la diminuent [17](#page=17). > **Exemple:** L'acide chloroacétique (pKa=2.8) est plus acide que l'acide acétique (pKa=4.75) en raison de l'effet attracteur du chlore [17](#page=17). * **Influence sur la basicité:** Les effets attracteurs (-I) réduisent la basicité, tandis que les effets donneurs (+I) l'augmentent en influençant la densité électronique sur l'atome accepteur de proton [17](#page=17). --- # Réactions d'addition et d'élimination Ce chapitre traite des mécanismes fondamentaux des réactions d'addition et d'élimination, en détaillant leurs types, leurs facteurs influençant et leurs stéréochimies. ### 2.1 Réactions d'addition Les réactions d'addition surviennent principalement sur les alcènes et les alcynes, et se divisent en deux catégories principales: celles se déroulant en milieu ionique et celles en milieu radicalaire [5](#page=5). #### 2.1.1 Addition en milieu ionique Ce mécanisme est régi par la **règle de Markovnikov**. L'addition débute par l'attaque d'un proton (H+) sur le carbone du double lien le moins substitué, conduisant à la formation du carbocation le plus stable. Par la suite, l'halogène (X) s'additionne sur le carbone le plus substitué [5](#page=5). > **Exemple :** > CH₃-CH=CH₂ + HBr → CH₃-CHBr-CH₃ [5](#page=5). #### 2.1.2 Addition en milieu radicalaire En présence de peroxydes ou sous l'action de la lumière, l'addition suit un mécanisme radicalaire, obéissant à la **règle anti-Markovnikov** ou **effet Karasch**. Dans ce cas, l'halogène s'ajoute en premier sur le carbone le moins substitué, suivi de l'hydrogène, ce qui aboutit à la formation du radical le plus stable [5](#page=5). > **Exemple :** > CH₂=CH-CH₃ + HBr (en présence de peroxydes) → CH₂Br-CH₂-CH₃ [5](#page=5). ### 2.2 Réactions d'élimination Les réactions d'élimination sont l'inverse des réactions d'addition. Elles impliquent la perte d'atomes ou de groupes d'atomes du substrat, menant à la formation d'une ou plusieurs liaisons pi. Ces réactions sont souvent favorisées par la chaleur. Elles peuvent suivre deux mécanismes principaux: l'élimination de premier ordre (E1) et l'élimination de deuxième ordre (E2) [5](#page=5) [6](#page=6). #### 2.2.1 Elimination de premier ordre (E1) Le mécanisme E1 est un processus en deux étapes [6](#page=6): 1. **Formation du carbocation (étape lente, déterminante de la vitesse)**: Similaire au mécanisme SN1, le groupe partant (X) se détache du substrat par rupture hétérolytique de la liaison C-X. Cela génère un carbocation intermédiaire. C'est l'étape limitante de la réaction [6](#page=6). 2. **Formation de la double liaison (étape rapide)**: Une base (B⁻) arrache un proton (H⁺) situé sur le carbone ß du carbocation. Les électrons de la liaison C-H se réarrangent pour former une liaison pi, créant ainsi une double liaison. Cette étape est rapide car elle stabilise la molécule [6](#page=6). La réaction E1 suit un mécanisme unimoléculaire, le composé halogéné étant le seul réactif impliqué dans l'étape déterminante. La loi de vitesse pour la réaction E1 est [6](#page=6): $$v = k[RX]$$ [6](#page=6). Cela indique que la vitesse de la réaction dépend uniquement de la concentration du substrat (RX) et suit une cinétique de premier ordre [6](#page=6). **Facteurs influençant E1** : * **Carbone portant le groupement partant**: La vitesse d'une réaction E1 augmente des halogénures primaires vers les tertiaires. En pratique, seuls les halogénures tertiaires et certains halogénures secondaires réagissent selon un mécanisme E1, et cela uniquement en présence d'une base faible ou peu forte, à faible concentration [2](#page=2). * **Nucléofuge**: La réaction E1 est fortement influencée par la nature du nucléofuge. Plus le groupe partant est efficace, plus la réaction est rapide. La rupture de la liaison C-X étant l'étape clé, une liaison plus polarisable sera plus facile à rompre. L'ordre de labilité du groupement partant est: F < Cl < Br < I [2](#page=2). * **Base**: La réaction E1 nécessite une base de Brønsted capable de capter un proton en ß. Elle est d'autant plus favorisée que la base utilisée est faiblement basique. Des exemples de bases faibles incluent H₂O et RCOO⁻ [2](#page=2) [4](#page=4). * **Solvant**: La vitesse de la réaction E1 augmente avec la polarité du solvant. Un solvant polaire stabilise davantage le carbocation, facilitant la première étape. Les solvants couramment utilisés pour les réactions E1 sont polaires protiques, tels que H₂O ou ROH [4](#page=4). La présence d'un carbocation (ou la libre rotation autour de la liaison C-C) dans le mécanisme E1 rend cette réaction ni stéréospécifique ni stéréosélective, car elle peut conduire à la formation de deux alcènes différents [2](#page=2). #### 2.2.2 Elimination de deuxième ordre (E2) Le mécanisme E2, similaire au mécanisme SN2, se déroule en une seule étape sans formation d'intermédiaire. La base arrache un hydrogène sur le carbone ß au moment où le groupe partant se libère, formant ainsi une double liaison [4](#page=4). Il s'agit d'un mécanisme bimoléculaire où la base et le substrat sont tous deux impliqués dans le complexe activé. La loi de vitesse de la réaction est [4](#page=4): $$v = k[RX][Nu^-]$$ [4](#page=4). L'élimination de HX dans le mécanisme E2 est une **élimination anti**, ce qui signifie que l'atome d'hydrogène (H) et le groupe partant (X) doivent être positionnés de part et d'autre de la liaison C-C, en configuration trans et avec un angle de 180° entre eux (conformation antipériplanaire). Par conséquent, la réaction d'élimination E2 est stéréospécifique [4](#page=4). > **Exemple :** > L'élimination de HX dans le mécanisme E2 [6](#page=6). > [6](#page=6). > (Note: A visual representation would ideally be inserted here, demonstrating the anti-periplanar arrangement. Since I cannot generate images, a textual description is provided.) **Facteurs influençant E2** : * **Facilité de l'élimination**: La facilité de l'élimination dans un mécanisme E2 diminue des halogénoalcanes tertiaires aux primaires, bien que la variation relative de la vitesse soit faible. L'élimination est favorisée lorsque la base ou le substrat est encombré. Dans ces cas, la base a du mal à atteindre le carbone portant l'halogène, mais peut facilement attaquer l'hydrogène en ß [1](#page=1). * **Nucléofuge**: La réaction d'élimination est directement liée à la facilité de rupture de la liaison C-X [1](#page=1). * **Base**: La base déclenche l'attaque; une base forte est donc nécessaire pour initier la réaction. Expérimentalement, la vitesse de réaction augmente avec la force de la base (par exemple, NH₂⁻ réagit plus rapidement que EtO⁻, qui réagit plus vite que HO⁻) [1](#page=1). * **Solvant**: Une augmentation de la polarité du solvant favorise la stabilisation de l'état initial, mais pas de l'état de transition, ce qui augmente l'énergie d'activation et réduit la vitesse de réaction. Les solvants typiquement utilisés pour les réactions E2 sont des solvants polaires aprotiques, tels que le DMF ou le DMSO [1](#page=1). > **Tip:** Comprendre la différence entre les mécanismes E1 (deux étapes, carbocation intermédiaire, non stéréospécifique) et E2 (une étape, concertée, stéréospécifique anti) est crucial pour prédire les produits et les conditions de réaction. > **Tip:** Les réactions d'élimination sont souvent compétitives avec les réactions de substitution. Les conditions de réaction (force de la base, solvant, température) déterminent quelle voie réactionnelle sera favorisée. Les bases fortes et les températures élevées favorisent généralement l'élimination. --- # Stéréoisomérie et nomenclature Voici une synthèse sur la stéréoisomérie et la nomenclature, axée sur les pages 18 à 39 du document fourni. ## 3. Stéréoisomérie et nomenclature Ce chapitre aborde les différents types d'isomères qui partagent la même formule brute mais diffèrent par leur arrangement spatial ou leur connectivité, en se concentrant sur la stéréoisomérie et les règles de nomenclature IUPAC. ### 3.1 Représentation des structures spatiales Pour visualiser et décrire les molécules tridimensionnelles, plusieurs conventions sont utilisées : * **Représentation perspective**: Met en évidence les liaisons carbone-carbone pour visualiser l'ensemble des liaisons des atomes de carbone voisins [29](#page=29). * **Représentation de Cram**: Utilise des traits pleins pour les liaisons dans le plan, des triangles pleins pour les liaisons en avant du plan, et des triangles hachurés pour les liaisons en arrière du plan [29](#page=29). * **Représentation de Newman**: S'obtient en observant la molécule selon l'axe d'une liaison simple C-C entre deux atomes de carbone voisins [29](#page=29). * **Représentation de Fischer**: Les liaisons verticales sont en arrière du plan, les liaisons horizontales sont en avant du plan. La chaîne carbonée principale est verticale, numérotée de haut en bas [29](#page=29). ### 3.2 Isomérie de constitution Les isomères de constitution diffèrent par la connectivité de leurs atomes [28](#page=28). * **Isomérie de chaîne**: Les atomes de carbone ont une disposition différente dans la chaîne carbonée [28](#page=28). * Exemple: C₄H₁₀ (butane et 2-méthylpropane) [28](#page=28). * **Isomérie de position**: La position d'une fonction chimique diffère [28](#page=28). * Exemple: C₄H₁₀O (butan-1-ol et butan-2-ol) [28](#page=28). * **Isomérie de fonction**: La fonction chimique diffère [28](#page=28). * Exemple: C₄H₈O (butan-2-one et butanal) [28](#page=28). ### 3.3 Stéréoisomérie Les stéréoisomères ont la même formule développée plane mais des arrangements spatiaux différents. Ils ne sont pas interconvertibles par simple rotation autour d'une liaison simple; une rupture de liaison est nécessaire pour passer d'une configuration à l'autre. Il existe deux principaux types: l'isomérie de conformation et l'isomérie de configuration [25](#page=25) [28](#page=28). #### 3.3.1 Isomérie de conformation Elle concerne les isomères qui diffèrent par la rotation autour d'une liaison simple C-C. Ces isomères, appelés conformères, ne nécessitent pas de rupture de liaison pour être interconvertis [27](#page=27). * **Exemple du butane**: Les conformations varient en fonction de l'angle de torsion autour de la liaison C-C, allant de la conformation éclipsée à la conformation décalée anti, la plus stable en raison de la moindre gêne stérique [27](#page=27). * L'ordre de stabilité est: anti > gauche > éclipsée > éclipsée (0°) [27](#page=27). * **Stabilité des conformations**: La gêne stérique et, dans certains cas, les liaisons hydrogène intramoléculaires influencent la stabilité [26](#page=26) [27](#page=27). * Dans le cas du Cl-CH₂-CH₂-OH, la conformation décalée gauche est plus stable que la conformation anti en raison d'une liaison hydrogène intramoléculaire [26](#page=26). #### 3.3.2 Isomérie de configuration Les stéréoisomères de configuration diffèrent par l'arrangement spatial des groupes, sans pouvoir être interconvertis par simple rotation autour d'une liaison simple. On distingue [25](#page=25): ##### 3.3.2.1 Énantiomères (isomères optiques) Les énantiomères sont des molécules images l'une de l'autre dans un miroir, mais qui ne sont pas superposables [25](#page=25). * **Chiralité**: C'est la propriété d'un objet non superposable à son image dans un miroir, comme une main gauche et une main droite [25](#page=25). * Une molécule est chirale si elle ne possède pas de plan ou de centre de symétrie et contient au moins un carbone asymétrique [25](#page=25). * **Carbone asymétrique (C*)**: Un atome de carbone tétragonal lié à quatre atomes ou groupes d'atomes différents [25](#page=25). * Exemple: Un carbone lié à H, Br, Cl, CH₃ est asymétrique [25](#page=25). * **Propriétés des énantiomères**: Ils possèdent généralement les mêmes propriétés physico-chimiques (températures de fusion/ébullition, masse volumique) sauf leur activité optique [24](#page=24). * **Activité optique** : Les molécules chirales dévient le plan de polarisation de la lumière polarisée plane. * Enantiomère dextrogyre (d) ou (+): dévie vers la droite [24](#page=24). * Enantiomère lévogyre (l) ou (-): dévie vers la gauche [24](#page=24). * **Mélange racémique**: Contient des quantités égales des deux énantiomères, rendant le mélange optiquement inactif car les effets s'annulent [24](#page=24) [25](#page=25). ##### 3.3.2.2 Configuration absolue (R/S) La configuration absolue décrit l'arrangement spatial exact des groupes autour d'un centre chiral, selon les règles de Cahn-Ingold-Prelog (CIP) [24](#page=24). * **Règles CIP pour la priorité des substituants** : 1. Les atomes directement liés à l'atome central ("atomes de rang 1") sont classés par ordre décroissant de numéro atomique (Z) [24](#page=24). * Exemple: Br (Z=35) > Cl (Z=17) > O (Z=8) > N (Z=7) > C (Z=6) > H (Z=1) [24](#page=24). 2. Si les atomes de rang 1 sont identiques, on compare les atomes de rang 2, puis de rang 3, etc., jusqu'à trouver une différence [23](#page=23). 3. Les liaisons multiples sont considérées comme des liaisons simples équivalentes (ex: liaison double C=O est traitée comme C lié à deux O) [23](#page=23). * **Détermination de la configuration R/S** : 1. Observer la molécule selon l'axe C*-4 [23](#page=23). 2. Classer les groupes selon les règles CIP: 1 > 2 > 3 > 4 [23](#page=23). 3. Si le chemin 1 → 2 → 3 suit le sens des aiguilles d'une montre, la configuration est R. Si le chemin est inverse, c'est S [23](#page=23). * **Convention pour le groupe de priorité 4** : * Si le groupe de priorité 4 est en position verticale (arrière), le sens de rotation 1 → 2 → 3 donne directement la configuration [22](#page=22). * Si le groupe de priorité 4 est en position horizontale (avant), le sens de rotation 1 → 2 → 3 correspond à l'inverse de la configuration absolue [22](#page=22). * **Méthode des permutations**: Effectuer deux permutations pour placer le plus petit substituant à l'arrière [22](#page=22) [23](#page=23). ##### 3.3.2.3 Diastéréoisomères Les diastéréoisomères sont des stéréoisomères de configuration qui ne sont ni superposables ni images l'un de l'autre dans un miroir. Ils possèdent des propriétés physiques et chimiques différentes. La diastéréoisomérie peut être due à une double liaison ou à l'existence de plusieurs carbones asymétriques [22](#page=22). * **Molécules avec plusieurs carbones asymétriques (C*)**: Une molécule à n carbones asymétriques peut avoir jusqu'à 2ⁿ stéréoisomères. La présence d'un élément de symétrie peut réduire ce nombre [19](#page=19). * Pour n=2, il peut y avoir jusqu'à 4 stéréoisomères: (R,R), (S,R), (R,S), (S,S) [19](#page=19). * Si la molécule possède un plan de symétrie, elle peut présenter 3 stéréoisomères: 2 énantiomères et 1 forme méso (achirale et optiquement inactive) [19](#page=19). * Un **composé méso** possède un plan ou un centre de symétrie [19](#page=19). * Exemple: Les isomères de l'acide tartrique montrent 3 stéréoisomères au total, dont une forme méso [19](#page=19). * **Isomérie géométrique Z/E (cis/trans)**: Due à l'impossibilité de rotation autour d'une double liaison C=C ou C=N, si chaque atome de la double liaison porte deux groupements différents [21](#page=21). * **Règles CIP pour Z/E** : * **Z (zusammen)**: Les groupements prioritaires (selon CIP) sont du même côté de la double liaison [21](#page=21). * **E (entgegen)**: Les groupements prioritaires sont de part et d'autre de la double liaison [21](#page=21). * **Remarque sur l'isomérie géométrique** : * Si 4 substituants différents, utilisation de Z/E [20](#page=20). * Si 2 substituants identiques sur un des atomes de la double liaison, il n'y a pas d'isomérie géométrique (ni Z, ni E) [20](#page=20). * Pour une double liaison C=N, le doublet d'électrons est un substituant de priorité nulle [20](#page=20). #### 3.3.3 Détermination L/D La configuration L/D se détermine sur la représentation de Fischer [18](#page=18). * **Pour un sucre** : * L: groupe -OH le plus éloigné de la fonction la plus oxydée est à gauche [18](#page=18). * D: groupe -OH le plus éloigné de la fonction la plus oxydée est à droite [18](#page=18). * **Pour un acide aminé** : * L: groupe -NH₂ à gauche [18](#page=18). * D: groupe -NH₂ à droite [18](#page=18). ### 3.4 Nomenclature IUPAC des composés organiques L'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (IUPAC) a établi des règles systématiques pour nommer les composés organiques, garantissant une communication scientifique précise [39](#page=39). #### 3.4.1 Hydrocarbures * **Hydrocarbures saturés (Alcanes)**: Composés uniquement de liaisons simples C-C, formule générale CnH₂n+₂ [39](#page=39). * **Alcanes linéaires**: Chaîne continue sans ramifications. Nomenclature: Préfixe (nombre d'atomes de carbone) + "-ane" [39](#page=39). * Exemples: Méthane (C1), Éthane (C2), Propane (C3), Butane (C4), etc. [39](#page=39). * **Alcanes ramifiés**: Contiennent une chaîne principale avec des ramifications (groupes alkyles terminés par "-yle") [39](#page=39). * **Règles IUPAC pour les alcanes ramifiés** [38](#page=38): 1. Identifier la chaîne principale la plus longue. 2. Numéroter la chaîne pour donner les indices les plus bas aux ramifications. 3. Utiliser la terminaison "-yl" pour les radicaux alkyles. 4. Classer les substituants par ordre alphabétique. 5. Utiliser des préfixes multiplicateurs (di-, tri-, etc.) pour les substituants répétés. Les termes multiplicateurs n'entrent pas dans l'ordre alphabétique [38](#page=38). * Exemple: 5-éthyl-2,4-diméthyloctane [38](#page=38). * **Hydrocarbures insaturés** : Contiennent des doubles ou triples liaisons. * **Alcènes (C=C)**: Contiennent une ou plusieurs doubles liaisons, formule brute CnH₂n [38](#page=38). * **Alcènes linéaires**: Préfixe (nombre de C) + "-ène" [38](#page=38). * Exemple: Hex-2-ène [38](#page=38). * **Alcènes ramifiés**: Les ramifications terminent par "-ényle" [37](#page=37). * Exemple: prop-2-ényle [37](#page=37). * **Alcynes (C≡C)**: Contiennent une ou plusieurs triples liaisons, formule brute CnH₂n-₂ [37](#page=37). * **Alcynes linéaires**: Préfixe (nombre de C) + "-yne" [37](#page=37). * Exemple: pent-2-yne [37](#page=37). * **Alcynes ramifiés**: Les ramifications terminent par "-ynyle" [37](#page=37). * Exemple: propynyle [37](#page=37). * **Hydrocarbures avec double et triple liaison**: La terminaison est "-ényne". La double liaison est prioritaire pour la numérotation (indice le plus bas) [36](#page=36). * Exemple: hept-1-én-5-yne [36](#page=36). * **Hydrocarbures cycliques** : * **Cyclanes (Cycloalcanes)**: Formant un cycle. Préfixe "cyclo-" + "-ane" [36](#page=36). * Exemple: Cyclohexane, cyclopentane [36](#page=36). * Si la chaîne linéaire est plus longue que le cycle, le cycle est une ramification nommée en "-yle" [36](#page=36). * **Alcènes cycliques**: Préfixe "cyclo-" + "-ène" avec indice de position [35](#page=35). * Exemple: Cyclobutène, cyclohexa-1,3-diène [35](#page=35). * **Composés bicycliques** : * **Non spiro**: Préfixe "bicyclo-" suivi du nombre d'atomes dans chaque branche (sans les têtes de pont), classés du plus grand au plus petit, entre crochets [35](#page=35). * Exemple: bicyclo[3.1.1]heptane [35](#page=35). * **Spiro**: Préfixe "spiro[x y]", où x et y sont le nombre d'atomes dans les cycles hors atome spiro, x étant le plus petit cycle [35](#page=35). * Exemple: spiro[4.5]décane [35](#page=35). * **Hydrocarbures aromatiques cycliques**: Possèdent des doubles liaisons alternées dans un cycle et (4n+2) électrons π. Le benzène est le plus simple [35](#page=35). * Noms non systématiques courants: toluène, styrène, naphtalène [34](#page=34). * Substituants aromatiques ramifiés: ortho, méta, para pour les positions relatives sur le benzène. Phényle, benzyle sont des noms de radicaux usuels [34](#page=34). #### 3.4.2 Groupes fonctionnels Les groupes fonctionnels sont classés par ordre de priorité pour la numérotation de la chaîne principale [33](#page=33). * **Ordre de priorité (du plus prioritaire au moins prioritaire)** [33](#page=33): 1. Acides Carboxyliques (-COOH) : suffixe "-oïque" ; préfixe "carboxy-" 2. Esters (-COOR') : suffixe "-oate de R'" ; préfixe "carboalkoxy-" 3. Halogénures d'acyle (-COX) : suffixe "-yle halogénure" ; préfixe "halogénoformyle-" 4. Amides (-CONH₂) : suffixe "-amide" ; préfixe "aminoformyle-" 5. Nitriles (-CN) : suffixe "-nitrile" ; préfixe "cyano-" 6. Aldéhydes (-CHO) : suffixe "-al" ; préfixe "formyle-" 7. Cétones (-COR) : suffixe "-one" ; préfixe "oxo-" 8. Alcools (-OH) : suffixe "-ol" ; préfixe "hydroxy-" 9. Amines (-NH₂) : suffixe "-amine" ; préfixe "amino-" 10. Éthers (-O-R') : suffixe "-éther" (ou nom de la chaîne avec substituant alkoxy-) ; préfixe "alkoxy-" (ou "oxyde de") 11. Groupe Nitro (-NO₂) : suffixe (aucun) ; préfixe "nitro-" 12. Halogénures d'alkyle (-X) : suffixe (aucun) ; préfixe "halogéno-" * **Exemples de nomenclature pour divers groupes fonctionnels** : * Acide 7-méthyldécanoïque [32](#page=32). * Acide 3-carboxyhexanedioïque [32](#page=32). * Pentanoate de méthyle [32](#page=32). * Acide 3-carbométhoxypropanoïque [32](#page=32). * Chlorure d'hexanoyle [32](#page=32). * Acide 6-chloroformylhexanoïque [32](#page=32). * Hexanamide [32](#page=32). * Acide 6-aminoformylhexanoïque [32](#page=32). * Acide 4-cyanopentanoïque [31](#page=31). * Hexanal [31](#page=31). * Acide 6-formylhexanoïque [31](#page=31). * Nonan-5-one [31](#page=31). * Acide 6-oxodécanoïque [31](#page=31). * Octan-3-ol [31](#page=31). * 5-hydroxyheptanal [31](#page=31). * Heptan-2-amine [31](#page=31). * Acide 3-aminopentanoïque [31](#page=31). * 2-propoxyéthanol (éther et alcool) [30](#page=30). * 3-nitrohexane (groupe nitro) [30](#page=30). * Acide 4-nitroheptanoïque (acide carboxylique et groupe nitro) [30](#page=30). * Acide 5-bromohexanoïque (halogénure d'alkyle) [30](#page=30). * 2-bromo-5-chloroheptane (halogénures d'alkyle) [30](#page=30). * Propoxybutane (éther) [30](#page=30). > **Tip:** La maîtrise de la nomenclature IUPAC est cruciale pour la communication scientifique en chimie organique. Assurez-vous de bien connaître l'ordre de priorité des fonctions et les règles d'identification de la chaîne principale et des substituants. > **Tip:** Pour les configurations R/S et Z/E, entraînez-vous à appliquer les règles CIP sur différents exemples. La visualisation spatiale et la maîtrise des conventions de représentation (Fischer, Newman) sont des atouts majeurs. --- # Effets électroniques et influence sur l'acidité/basicité Les effets électroniques, inductifs et mésomères, jouent un rôle crucial dans la modulation des propriétés acido-basiques des molécules organiques en influençant la distribution électronique et la stabilité des espèces intermédiaires. ### 4.1 Types d'effets électroniques Les molécules sont constituées d'atomes liés par des liaisons $\sigma$ ou $\pi$, formant des régions riches en électrons mobiles qui peuvent se déplacer sous l'influence d'autres atomes ou groupes atomiques. On distingue deux types principaux d'effets électroniques [16](#page=16): #### 4.1.1 L'effet inductif (I) L'effet inductif est la transmission d'une polarisation électronique le long d'une liaison $\sigma$. Il est dû à la différence d'électronégativité entre les atomes impliqués dans une liaison [16](#page=16). * **Effet inductif donneur (+I)**: Exercé par des atomes ou groupes d'atomes dont l'électronégativité est inférieure à celle du carbone. Ces groupes repoussent les électrons le long de la liaison $\sigma$ [16](#page=16). * Exemples: Li, Na, Mg, CH$_{3}$, C$_{2}$H$_{5}$ [16](#page=16). * **Effet inductif attracteur (-I)**: Exercé par des atomes ou groupes d'atomes dont l'électronégativité est supérieure à celle du carbone. Ces groupes attirent les électrons le long de la liaison $\sigma$ [16](#page=16). * Exemples: F, Cl, Br, OH, NH$_{2}$, CN, NO$_{2}$ [16](#page=16). > **Tip:** L'effet inductif attracteur ou donneur diminue rapidement avec la distance [17](#page=17). #### 4.1.2 L'effet mésomère (M) L'effet mésomère est exercé par un atome ou un groupe d'atomes qui attire ou repousse les électrons participant à la conjugaison, entraînant un déplacement du nuage électronique. Ce déplacement provoque l'apparition de sites excédentaires ou déficitaires en densité électronique au sein de la molécule [15](#page=15). * **Effet mésomère donneur (+M)**: Les groupes mésomères donneurs possèdent un doublet non liant et, en fournissant des électrons, ils créent des charges négatives sur le reste de la molécule. Ils enrichissent la molécule en électrons, augmentant la densité électronique dans certaines régions [15](#page=15). * Exemples: Halogènes, OH, NH$_{2}$ [15](#page=15). * **Effet mésomère attracteur (-M)**: Les groupes mésomères attracteurs génèrent des charges positives sur le reste de la molécule, appauvrissant ainsi la molécule en électrons et la rendant plus déficitaire en densité électronique [14](#page=14). * Exemples: NO$_{2}$, CO, COOH, CN [14](#page=14). > **Tip:** Lorsque des effets inductifs et mésomères de signes opposés coexistent dans une même molécule, l'effet mésomère prédomine toujours [14](#page=14). ### 4.2 Influence sur l'acidité L'acidité d'une molécule est liée à sa capacité à céder un proton (H$^+$). Les effets électroniques influencent la stabilité de la base conjuguée formée après la dissociation du proton. #### 4.2.1 Influence de l'effet inductif sur l'acidité * **Effet inductif attracteur (-I)**: Renforce l'acidité. En attirant les électrons, un groupe électronégatif stabilise la charge négative formée sur un atome (par exemple, l'oxygène dans un acide carboxylique), ce qui facilite la dissociation du proton [17](#page=17). * Exemple: La présence de chlore (effet -I) sur un acide carboxylique augmente son acidité par rapport à un acide carboxylique sans substituant, en rendant le proton plus facilement arrachable [17](#page=17). * Acide carboxylique sans substituant: pKa = 4,75 [17](#page=17). * Acide carboxylique avec effet +I du CH$_{3}$: pKa = 3,8 [17](#page=17). * Acide carboxylique avec effet -I du Chlore: pKa = 2,8 [17](#page=17). * **Effet inductif donneur (+I)**: Diminue l'acidité. Un groupe électrodonneur repousse les électrons, ce qui rend la dissociation du proton plus difficile [17](#page=17). #### 4.2.2 Influence de l'effet mésomère sur l'acidité Les groupes électroattracteurs sur un noyau aromatique, comme un phényle, rendent la liaison O-H plus pauvre en électrons, facilitant ainsi sa rupture et diminuant la valeur du pKa (augmentant l'acidité). Inversement, un groupe électrodonneur augmente la densité électronique sur l'oxygène, rendant la rupture de la liaison O-H plus difficile et augmentant le pKa (diminuant l'acidité) [14](#page=14). * Exemples de pKa pour des phénols substitués : * Phénol avec substituant -M NO$_{2}$: pKa = 8,56 [14](#page=14). * Phénol avec substituant -M COCH$_{3}$: pKa = 8,79 [14](#page=14). * Phénol avec substituant -M CN: pKa = 8,24 [14](#page=14). * Phénol avec substituant -I/M -NH$_{3}^{+}$: pKa = 8,08 [14](#page=14). * Phénol sans substituant: pKa = 10,25 [14](#page=14). * Phénol avec substituant +M OCH$_{3}$: pKa = 10,86 [14](#page=14). * Phénol avec substituant +I CH$_{3}$: pKa = 11,28 [14](#page=14). ### 4.3 Influence sur la basicité La basicité d'une molécule est liée à sa capacité à accepter un proton (H$^+$), souvent via un doublet libre. Les effets électroniques influencent la disponibilité de ce doublet libre et la stabilité de l'espèce protonée (cation). #### 4.3.1 Influence de l'effet inductif sur la basicité * **Effet inductif attracteur (-I)**: Réduit la basicité. Un groupe attracteur retire des électrons de l'atome basique (ex. azote), diminuant sa capacité à accepter un proton [17](#page=17). * **Effet inductif donneur (+I)**: Augmente la basicité. Un groupe donneur augmente la densité électronique autour de l'atome basique, facilitant son acceptation d'un proton. Les groupes alkyles, par leur effet inductif donneur (+I), rendent les amines plus basiques que les atomes d'hydrogène en augmentant la densité électronique sur l'azote et en stabilisant l'ion ammonium formé [15](#page=15) [17](#page=17). #### 4.3.2 Influence de l'effet mésomère sur la basicité L'influence de l'effet mésomère sur la basicité est similaire à celle sur l'acidité, mais avec un effet inversé [12](#page=12). * **Groupes électrodonneurs (+M)**: Augmentent la basicité en augmentant la densité électronique et en renforçant le doublet libre de l'atome d'azote, facilitant l'acceptation d'un proton [12](#page=12). * Exemple: La présence d'un groupement méthoxy (OCH$_{3}$), qui est un groupement à effet mésomère donneur (+M), augmente la densité électronique sur le noyau aromatique, ce qui renforce le doublet libre de l'azote. La basicité de l'amine augmente, entraînant un pKa supérieur à celui de l'aniline [12](#page=12). * **Groupes électroattracteurs (-M)**: Diminuent la basicité en diminuant la densité électronique du noyau aromatique et en affaiblissant le doublet libre de l'atome d'azote, rendant l'acceptation d'un proton plus difficile [12](#page=12). * Exemple: La présence d'un groupement nitro (NO$_{2}$), qui est un groupement à effet mésomère attracteur (-M), diminue la densité électronique sur le noyau aromatique, ce qui affaiblit le doublet libre de l'azote. La basicité de l'amine diminue, entraînant un pKa inférieur à celui de l'aniline [12](#page=12). * Exemples de pKa pour des amines aromatiques : * Aniline avec substituant +M OCH$_{3}$: pKa = 5,36 [12](#page=12). * Aniline: pKa = 4,61 [12](#page=12). * Aniline avec substituant -M NO$_{2}$: pKa = 1,01 [12](#page=12). --- ## Erreurs courantes à éviter - Révisez tous les sujets en profondeur avant les examens - Portez attention aux formules et définitions clés - Pratiquez avec les exemples fournis dans chaque section - Ne mémorisez pas sans comprendre les concepts sous-jacents

| Terme | Définition | |------|------------| | Nucléofuge | Un groupe partant qui est une espèce riche en électrons, capable de se détacher d'une molécule en emportant un doublet d'électrons. Sa labilité influence la vitesse des réactions de substitution et d'élimination. | | Carbocation | Un ion moléculaire portant une charge positive sur un atome de carbone, souvent formé comme intermédiaire dans les réactions SN1 et E1. Sa stabilité est cruciale pour ces mécanismes. | | Base de Brönsted | Une espèce chimique capable d'accepter un proton (H+). Dans les réactions d'élimination, la base arrache un proton en position bêta par rapport au groupe partant. | | Solvant polaire aprotique | Un solvant qui possède une polarité élevée mais ne contient pas d'atomes d'hydrogène directement liés à des atomes très électronégatifs (comme O ou N) et qui ne peut donc pas donner de protons. Ces solvants favorisent les réactions SN2 en solvatant faiblement les anions. | | Rupture homolytique | La rupture d'une liaison chimique où chaque atome impliqué reçoit un électron de la paire liante, formant ainsi deux radicaux libres. C'est le mécanisme d'initiation des réactions radicalaires. | | Radicaux libres | Des espèces chimiques possédant un électron célibataire, ce qui les rend très réactives. Ils sont impliqués dans les réactions radicalaires, souvent par des mécanismes en chaîne. | | Intermédiaire de Wheland | Un complexe sigma (ou complexe de Wheland) est un intermédiaire dans les réactions de substitution électrophile aromatique, formé lorsque l'électrophile attaque le cycle aromatique. Il est délocalisé et moins stable que le système aromatique. | | Stéréospécificité | Une réaction est stéréospécifique si les stéréoisomères des réactifs mènent à des stéréoisomères spécifiques des produits. Par exemple, l'élimination E2 est stéréospécifique. | | Stéréosélectivité | Une réaction est stéréosélective si elle conduit préférentiellement à un stéréoisomère particulier parmi plusieurs possibles. Le mécanisme E1 n'est ni stéréospécifique ni stéréosélectif. | | Mélange racémique | Un mélange équimolaire de deux énantiomères d'une substance chirale. Il est optiquement inactif car les pouvoirs rotatoires des deux énantiomères s'annulent mutuellement. | | Chiralité | Propriété d'un objet (molécule) qui n'est pas superposable à son image dans un miroir. Les molécules chirales possèdent généralement au moins un centre stéréogène (carbone asymétrique). | | Carbone asymétrique (C*) | Un atome de carbone tétragonal lié à quatre substituants différents. La présence de carbones asymétriques est une condition nécessaire (mais pas suffisante) à la chiralité d'une molécule. | | Effet inductif (+I/-I) | Transmission de polarisation électronique le long d'une liaison sigma (σ) sous l'influence de la différence d'électronégativité entre atomes. L'effet inductif donneur (+I) repousse les électrons, tandis que l'effet attracteur (-I) les attire. | | Effet mésomère (+M/-M) | Délocalisation d'électrons π (pi) dans un système conjugué. L'effet mésomère donneur (+M) enrichit la molécule en électrons, tandis que l'effet attracteur (-M) l'appauvrit. | | Activité optique | Propriété des substances chirales de faire tourner le plan de la lumière polarisée. Les énantiomères dextrogyres (+) et lévogyres (-) font tourner le plan dans des directions opposées. | | Nomenclature IUPAC | Système de règles établi par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée pour nommer systématiquement les composés chimiques, garantissant une communication scientifique précise. | | Isomérie de constitution | Type d'isomérie où les isomères ont la même formule brute mais diffèrent par la connectivité de leurs atomes (isomérie de chaîne, de position, de fonction). | | Isomérie de configuration | Type d'isomérie où les isomères ont la même formule brute et la même connectivité, mais diffèrent par l'arrangement spatial de leurs atomes (énantiomères, diastéréoisomères). Ils ne sont pas interconvertibles par rotation libre autour d'une liaison simple. | | Conformation | Arrangement spatial des atomes dans une molécule résultant de la rotation autour d'une liaison simple. Les différentes conformations d'une même molécule sont appelées conformères et sont interconvertibles par simple rotation. | | Élimination anti-périplanaire | Configuration requise pour l'élimination E2, où l'atome d'hydrogène et le groupe partant sont opposés et coplanaires par rapport à la liaison C-C, avec un angle de 180°. |

# Grundlagen der Redoxreaktionen 11. Grundlagen der Redoxreaktionen Dieses Thema behandelt die grundlegenden Prinzipien von Redoxreaktionen, einschliesslich der Definitionen von Oxidation und Reduktion, der Rolle von Oxidations- und Reduktionsmitteln sowie der Aufstellung von Redoxgleichungen [1](#page=1). ## 1. Redoxvorgänge Redoxreaktionen sind eng miteinander verknüpfte chemische Reaktionen, bei denen Elektronen übertragen werden. Diese Reaktionen sind in der belebten Natur weit verbreitet und spielen eine Schlüsselrolle bei Prozessen wie Atmung und Photosynthese [1](#page=1). ### 1.1 Definition von Oxidation und Reduktion * **Oxidation:** Bezeichnet die Abgabe von Elektronen durch ein atomares oder molekulares Teilchen [1](#page=1). * **Reduktion:** Bezeichnet die Aufnahme von Elektronen durch ein atomares oder molekulares Teilchen [1](#page=1). Die allgemeine gekoppelte Redoxreaktion lässt sich wie folgt darstellen: $$ A_{red} \rightleftharpoons A_{ox} + n e^- $$ (Oxidation) [1](#page=1). $$ n e^- + B_{ox} \rightleftharpoons B_{red} $$ (Reduktion) [1](#page=1). Gesamtreaktion: $$ A_{red} + B_{ox} \rightleftharpoons A_{ox} + B_{red} $$ [1](#page=1). > **Merksatz:** «Ein Teilchen oxidiert, wenn Elektronen es verliert. Bei Reduktion wird umgekehrt, die Elektronenzahl vermehrt.» [1](#page=1). ### 1.2 Oxidations- und Reduktionsmittel * **Reduktionsmittel:** Die Verbindung, welche oxidiert wird, da sie Elektronen für den gekoppelten Reduktionsprozess liefert [1](#page=1). * **Oxidationsmittel:** Die Verbindung, welche reduziert wird, da sie Elektronen von der zu oxidierenden Verbindung «entzieht» [1](#page=1). > **Wichtig:** Oxidations- und Reduktionsmittel sind nicht absolut, sondern relativ zueinander definiert. Ihre Rolle hängt vom Reaktionspartner ab [1](#page=1). **Beispiel:** Bei der Reaktion von Iodid-Ionen ($I^-$) mit Chlor ($Cl_2$): $Cl_2$ wirkt als Oxidationsmittel, da es Elektronen von $I^-$ aufnimmt und zu $Cl^-$ reduziert wird. $I^-$ wirkt als Reduktionsmittel, da es Elektronen an $Cl_2$ abgibt und zu $I_2$ oxidiert wird [1](#page=1). * Halbreaktion Oxidation: $2 I^- \rightarrow I_2 + 2 e^-$ [1](#page=1). * Halbreaktion Reduktion: $Cl_2 + 2 e^- \rightarrow 2 Cl^-$ [1](#page=1). * Gesamtreaktion: $2 I^- + Cl_2 \rightarrow I_2 + 2 Cl^-$ [1](#page=1). ### 1.3 Elektrolyse und Elektroden Elektronen können nicht nur direkt übertragen werden, sondern auch mithilfe elektrischen Stroms. Dieser Vorgang wird als Elektrolyse bezeichnet. Bei der Elektrolyse können Oxidation und Reduktion räumlich getrennt an Elektroden stattfinden [2](#page=2): * **Anode:** Positiv geladene Elektrode, an der die **Oxidation** stattfindet. Anionen wandern zur Anode und werden dort oxidiert [2](#page=2). * **Kathode:** Negativ geladene Elektrode, an der die **Reduktion** stattfindet. Kationen wandern zur Kathode und werden dort reduziert [2](#page=2). > **Merksatz:** RED CAT AN OX (REDuktion an der CAThode, OXidation an der ANode) [1](#page=1) [2](#page=2). Elektrolysen können in Schmelzen oder Lösungen durchgeführt werden und sind essentiell für die Herstellung von Metallen (z.B. Aluminium) oder die Gewinnung von Chemikalien (z.B. Chlor, Natronlauge) [2](#page=2). > **Beispiel:** Die Elektrolyse von Wasser spaltet Wasser in Wasserstoff ($H_2$) und Sauerstoff ($O_2$) [2](#page=2). > * An der Kathode (Reduktion): $2 H_2O + 2 e^- \rightarrow H_2 + 2 OH^-$ (in neutralem/basischem Medium) oder $2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2$ (in saurem Medium) [2](#page=2). > * An der Anode (Oxidation): $2 H_2O \rightarrow O_2 + 4 H^+ + 4 e^-$ (in neutralem/saurem Medium) oder $4 OH^- \rightarrow O_2 + 2 H_2O + 4 e^-$ (in basischem Medium) [2](#page=2). ### 1.4 Oxidationszahlen zur Beschreibung von Redoxvorgängen Oxidationszahlen sind unerlässlich für die Beschreibung und das Verständnis von Redoxvorgängen. Sie geben an, wie stark ein Atom in einer Verbindung oxidiert oder reduziert ist, und erleichtern das Nachvollziehen von Elektronenverschiebungen. Die Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen sind in Abschnitt 4.2.1.d (nicht im Auszug enthalten) weiter ausgeführt [2](#page=2). ### 1.5 Aufstellung von Redoxgleichungen Die Aufstellung von Redoxgleichungen erfolgt schrittweise, wobei die tatsächliche Reaktionsweise in einzelnen Schritten nebensächlich ist [3](#page=3): 1. **Bestimmung der Oxidationszahlen:** Ermittlung der Oxidationszahlen aller beteiligten Atome [3](#page=3). 2. **Aufstellen von Halbreaktionen:** Formale Zerlegung der Gesamtreaktion in eine Elektronenabgabe (Oxidation) und eine Elektronenaufnahme (Reduktion). Diese Teilreaktionen können mit $H_2O$, $H^+$ oder $OH^-$ ausgeglichen werden [3](#page=3). 3. **Ausgleich der Elektronenzahl:** Wahl von Koeffizienten für die beiden Halbreaktionen, sodass die Anzahl der übertragenen Elektronen in beiden übereinstimmt [3](#page=3). 4. **Summierung der Halbreaktionen:** Addieren der ausgeglichenen Halbreaktionen zur Bruttogleichung [3](#page=3). 5. **Kontrolle:** Überprüfung, ob die Gesamtladung und die Anzahl der Atome auf Edukt- und Produktseite gleich sind [3](#page=3). > **Besonderheiten bei Reaktionen in wässriger Lösung:** > * Formal höher geladene Kationen treten nicht frei auf, sondern sind mit Sauerstoff verbunden (z.B. $NO_3^-$ für $N^{+V}$, $MnO_4^-$ für $Mn^{+VII}$) [3](#page=3). > * Der Sauerstoff von Verbindungen, die formal $O^{2-}$ enthalten, wird je nach pH-Wert zu $H_2O$ oder $OH^-$ umgewandelt, da das freie $O^{2-}$ Ion in Wasser nicht stabil ist [3](#page=3). **Beispiel für die Aufstellung einer Redoxgleichung (Fe²⁺ + MnO₄⁻):** [3](#page=3). * **Edukte:** $Fe^{2+}$ (gelb), $MnO_4^-$ (violett) * **Produkte:** $Fe^{3+}$ (farblos), $Mn^{2+}$ (farblos) 1. Oxidationszahlen: $Fe$ von +II auf +III; $Mn$ von +VII in $MnO_4^-$ auf +II in $Mn^{2+}$. 2. Halbreaktionen: * Oxidation: $Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-$ [3](#page=3). * Reduktion: $MnO_4^- + 8 H^+ + 5 e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O$ [3](#page=3). 3. Elektronenzahl ausgleichen: Die Oxidations-Halbreaktion wird mit 5 multipliziert. * $5 Fe^{2+} \rightarrow 5 Fe^{3+} + 5 e^-$ * $MnO_4^- + 8 H^+ + 5 e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O$ 4. Summierung: $MnO_4^- + 8 H^+ + 5 Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O + 5 Fe^{3+}$ [3](#page=3). ### 1.6 Redoxäquivalentgewicht und Redoxäquivalente * **Redoxäquivalentgewicht:** Definiert als das Molekulargewicht geteilt durch die Anzahl der Wechsel-Elektronen ($n(e^-)$) [3](#page=3). $$ \text{Redoxäquivalentgewicht} = \frac{\text{Molekulargewicht}}{n(e^-)} $$ [3](#page=3). Beispiel: Für $KMnO_4$ mit $M_r = 158.9 \, g/mol$ und $n(e^-) = 5$ (bei Reduktion zu $Mn^{2+}$) beträgt das Redoxäquivalentgewicht $31.78 \, g/mol$ [3](#page=3). * **Redoxäquivalente (Normale):** Bezeichnet die Anzahl der Mol multipliziert mit der Anzahl der Wechsel-Elektronen. Dies ist wichtig für die Berechnung von Normalitäten [3](#page=3). $$ \text{Redoxäquivalente} = n \cdot n(e^-) $$ [3](#page=3). Beispiel: Eine 0.1 M $KMnO_4$-Lösung ist entsprechend der obigen Halbreaktion 0.5 N (Normal) [3](#page=3). > **Vergleich:** 1 M $HCl$ = 1 N ($H^+$), 1 M $H_2SO_4$ = 2 N ($H^+$) [3](#page=3). --- # Elektrochemische Zellen und Potentiale Dieses Thema befasst sich mit der Funktionsweise elektrochemischer Zellen, insbesondere galvanischer Zellen und Brennstoffzellen, sowie mit der Beschreibung von Standardpotentialen, der Nernstschen Gleichung und der Abhängigkeit von Redoxpotentialen vom pH-Wert. ### 2.1 Elektrochemische zellen (galvanische zellen) Elektrochemische Zellen, auch galvanische Zellen oder galvanische Elemente genannt, wandeln chemische Energie in elektrische Energie um und können somit als Stromquelle dienen. Luigi Galvani entdeckte zufällig, dass bei Kontakt zwischen verschiedenen Metallen und lebendem Gewebe (wie Froschschenkeln) eine elektrische Wirkung auftritt, was als Grundlage für die spätere Entwicklung von Alessandro Volta diente [4](#page=4). Redoxreaktionen, die immer aus zwei Halbreaktionen bestehen (Oxidation und Reduktion), sind das Kernprinzip elektrochemischer Zellen. Die relative Fähigkeit eines Atoms, Moleküls oder Ions, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben, wird als Redoxpotential bezeichnet [4](#page=4). Ein klassisches Beispiel ist das Daniell-Element, das die Reaktion zwischen Zink und Kupfer nutzt [4](#page=4). * **Oxidations-Halbzelle:** $Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2 \, e^-$ [5](#page=5). * **Reduktions-Halbzelle:** $Cu^{2+}(aq) + 2 \, e^- \rightarrow Cu(s)$ [5](#page=5). In einer Anordnung, bei der jede Elektrode in eine 1 M Lösung ihrer entsprechenden Ionen eingetaucht ist (genauer gesagt, die Aktivität der Lösungen muss 1 sein), kann eine Potentialdifferenz von $1.10 \, V$ gemessen werden [4](#page=4). Ein weiteres praktisches Beispiel ist der Bleiakkumulator (in Autobatterien) [5](#page=5): * **Anode (Entladen):** $Pb(s) + SO_4^{2-}(aq) \rightarrow PbSO_4(s) + 2 \, e^-$ [5](#page=5). * **Kathode (Entladen):** $PbO_2(s) + 4 \, H^+(aq) + 2 \, e^- + SO_4^{2-}(aq) \rightarrow PbSO_4(s) + 2 \, H_2O(l)$ [5](#page=5). Die Potentialdifferenz eines einzelnen Bleiakkumulators beträgt ca. $2 \, V$. Mehrere Zellen in Reihe geschaltet erhöhen die Gesamtspannung [5](#page=5). #### 2.1.1 Brennstoffzellen Brennstoffzellen wandeln die Energie aus der Oxidation von Gasen wie Wasserstoff ($H_2$), Kohlenmonoxid ($CO$) oder Methan ($CH_4$) direkt in elektrische Energie um [5](#page=5). In einer typischen alkalischen Brennstoffzelle werden $H_2$ und $O_2$ durch poröse Elektroden in konzentrierte wässrige Lösungen von $NaOH$ oder $KOH$ geleitet. Die Elektroden enthalten Katalysatoren [5](#page=5). * **Anode (Oxidation):** $2 \, H_2(g) + 4 \, OH^-(aq) \rightarrow 4 \, H_2O(l) + 4 \, e^-$ [6](#page=6). * **Kathode (Reduktion):** $O_2(g) + 2 \, H_2O(l) + 4 \, e^- \rightarrow 4 \, OH^-(aq)$ [6](#page=6). * **Gesamtreaktion:** $2 \, H_2(g) + O_2(g) \rightarrow 2 \, H_2O(l)$ [6](#page=6). Diese Zellen werden oft bei erhöhter Temperatur betrieben, damit das entstehende Wasser verdampft. Der Wirkungsgrad liegt zwischen $40-60\%$ [6](#page=6). Eine andere Art ist die PEM (Proton Exchange Membrane) Brennstoffzelle, bei der Protonen ($H^+$) durch die Membran transportiert werden [6](#page=6). * **Anode:** $H_2 \rightarrow 2 \, H^+ + 2 \, e^-$ [6](#page=6). * **Kathode:** $\frac{1}{2} \, O_2 + 2 \, H^+ + 2 \, e^- \rightarrow H_2O$ [6](#page=6). ### 2.2 Standardpotentiale und die Nernstsche Gleichung Um die Potentiale elektrochemischer Zellen systematisch vergleichen zu können, wird ein Bezugssystem benötigt. Als Nullpunkt wurde willkürlich das Potential der **Standard-Wasserstoff-Elektrode (SHE)** gewählt [7](#page=7). Für die SHE gilt unter Standardbedingungen ($p(H_2) = 1.013 \, \text{bar}$, $T = 298 \, K$ ($25^\circ C$), und $[H^+] = 1 \, M$ oder Aktivität von 1) die Halbzellenreaktion: $2 \, H^+(aq) + 2 \, e^- \rightleftharpoons H_2(g)$ [7](#page=7). mit einem Standardpotential von $E^0 = 0.000 \, V$ [7](#page=7). Wenn eine andere Halbzelle mit der SHE verbunden wird, kann die Potentialdifferenz gemessen werden. Die Standardpotentiale werden typischerweise als **Standard-Reduktionspotentiale** in Tabellen aufgeführt [7](#page=7). #### 2.2.1 Standardpotentialdifferenz Die Differenz der Standardpotentiale zwischen zwei Halbzellen, bezeichnet als Standardpotentialdifferenz $\Delta E^0$, entspricht der messbaren Spannung einer galvanischen Zelle unter Standardbedingungen. Sie wird berechnet als [8](#page=8): $$ \Delta E^0 = E^0_{\text{Red}} - E^0_{\text{Ox}} $$ [8](#page=8). wobei $E^0_{\text{Red}}$ das Standardpotential der Reduktionshalbzelle und $E^0_{\text{Ox}}$ das Standardpotential der Oxidationshalbzelle ist [8](#page=8). **Tabelle einiger Standardreduktionspotentiale (Auszug):** [8](#page=8). | Redoxsystem | Reduzierter Stoff | $E^0$ (Volt) | Oxidierter Stoff | | :----------------------------------------------------- | :---------------- | :----------- | :--------------- | | $Li^+ + e^- \rightleftharpoons Li$ | $Li$ | -3.05 | $Li^+$ | | $Zn^{2+} + 2 \, e^- \rightleftharpoons Zn$ | $Zn$ | -0.763 | $Zn^{2+}$ | | $2 \, H^+ + 2 \, e^- \rightleftharpoons H_2(g)$ | $H_2(g)$ | 0.000 | $H^+$ | | $Cu^{2+} + 2 \, e^- \rightleftharpoons Cu$ | $Cu$ | 0.337 | $Cu^{2+}$ | | $Ag^+ + e^- \rightleftharpoons Ag$ | $Ag$ | 0.799 | $Ag^+$ | | $Cl_2 + 2 \, e^- \rightleftharpoons 2 \, Cl^-$ | $2 \, Cl^-$ | 1.359 | $Cl_2$ | | $F_2 + 2 \, e^- \rightleftharpoons 2 \, F^-$ | $2 \, F^-$ | 2.65 | $F_2$ | Metalle mit Standardreduktionspotentialen $< 0$ (unedle Metalle) können sich in nicht-oxidierenden starken Säuren auflösen [8](#page=8). Für das Daniell-Element ergibt sich: $\Delta E^0 = 0.337 \, V - (-0.763 \, V) = 1.100 \, V$ [8](#page=8). #### 2.2.2 Nernstsche Gleichung Da die meisten chemischen Reaktionen nicht unter Standardbedingungen ablaufen (Konzentrationen sind oft nicht $1 \, M$), werden die gültigen Halbzellen-Reduktionspotentiale mit der Nernstschen Gleichung ermittelt. Für eine allgemeine Redoxreaktion $a \, \text{Ox} + n \, e^- \rightleftharpoons b \, \text{Red}$ gilt [9](#page=9): $$ E = E^0 + \frac{R \cdot T}{n \cdot F} \ln \frac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]} $$ [9](#page=9). wobei $R$ die ideale Gaskonstante, $T$ die absolute Temperatur, $n$ die Zahl der übertragenen Elektronen und $F$ die Faraday-Konstante ist [9](#page=9). Bei $25^\circ C$ ($298 \, K$) vereinfacht sich die Gleichung zu: $$ E = E^0 + \frac{0.05916}{n} \log \frac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]} $$ [9](#page=9). Die Faraday-Konstante $F$ ist die Ladungsmenge von 1 mol Elektronen ($F \approx 96'500 \, C \cdot mol^{-1}$) [9](#page=9). **Anmerkungen zur Nernstschen Gleichung:** [9](#page=9). * **Für Metalle:** Die Aktivität des reinen Metalls ist konstant und wird in das Standardpotential $E^0$ einbezogen. Die Gleichung vereinfacht sich zu $E = E^0 + \frac{0.05916}{n} \log [M^{n+}]$ [9](#page=9). * **Bei heterogenen Redoxgleichgewichten:** Die Konzentration von Festkörpern ist konstant und beeinflusst das Potential nicht direkt. * **In Halbzellen mit verschiedenen Ionen desselben Elements:** Es werden inerte Elektroden verwendet (z.B. Pt). Für $Fe^{3+} + e^- \rightleftharpoons Fe^{2+}$, mit $E^0 = 0.77 \, V$, gilt: $E = E^0 + 0.06 \log \frac{[Fe^{3+}]}{[Fe^{2+}]}$ [9](#page=9). * **Komplexere Halbzellen:** Das Redoxpotential hängt von den Konzentrationen aller beteiligten Spezies ab. Die Konzentration von $H_2O$ in wässrigen Lösungen wird als konstant angenommen [10](#page=10). Für $NO_3^- + 3 \, H^+ + 2 \, e^- \rightleftharpoons HNO_2 + H_2O$ gilt: $E = E^0 + 0.06 \log \frac{[NO_3^-][H^+]^3}{[HNO_2]}$ [10](#page=10). **Beispiel zur Anwendung der Nernstschen Gleichung:** Berechnen Sie die Potentialdifferenz zwischen zwei Cu-Elektroden in Lösungen mit $Cu^{2+}$-Konzentrationen von $0.1 \, M$ bzw. $0.01 \, M$ ($E^0_{Cu^{2+}/Cu} = 0.34 \, V$) [10](#page=10). Für $Cu^{2+} + 2 \, e^- \rightleftharpoons Cu$: 1. $[Cu^{2+}] = 0.1 \, M$: $E_1 = 0.34 \, V + \frac{0.05916}{2} \log(0.1) = 0.34 \, V + 0.03 \cdot (-1) = 0.31 \, V$ [10](#page=10). 2. $[Cu^{2+}] = 0.01 \, M$: $E_2 = 0.34 \, V + \frac{0.05916}{2} \log(0.01) = 0.34 \, V + 0.03 \cdot (-2) = 0.28 \, V$ [10](#page=10). Die Potentialdifferenz $\Delta E = E_1 - E_2 = 0.31 \, V - 0.28 \, V = 0.03 \, V$ [10](#page=10). ### 2.3 Prinzip der potentiometrischen pH-Messung und Abhängigkeit des Potentials vom pH Potentiometrische pH-Messungen basieren auf der Konzentrationsabhängigkeit des Potentials, insbesondere der $H^+$-Konzentration [10](#page=10). Für die Wasserstoff-Elektrode ($p(H_2) = 1.013 \, \text{bar}$, Pt-Stab, $T = 298 \, K$) gilt die Beziehung: $$ E = E^0 + \frac{0.06}{2} \log \frac{1}{[H^+]^2} $$ [10](#page=10). Da $E^0 = 0 \, V$ für die SHE, vereinfacht sich dies zu: $$ E = -0.06 \log [H^+] = 0.06 \, \text{pH} $$ [10](#page=10). Dies zeigt, dass das Potential direkt proportional zum pH-Wert ist [10](#page=10). **Einfluss des pH-Werts auf das Reduktionspotential von Wasserstoff:** [11](#page=11). Ändert sich der pH-Wert einer Lösung von 0 auf 14, ändert sich das Potential der Wasserstoff-Elektrode wie folgt: * pH = 0: $E = 0 \, V$ [11](#page=11). * pH = 7: $E = 0.06 \cdot 7 = 0.42 \, V$ (Anmerkung: Die Berechnung im Dokument führt zu $-0.42V$ durch $\log[H^+]$ statt $pH$, hier wurde die Formel $E = -0.06 \log[H^+]$ angewendet, die bei $pH=7$ zu $E = -0.06 \cdot (-7) = 0.42V$ führt) [11](#page=11). * pH = 14: $E = 0.06 \cdot 14 = 0.84 \, V$ [11](#page=11). Dies bedeutet, dass Wasserstoff in basischem Milieu ein stärkeres Reduktionsmittel wird, da die $H^+$-Konzentration sinkt und Wasserstoff leichter oxidiert wird [11](#page=11). #### 2.3.1 Reaktionen von Metallen mit Wasser oder Säure Metalle mit einem negativen Standardreduktionspotential ($E^0 < 0$) stehen in der Spannungsreihe oberhalb von Wasserstoff und reagieren mit wässrigen Säuren wie $HCl$ unter $H_2$-Entwicklung [11](#page=11). Beispiel: $Zn(s) + 2 \, H^+(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + H_2(g)$ [11](#page=11). Metalle mit positivem $E^0$ lösen sich nicht in $HCl$ [11](#page=11). Für Wasser bei pH 7 ($[H^+] = 10^{-7} \, M$) beträgt das Potential $E = -0.414 \, V$. Metalle mit $E^0_{M^{n+}/M} < -0.414 \, V$ reagieren mit Wasser [11](#page=11): Beispiel: $K(s) + H_2O(l) \rightarrow K^+(aq) + OH^-(aq) + \frac{1}{2} \, H_2(g)$ [11](#page=11). Einige Metalle, wie Aluminium, können durch die Ausbildung einer Oxidschutzschicht passiviert werden und reagieren dann nicht mehr [11](#page=11). Metalle mit $E^0 > 0$ benötigen oxidierende Säuren wie $HNO_3$ zum Auflösen, da $H^+$ allein nicht ausreicht [12](#page=12). Beispiel für Silber in $HNO_3$: $3 \, Ag(s) + NO_3^-(aq) + 4 \, H^+(aq) \rightarrow 3 \, Ag^+(aq) + NO(g) + 2 \, H_2O(l)$ [12](#page=12). ### 2.4 Beeinflussung von Redoxreaktionen durch Folgereaktionen Die Reaktionsrichtung von Redoxreaktionen kann durch Folgereaktionen wie Fällung oder Komplexbildung beeinflusst werden [13](#page=13). Beispiel: Die Reaktion zwischen $Cu^{2+}$ und $I^-$ [13](#page=13). * $Cu^{2+} + e^- \rightleftharpoons Cu^+$, $E^0 = 0.17 \, V$ [13](#page=13). * $\frac{1}{2} \, I_2 + e^- \rightleftharpoons I^-$, $E^0 = 0.53 \, V$ [13](#page=13). Nach den Standardpotentialen sollte $Cu^{2+}$ nicht mit $I^-$ reagieren. Jedoch verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts aufgrund der Fällung von Kupfer(I)-iodid ($CuI$): $Cu^{2+} + I^- \rightarrow Cu^+ + \frac{1}{2} \, I_2$ [13](#page=13). $Cu^+ + I^- \rightarrow CuI(s)$ [13](#page=13). Da $Cu^+$ als $CuI$ aus der Lösung entfernt wird, wird die erste Reaktion begünstigt [13](#page=13). Zink ist in alkalischem Milieu ein besseres Reduktionsmittel als im Sauren, da die $Zn^{2+}$-Ionen als $[Zn(OH)_4]^{2-}$-Komplexe maskiert werden, was die Konzentration an freiem $Zn^{2+}$ stark reduziert. Dies beeinflusst das Potential entsprechend der Nernstschen Gleichung [13](#page=13). > **Tip:** Achten Sie bei der Anwendung von Standardpotentialen als Faustregel für die Reaktionsrichtung darauf, ob Folgereaktionen (wie Fällung oder Komplexbildung) auftreten, die das Gleichgewicht stark verschieben können. > **Tip:** Die Abhängigkeit von Redoxpotentialen vom pH-Wert ist entscheidend für das Verständnis von Reaktionen in wässrigen Lösungen. Ein höherer pH-Wert (weniger $H^+$) führt oft zu einer höheren Reduktionskraft für einige Systeme, während er die Oxidationskraft anderer verringert. --- # Thermodynamik von Redoxreaktionen und Gleichgewichte Dieser Abschnitt untersucht die Verbindung zwischen Potentialdifferenzen und der freien Enthalpie sowie die Lage von Redoxgleichgewichten, einschliesslich Disproportionierungs- und Komproportionierungsreaktionen [14](#page=14). ### 3.1 Verknüpfung von Potentialdifferenzen mit der freien Enthalpie Die Potentialdifferenz ($\Delta E$) einer Redoxreaktion ist direkt mit der Änderung der freien Enthalpie ($\Delta G$) verknüpft, was die thermodynamische Triebkraft der Reaktion angibt. Im Gleichgewicht ist die Potentialdifferenz Null, was bedeutet, dass die chemischen Potenziale der oxidierten und reduzierten Spezies auf beiden Seiten der Reaktion gleich sind [14](#page=14). Die Beziehung zwischen der Standard-Potentialdifferenz ($\Delta E^0$) und der Standard-Änderung der freien Enthalpie ($\Delta G^0$) wird durch die folgende Gleichung beschrieben: $$ \Delta G^0 = -n \cdot F \cdot \Delta E^0 $$ wobei: - $n$ die Anzahl der ausgetauschten Elektronen pro Mol der reagierenden Stoffe ist [14](#page=14). - $F$ die Faradaysche Konstante ist ($F \approx 96'500$ C $\cdot$ mol$^{-1}$) [14](#page=14). Die Standard-Änderung der freien Enthalpie ($\Delta G^0$) repräsentiert die maximale Arbeit, die ein chemisches System unter Standardbedingungen leisten kann, in diesem Fall die elektrische Transportarbeit ($\Delta E \cdot Q$) [14](#page=14). #### 3.1.1 Berechnung von Spannungsdifferenzen und unbekannten Standardpotentialen Das Verständnis der Beziehung zwischen $\Delta G^0$ und $\Delta E^0$ ermöglicht die Berechnung einer dieser Grössen, wenn die andere bekannt ist. > **Beispiel:** Die Änderung der freien Enthalpie für die Reaktion $\text{Cu}^{2+} + \text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$ beträgt $-212$ kJ pro Mol. Die Spannungsdifferenz $\Delta E^0$ (auch als elektromotorische Kraft, EMK, bezeichnet) kann wie folgt berechnet werden: > $$ \Delta E^0 = \frac{\Delta G^0}{n \cdot F} = \frac{-212'000 \text{ J/mol}}{2 \cdot 96'500 \text{ C/mol}} \approx -1.1 \text{ V} $$ > Beachten Sie, dass $\Delta G^0$ negativ ist, was eine spontane Reaktion anzeigt, und die Spannungsdifferenz $\Delta E^0$ positiv wäre, wenn die Reaktion in einem galvanischen Element abläuft. Der Text gibt $-212$ kJ pro Mol an, was eine spontane Reaktion bedeutet und $\Delta E^0$ positiv wäre. Wenn wir $-212'000$ J/mol verwenden, erhalten wir ein positives $\Delta E^0 \approx 1.1$ V [15](#page=15). Bei der Berechnung von Standardpotentialen für Reaktionen, die aus mehreren Teilreaktionen bestehen, können die Standardpotentiale selbst nicht direkt addiert werden, da sie intensive Grössen sind. Stattdessen müssen die entsprechenden Änderungen der freien Enthalpie ($\Delta G^0$) addiert werden. Diese addierten $\Delta G^0$-Werte können dann verwendet werden, um das Standardpotential der Gesamtreaktion zu berechnen. $$ \Delta G^0_{\text{gesamt}} = \sum \Delta G^0_{\text{Teilreaktion}} $$ $$ -n_{\text{gesamt}} \cdot F \cdot \Delta E^0_{\text{gesamt}} = \sum (-n_i \cdot F \cdot \Delta E^0_i) $$ $$ \Delta E^0_{\text{gesamt}} = \frac{\sum (n_i \cdot \Delta E^0_i)}{n_{\text{gesamt}}} $$ > **Beispiel:** Für die Berechnung von $\text{E}^0(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe})$ aus $\text{E}^0(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+})$ und $\text{E}^0(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe})$. > > $\text{Fe}^{3+} + \text{e}^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}$ $\text{E}^0_1 = 0.771$ V, $n_1 = 1$ [1](#page=1). > $\text{Fe}^{2+} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{Fe}$ $\text{E}^0_2 = -0.440$ V, $n_2 = 2$ [2](#page=2). > $\text{Fe}^{3+} + 3\text{e}^- \rightarrow \text{Fe}$ $\text{E}^0_3 =?$, $n_3 = 3$ [3](#page=3). > > Die Gesamtgleichung ergibt sich aus der Summe von und unter Berücksichtigung der Elektronenbilanz [1](#page=1) [2](#page=2) [3](#page=3). > > $\Delta G^0_3 = \Delta G^0_1 + \Delta G^0_2$ > > $-n_3 F E^0_3 = -n_1 F E^0_1 - n_2 F E^0_2$ > > $E^0_3 = \frac{n_1 E^0_1 + n_2 E^0_2}{n_3} = \frac{(1 \cdot 0.771 \text{ V}) + (2 \cdot (-0.440 \text{ V}))}{3} = \frac{0.771 - 0.880}{3} = \frac{-0.109}{3} \approx -0.036 \text{ V}$ [15](#page=15). ### 3.2 Lage von Redoxgleichgewichten Die Lage eines Redoxgleichgewichts, wie z.B. $\text{Fe}^{2+} + \text{Ce}^{4+} \rightleftharpoons \text{Fe}^{3+} + \text{Ce}^{3+}$, wird durch die Differenz zwischen den Standardpotentialen der beteiligten Redoxpaare bestimmt [16](#page=16). Als Faustregel gilt: Das stärkere Oxidationsmittel (höheres $\text{E}^0$) reagiert mit dem stärkeren Reduktionsmittel (niedrigeres $\text{E}^0$) [16](#page=16). Die Gleichgewichtskonstante ($K_{\text{GI}}$) einer Redoxreaktion kann aus der Standard-Potentialdifferenz berechnet werden: $$ \Delta E^0 = \frac{RT}{nF} \ln K_{\text{GI}} $$ oder umgeformt für Logarithmen zur Basis 10, unter der Annahme von $T \approx 298$ K: $$ \Delta E^0 \approx 0.059 \text{ V} \cdot \frac{1}{n} \log_{10} K_{\text{GI}} $$ $$ \log_{10} K_{\text{GI}} = \frac{n \cdot \Delta E^0}{0.059 \text{ V}} $$ $$ K_{\text{GI}} = 10^{\frac{n \cdot \Delta E^0}{0.059 \text{ V}}} $$ > **Beispiel:** Für die Reaktion $\text{Fe}^{2+} + \text{Ce}^{4+} \rightleftharpoons \text{Fe}^{3+} + \text{Ce}^{3+}$ mit $\text{E}^0(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = 0.7$ V und $\text{E}^0(\text{Ce}^{4+}/\text{Ce}^{3+}) = 1.4$ V. Hier reagiert das stärkere Oxidationsmittel $\text{Ce}^{4+}$ mit dem stärkeren Reduktionsmittel $\text{Fe}^{2+}$. > > $\Delta E^0 = \text{E}^0(\text{Ce}^{4+}/\text{Ce}^{3+}) - \text{E}^0(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}) = 1.4 \text{ V} - 0.7 \text{ V} = 0.7 \text{ V}$. > Mit $n=1$: > $$ K_{\text{GI}} = 10^{\frac{1 \cdot 0.7 \text{ V}}{0.059 \text{ V}}} \approx 10^{11.86} \approx 10^{12} $$ > Eine so grosse Gleichgewichtskonstante deutet darauf hin, dass die Reaktion stark nach rechts abläuft [16](#page=16). ### 3.3 Disproportionierung und Komproportionierung * **Disproportionierung:** Eine Redoxreaktion, bei der eine Spezies gleichzeitig oxidiert und reduziert wird [17](#page=17) [18](#page=18). * **Komproportionierung:** Der umgekehrte Vorgang der Disproportionierung, bei dem eine Spezies in einer höheren und eine in einer tieferen Oxidationsstufe zu einer mittleren Oxidationsstufe reagieren [17](#page=17). #### 3.3.1 pH-Abhängigkeit von Redoxgleichgewichten Die Lage von Redoxgleichgewichten kann stark vom pH-Wert abhängen, insbesondere wenn Protonen oder Hydroxidionen an der Reaktion beteiligt sind. > **Beispiel:** Die Reaktion von Chlor: > > $\text{Cl}_2 + 2\text{e}^- \rightarrow 2\text{Cl}^-$ $\text{E}^0(\text{Cl}_2/2\text{Cl}^-) = 1.36$ V > > $2\text{ClO}^- + 4\text{H}^+ + 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$ $\text{E}^0(2\text{ClO}^-/\text{Cl}_2) = 1.63$ V > > Die Disproportionierung von $\text{Cl}_2$ kann folgendermassen ausgedrückt werden: > > $\text{Cl}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{Cl}^- + \text{HOCl} + \text{H}^+$ > > Die Potentiale sind pH-abhängig. Das Potential für das $\text{ClO}^-/\text{Cl}_2$-System kann wie folgt angenähert werden: > > $\text{E}(\text{ClO}^-/\text{Cl}_2) \approx 1.63 \text{ V} + 0.06 \cdot \frac{1}{2} \log \frac{[\text{ClO}^-][\text{H}^+]^4}{[\text{Cl}_2]}$ > > Da die Reaktion oft mit $\text{HOCl}$ formuliert wird, was im sauren Bereich stabiler ist, und die tatsächliche Reaktion komplexer sein kann, wird die Abhängigkeit vom pH deutlich. > > Bei hohem pH (basisch) wird das Chlorat-Ion ($\text{ClO}_3^-$) gebildet, was eine Disproportionierung begünstigt. Bei niedrigem pH (sauer) wird das System stabiler [17](#page=17). > > Wenn $\text{E}(\text{ClO}^-/\text{Cl}_2) = \text{E}(\text{Cl}_2/2\text{Cl}^-)$, herrscht Gleichgewicht. > > Bei pH = 7: $\text{E}(\text{ClO}^-/\text{Cl}_2) \approx 1.63 + 0.12 \cdot (-7) = 1.63 - 0.84 = 0.79$ V. Da $\text{E}(\text{ClO}^-/\text{Cl}_2) < \text{E}(\text{Cl}_2/2\text{Cl}^-)$, läuft die Reaktion nach links (Komproportionierung von $\text{Cl}^-$ und $\text{ClO}^-$ zu $\text{Cl}_2$). > > Der pH-Wert, bei dem $\text{E}(\text{ClO}^-/\text{Cl}_2) = 1.36$ V ist (d.h. $\text{Cl}_2$ im Gleichgewicht mit $\text{Cl}^-$), ist etwa pH = 2.25 [17](#page=17). > **Beispiel für eine Disproportionierung:** Kupfer(I)-ionen ($\text{Cu}^{+}$) sind instabil in wässriger Lösung und disproportionieren zu $\text{Cu}^{2+}$ und $\text{Cu}$. > > $\text{Cu}^{+} + \text{e}^- \rightarrow \text{Cu}$ $\text{E}^0 = 0.53$ V > > $\text{Cu}^{2+} + \text{e}^- \rightarrow \text{Cu}^{+}$ $\text{E}^0 = 0.15$ V > > Gesamtreaktion: $2\text{Cu}^{+} \rightarrow \text{Cu}^{2+} + \text{Cu}$ > > $\Delta E^0 = \text{E}^0(\text{Cu}^{+}/\text{Cu}) - \text{E}^0(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}^{+}) = 0.53 \text{ V} - 0.15 \text{ V} = 0.38 \text{ V}$. > > Diese positive $\Delta E^0$ zeigt, dass die Disproportionierung spontan ist [18](#page=18). > **Beispiel für Disproportionierung durch Erhitzen:** Kaliumchlorat ($\text{KClO}_3$) zersetzt sich beim Erhitzen zu Kaliumperchlorat ($\text{KClO}_4$) und Kaliumchlorid ($\text{KCl}$). > > Die Chlorat-Spezies ($\text{Cl}^{+5}$) kann zu Perchlorat ($\text{Cl}^{+7}$, Oxidation) und Chlorid ($\text{Cl}^{-1}$, Reduktion) disproportionieren. > > $2\text{KClO}_3 \xrightarrow{\Delta} \text{KClO}_4 + \text{KCl} + \text{O}_2$ [18](#page=18). > (Hinweis: Die Abbildung im Dokument zeigt nur grob die beteiligten Spezies und muss zur vollständigen Gleichung umgeformt werden.) ### 3.4 Darstellung von Standardpotentialen: Frost- und Latimer-Diagramme Frost- und Latimer-Diagramme sind nützliche Werkzeuge zur übersichtlichen Darstellung von Standardpotentialen zwischen benachbarten Oxidationsstufen eines Elements. Sie helfen bei der Analyse der Stabilitäten und Reaktivitäten von Redoxsystemen. * **Latimer-Diagramm:** Eine tabellarische Darstellung, die die Oxidationsstufen eines Elements von der höchsten positiven zur niedrigsten negativen in einer Zeile auflistet. Zwischen benachbarten Oxidationsstufen werden die entsprechenden Standardpotentiale angegeben [18](#page=18). > **Beispiel:** Latimer-Diagramm für Chlor in saurer Lösung [18](#page=18). > > $\text{ClO}_3^- \xrightarrow{1.175 \text{ V}} \text{ClO}_2^- \xrightarrow{1.188 \text{ V}} \text{HClO}_2 \xrightarrow{1.674 \text{ V}} \text{HClO} \xrightarrow{1.630 \text{ V}} \text{Cl}_2 \xrightarrow{1.358 \text{ V}} \text{Cl}^-$ > > *Beachte: Im Dokument ist bei $\text{ClO}_2^-$ ein Fehler, es sollte sich um $\text{ClO}_2$ handeln.* * **Frost-Diagramm:** (Nicht detailliert im Auszug beschrieben, aber erwähnt als grafisches Werkzeug zur Darstellung von Redoxsystemen). Bietet eine grafische Darstellung der thermodynamischen Stabilität von Oxidationsstufen in Abhängigkeit von pH und Potential [18](#page=18). --- # Darstellung von Redoxsystemen Die Darstellung von Redoxsystemen erfolgt häufig mittels Latimer- und Frost-Diagrammen, die eine übersichtliche grafische bzw. tabellarische Aufbereitung von Standardpotentialen zwischen benachbarten Oxidationsstufen eines Elements ermöglichen und so Stabilitäten sowie Reaktivitäten analysieren lassen [18](#page=18). ### 4.1 Latimer-Diagramm Das Latimer-Diagramm ist eine kompakte tabellarische Darstellung der Standardpotentiale zwischen benachbarten Oxidationsstufen eines Elements. Es listet die Oxidationsstufen eines Elements von der höchsten positiven (links) zur niedrigsten (rechts) auf und gibt die entsprechenden Standardpotentiale ($E^\circ$) zwischen ihnen an [18](#page=18). **Struktur eines Latimer-Diagramms:** Ox. Stufe 1 $\xrightarrow{E^\circ_1}$ Ox. Stufe 2 $\xrightarrow{E^\circ_2}$ Ox. Stufe 3.. [18](#page=18). **Beispiele für Latimer-Diagramme:** 1. **Chlor in saurer Lösung:** $$ \text{Cl}_2 \xrightarrow{1.358 \text{ V}} \text{HClO}_2 \xrightarrow{1.630 \text{ V}} \text{HClO}_2 \xrightarrow{1.188 \text{ V}} \text{ClO}_2 \xrightarrow{1.175 \text{ V}} \text{ClO}_3^- \xrightarrow{1.674 \text{ V}} \text{ClO}_4^- $$ (Anmerkung: Die Darstellung im Quelldokument enthält eine Inkonsistenz bei HCIO2 und ClO2, hier der Ordnung nach dargestellt) [18](#page=18). 2. **Chlor in basischer Lösung:** $$ \text{Cl}_2 \xrightarrow{1.358 \text{ V}} \text{ClO}^- \xrightarrow{0.421 \text{ V}} \text{ClO}_2^- \xrightarrow{0.681 \text{ V}} \text{ClO}_2 \xrightarrow{1.071 \text{ V}} \text{ClO}_3^- \xrightarrow{-0.481 \text{ V}} \text{ClO}_4^- \xrightarrow{0.374 \text{ V}} \text{Cl}^- $$ (Anmerkung: Die Darstellung im Quelldokument enthält eine Inkonsistenz bei ClO2, hier der Ordnung nach dargestellt) [18](#page=18). **Interpretation von Latimer-Diagrammen:** * Hohe Spannungsunterschiede (insbesondere im sauren Milieu) deuten darauf hin, dass die meisten Spezies starke Oxidationsmittel sind, mit Ausnahme von Chloridionen ($ \text{Cl}^- $) [18](#page=18). * Eine Spezies neigt zur Disproportionierung, wenn das rechte Potential (für die Reduktion) größer ist als das linke Potential (für die Oxidation). Dies deutet auf Instabilität hin, wie z.B. bei $ \text{HClO}_2 $, $ \text{ClO}_2 $ und $ \text{Cl}_2 $ im Basischen [18](#page=18) [19](#page=19). ### 4.2 Frost-Diagramm (Redoxpotenzial-Diagramm) Das Frost-Diagramm, auch Redoxpotenzial-Diagramm oder Frost-Ebsworth-Diagramm genannt, ist eine grafische Darstellung, die die relative Stabilität der Oxidationsstufen eines Elements im Vergleich zum freien Element (Oxidationsstufe 0) aufzeigt [19](#page=19). **Achsenbeschriftung:** * **x-Achse:** Oxidationsstufe des Elements [19](#page=19). * **y-Achse:** Eine Größe proportional zur freien Energie, definiert als $ N \cdot E^\circ $ [19](#page=19). * $ N $: Oxidationsstufe des Elementatoms [19](#page=19). * $ E^\circ $: Standard-Reduktionspotential, das mit der Umwandlung des freien Elements in die jeweilige Oxidationsstufe verknüpft ist [19](#page=19). **Beispiele für Frost-Diagramme:** 1. **Mangan bei zwei verschiedenen pH-Werten (pH = 0 und pH = 14):** (Abbildung wird hier nicht wiedergegeben, da es sich um ein Bild handelt) [19](#page=19). 2. **Chlor bei zwei verschiedenen pH-Werten (pH = 0 und pH = 14):** (Abbildung wird hier nicht wiedergegeben, da es sich um ein Bild handelt) [20](#page=20). **Interpretation von Frost-Diagrammen:** 1. Die tiefsten Punkte im Diagramm repräsentieren die stabilsten Oxidationsstufen [19](#page=19). 2. Negative Werte von $ N \cdot E^\circ $ bedeuten, dass die entsprechende Oxidationsstufe stabiler als das freie Element ist [19](#page=19). 3. Positive Werte deuten auf eine geringere Stabilität im Vergleich zum freien Element hin [19](#page=19). 4. Eine Oxidationsstufe neigt zur **Disproportionierung**, wenn sie oberhalb einer Geraden liegt, die zwischen zwei benachbarten Oxidationsstufen gezogen wird [20](#page=20). 5. Liegt eine Oxidationsstufe unterhalb solch einer Geraden, neigen die beiden durch die Gerade verbundenen Ausgangszustände zur **Komproportionierung** zu diesem Zustand [20](#page=20). Frost-Diagramme ermöglichen somit die Vorhersage bestimmter Redoxreaktionen [20](#page=20). **Erstellung eines Frost-Diagramms:** 1. **Ermittlung der Standard-Reduktionspotentiale ($ E^\circ $):** Diese werden für die Umwandlung des Elements in die jeweilige Oxidationsstufe relativ zum Element selbst bestimmt [20](#page=20). * Beispiel für Chlor in saurer Lösung: * $ E^\circ(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-) = 1.358 \text{ V} $ * $ E^\circ(\text{HClO}/\text{Cl}_2) = 1.630 \text{ V} $ * $ E^\circ(\text{HClO}_2/\text{HClO}) = 1.674 \text{ V} $ * $ E^\circ(\text{ClO}_2/\text{HClO}_2) = 1.188 \text{ V} $ * $ E^\circ(\text{ClO}_3^-/\text{ClO}_2) = 1.175 \text{ V} $ * $ E^\circ(\text{ClO}_4^-/\text{ClO}_3^-) = 1.201 \text{ V} $ [20](#page=20). 2. **Berechnung von $ N \cdot E^\circ $:** Die ermittelten $ E^\circ $-Werte werden mit der jeweiligen Oxidationsstufe ($ N $) multipliziert. Diese Werte werden auf der y-Achse aufgetragen [20](#page=20). * Beispiel für Chlor: * $ \text{Cl}_2 $ (Ox. Stufe 0): $ N \cdot E^\circ = 0 \cdot 1.358 = 0 $ * $ \text{HClO} $ (Ox. Stufe +1): $ N \cdot E^\circ = 1 \cdot 1.630 = 1.630 $ * $ \text{HClO}_2 $ (Ox. Stufe +3): $ N \cdot E^\circ = 3 \cdot 1.674 = 5.022 $ (Anmerkung: Berechnung im Dokument inkonsistent, Beispielwert $ 4.978 $ ) [20](#page=20). * $ \text{ClO}_2 $ (Ox. Stufe +4): $ N \cdot E^\circ = 4 \cdot 1.188 = 4.752 $ * $ \text{ClO}_3^- $ (Ox. Stufe +5): $ N \cdot E^\circ = 5 \cdot 1.175 = 5.875 $ * $ \text{ClO}_4^- $ (Ox. Stufe +7): $ N \cdot E^\circ = 7 \cdot 1.201 = 8.407 $ [20](#page=20). 3. **Auftragen und Verbinden der Punkte:** Die berechneten Wertepaare ($ N $, $ N \cdot E^\circ $) werden in einem Diagramm dargestellt und die Punkte durch Linien verbunden [20](#page=20). > **Tip:** Bei der Erstellung von Frost-Diagrammen ist es entscheidend, die Standardpotentiale immer auf die Umwandlung vom freien Element zur jeweiligen Oxidationsstufe zu beziehen und die korrekten Oxidationsstufen für die Multiplikation zu verwenden. Ungenauigkeiten hierbei führen zu falschen Interpretationen der Stabilitäten [20](#page=20). --- ## Häufige fehler vermeiden - Überprüfen Sie alle Themen gründlich vor Prüfungen - Achten Sie auf Formeln und wichtige Definitionen - Üben Sie mit den in jedem Abschnitt bereitgestellten Beispielen - Memorieren Sie nicht ohne die zugrunde liegenden Konzepte zu verstehen

| Term | Definition | |------|------------| | Redoxreaktion | Eine chemische Reaktion, bei der Elektronen zwischen Reaktanten übertragen werden, was zu Änderungen der Oxidationszahlen der beteiligten Atome führt. | | Oxidation | Der Prozess der Elektronenabgabe durch ein Atom, Molekül oder Ion, was zu einer Erhöhung seiner Oxidationszahl führt. | | Reduktion | Der Prozess der Elektronenaufnahme durch ein Atom, Molekül oder Ion, was zu einer Erniedrigung seiner Oxidationszahl führt. | | Oxidationsmittel | Eine Substanz, die Elektronen aufnimmt und dadurch selbst reduziert wird, während sie eine andere Substanz oxidiert. | | Reduktionsmittel | Eine Substanz, die Elektronen abgibt und dadurch selbst oxidiert wird, während sie eine andere Substanz reduziert. | | Oxidationszahl | Eine dem Atom in einer chemischen Verbindung zugewiesene fiktive Ladung, die seine relative Oxidation angibt. | | Elektrolyse | Ein Prozess, bei dem elektrischer Strom verwendet wird, um eine nicht-spontane chemische Reaktion zu erzwingen, typischerweise durch Oxidation und Reduktion an Elektroden. | | Galvanische Zelle | Eine elektrochemische Zelle, die chemische Energie in elektrische Energie umwandelt; sie nutzt spontane Redoxreaktionen zur Stromerzeugung. | | Elektrochemisches Potential | Die Potentialdifferenz zwischen zwei Elektroden in einer elektrochemischen Zelle, die ein Mass für die treibende Kraft der Redoxreaktion ist. | | Standardpotential | Das Potential einer Halbzelle unter Standardbedingungen (1 M Konzentrationen, 1 atm Druck für Gase, 25°C), gemessen im Vergleich zur Standard-Wasserstoffelektrode. | | Nernstsche Gleichung | Eine Gleichung, die die Abhängigkeit des elektrochemischen Potentials einer Halbzelle von den Konzentrationen der Reaktanten und Produkte beschreibt. | | Freie Enthalpie (Gibbs-Energie) | Eine thermodynamische Grösse, die die maximale Arbeit angibt, die ein System bei konstanter Temperatur und konstantem Druck leisten kann; ihre Änderung gibt die Spontaneität einer Reaktion an. | | Disproportionierung | Eine Redoxreaktion, bei der eine Spezies sowohl oxidiert als auch reduziert wird und dabei Produkte in höheren und niedrigeren Oxidationsstufen bildet. | | Komproportionierung | Eine Redoxreaktion, bei der zwei Spezies desselben Elements in unterschiedlichen Oxidationsstufen reagieren, um eine mittlere Oxidationsstufe zu bilden. | | Latimer-Diagramm | Eine tabellarische Darstellung von Standardpotentialen zwischen benachbarten Oxidationsstufen eines Elements, die zur Analyse der Reaktivität verwendet wird. | | Frost-Diagramm | Ein Diagramm, das die relative Stabilität von Oxidationsstufen eines Elements grafisch darstellt, wobei die Oxidationsstufe gegen eine Grösse proportional zur freien Energie aufgetragen wird. |

# Radikaalreacties en halogenering van alkanen Dit onderwerp behandelt de vorming en reactiviteit van vrije radikalen, met name de halogenering van alkanen via een ketenmechanisme [1](#page=1) [2](#page=2). ### 1.1 Vrije radikalen Vrije radikalen, ook wel radikalen genoemd, ontstaan door de symmetrische (homolytische) splitsing van een covalente binding. Deze splitsing kan geïnduceerd worden door [1](#page=1): * Invloed van licht (fotolyse) [1](#page=1). * Aanwezigheid van een reeds gevormd vrij radikaal (propagatie) [1](#page=1). * Invloed van warmte (thermolyse) [1](#page=1). Homolytische splitsing vereist veel energie; zo kan de thermolyse van methaan pas plaatsvinden bij circa 1000°C. Excitatie van elektronen naar hogere schillen door bijvoorbeeld UV-licht maakt de binding langer en breekt deze uiteindelijk makkelijker. Vrije radikalen zijn energetisch ongunstig omdat ze vaak de octetconfiguratie van de tweede-periode-elementen net niet bereiken, waardoor ze zeer reactief zijn en snel streven naar een gepaarde elektronenstructuur. Ze bestaan daardoor vaak slechts fracties van seconden als intermediair tijdens reacties [1](#page=1). ### 1.2 Halogenering van alkanen Alkanen zijn doorgaans weinig reactief en werden vroeger daarom paraffinen genoemd (Latijn: weinig affiniteit). Onder specifieke omstandigheden kunnen ze echter reacties aangaan die van het radikalaire type zijn [2](#page=2). Een typisch voorbeeld is de reactie tussen chloorgas en alkanen onder invloed van ultraviolet licht. Dit leidt tot een snelle, exotherme reactie die zelfs tot explosie kan leiden [2](#page=2). $$ \text{R-H} + \text{Cl}_2 \xrightarrow{h\nu} \text{R-Cl} + \text{HCl} $$ Deze chlorering van alkanen is een fotochemische radikaalreactie die verloopt via een ketenmechanisme [2](#page=2). #### 1.2.1 Het ketenmechanisme van de chlorering Het mechanisme van de chlorering van methaan bestaat uit drie stappen: initiatie, propagatie en terminatie [2](#page=2) [3](#page=3). ##### 1.2.1.1 Initiatiestap De initiatie omvat de homolytische splitsing van een chloormolecuul onder invloed van (UV)-licht, waarbij twee chloorradikalen ontstaan [2](#page=2). $$ \text{Cl-Cl} \xrightarrow{UV} \text{Cl}\cdot + \text{Cl}\cdot $$ ##### 1.2.1.2 Propagatiestap De propagatie bestaat uit twee opeenvolgende reacties die het ketenmechanisme in stand houden. In deze stappen worden nieuwe reactanten gevormd die de reactie verder doen verlopen. Belangrijk is dat bij deze stappen netto geen chloorradikaal wordt verbruikt, waardoor de concentratie aan chloorradikalen quasi-constant blijft. Dit betekent dat een eenmaal gevormd radikaal vele malen kan reageren [2](#page=2). 1. Een chloorradikaal reageert met methaan om een methylradikaal en waterstofchloride te vormen: $$ \text{CH}_4 + \text{Cl}\cdot \rightarrow \text{CH}_3\cdot + \text{HCl} $$ 2. Het gevormde methylradikaal reageert met een chloormolecuul om methylchloride en een nieuw chloorradikaal te vormen: $$ \text{CH}_3\cdot + \text{Cl}_2 \rightarrow \text{CH}_3\text{Cl} + \text{Cl}\cdot $$ Deze twee reacties vormen samen de netto reactie: $$ \text{CH}_4 + \text{Cl}_2 \rightarrow \text{CH}_3\text{Cl} + \text{HCl} $$ één radikaal kan aanleiding geven tot de omzetting van 5.000 tot 10.000 moleculen methaan [2](#page=2). ##### 1.2.1.3 Terminatiestap De terminatiestap is de verdwijning van het radikaal uit het reactiemidden. Dit gebeurt wanneer twee radikalen met elkaar reageren om een covalente binding te vormen. Er zijn drie mogelijke manieren waarop dit kan gebeuren [3](#page=3): 1. Twee chloorradikalen combineren: $$ \text{Cl}\cdot + \text{Cl}\cdot \rightarrow \text{Cl}_2 $$ 2. Twee methylradikalen combineren: $$ \text{CH}_3\cdot + \text{CH}_3\cdot \rightarrow \text{CH}_3\text{CH}_3 $$ 3. Een chloorradikaal en een methylradikaal combineren: $$ \text{CH}_3\cdot + \text{Cl}\cdot \rightarrow \text{CH}_3\text{Cl} $$ Omdat de concentratie van radikalen veel lager is dan die van methaan en chloorgas, is de kans op terminatie kleiner dan op propagatie, waardoor er doorgaans vele duizenden moleculen gevormd worden voordat terminatie optreedt [3](#page=3). #### 1.2.2 Beperkingen in de organische synthese De chlorering van alkanen wordt zelden gebruikt voor de bereiding van specifieke alkylhalogeniden vanwege twee significante nadelen [3](#page=3): * **Mengsels van isomeren bij hogere alkanen:** De chlorering van hogere alkanen (vanaf propaan) levert doorgaans een mengsel op van verschillende mono-chloorisomeren, waardoor de synthese van één specifieke verbinding niet mogelijk is [3](#page=3). Voor propaan kan dit leiden tot: * CH$_3$CH$_2$CH$_2$-Cl (1-chloorpropaan) * CH$_3$-CHCl-CH$_3$ (2-chloorpropaan) * **Vorming van polychloorderivaten:** Er is een gemakkelijke vorming van polychloorderivaten mogelijk. Bij de chlorering van methaan ontstaan naast CH$_3$Cl ook CH$_2$Cl$_2$, CHCl$_3$ en CCl$_4$ . Dit komt doordat naarmate de concentratie van het gevormde methylchloride toeneemt, dit ook als substraat kan reageren [3](#page=3). > **Tip:** Begrijp het verschil tussen de initiatie-, propagatie- en terminatiestappen van een ketenreactie. Let op hoe radikalen worden gevormd, verbruikt en geregenereerd in het propagatiemechanisme. > > **Tip:** Houd de nettoverandering van radikalen in het oog tijdens de propagatie. Als het aantal gevormde radikalen gelijk is aan het aantal verbruikte radikalen, is de concentratie ervan stabiel. > > **Voorbeeld:** Stel je voor dat de halogenering van een alkantje gebeurt. Welk van de volgende stappen is GEEN onderdeel van het propagatiemechanisme? > a) R-H + X• → R• + HX > b) R• + X₂ → R-X + X• > c) X• + X• → X₂ > d) R• + R• → R-R > > **Antwoord:** c) en d) zijn terminatiestappen, omdat hierbij radikalen worden geëlimineerd zonder dat er nieuwe worden gevormd om de keten voort te zetten. > > **Tip:** Realiseer je dat de beperkingen van de chlorering (isomerenmengsels en polychlorering) de reden zijn waarom deze reactie in de praktijk minder nuttig is voor de selectieve synthese van mono-alkylhalogeniden. --- # Ketenreacties en stabiliteit van koolstofradikalen Dit deel verkent het principe van ketenreacties, essentieel voor de polymeerindustrie, en analyseert de factoren die de stabiliteit van koolstofradikalen beïnvloeden, zoals omringende groepen en delocalisatie [4](#page=4). ### 2.1 Ketenreacties Ketenreacties maken gebruik van het principe dat een vrij radikaal gemakkelijk kan reageren met een onverzadigdheid, wat leidt tot de vorming van een nieuwe sigma-binding en een nieuw ongepaard elektron. Dit proces is cruciaal in de polymeerindustrie, waar het de propagatiestap vormt in polymerisaties zoals die van polyvinylchloride (PVC). Vrij-radicaire polymerisaties van dit type kunnen resulteren in zeer grote moleculen met molecuulgewichten tot 10⁶-10⁷ g/mol [4](#page=4). ### 2.2 De stabiliteit van C-radikalen De stabiliteit van koolstofradikalen wordt significant beïnvloed door hun omringende groepen [4](#page=4). #### 2.2.1 Stabilisatie door omringende groepen De aanwezigheid van elektrondonerende groepen, zoals alkylgroepen, kan een radikaal stabiliseren. Deze stabilisatie is vergelijkbaar met die van carbokationen. Het ongepaarde elektron bevindt zich in een orbitaal dat gedeeltelijk overlapt met een -binding op een naburig atoom, waardoor de elektronen-deficiëntie wordt verspreid. De algemene trend in stabiliteit is [4](#page=4) [5](#page=5): primair < secundair < tertiair [4](#page=4). R-CH₂• < R₂-CH• < R₃-C• [4](#page=4). #### 2.2.2 Stabilisatie door delocalisatie Stabilisatie door delocalisatie is een nog efficiëntere methode. Een vrij radikaal afkomstig van propeen kan bijvoorbeeld effectief worden gestabiliseerd door delocalisatie over twee resonantiestructuren [5](#page=5). > **Tip:** De grote reactiviteit van organische radikalen is deels te wijten aan de aard van de betrokken s- en p-elektronen van koolstof [5](#page=5). #### 2.2.3 Natuurlijke en synthetische radikalen Sommige chemische verbindingen, zoals stikstofoxiden (NO, NO₂), chloordioxide en dizuurstof, bestaan als radikalen. Overgangselementen en lanthaniden hebben vaak ongepaarde elektronen, maar hun radikalen zijn minder reactief omdat hun d- en f-elektronorbitalen minder goed overlappen met die van naburige atomen [5](#page=5). > **Tip:** Vitamine E, een mengsel van tocoferolen en tocotrienolen, fungeert als een antioxidant door het stabiliseren van radikalen, voornamelijk via delocalisatie en alkylgroepsomringing. Natuurlijke vitamine E (RRR-α-tocoferol) heeft biochemisch een hogere activiteit dan synthetische vormen [5](#page=5) [6](#page=6). #### 2.2.4 Stabiele radikalen Ondanks de algemene reactiviteit van radikalen, bestaan er ook stabiele radikalen die als geïsoleerde chemische stoffen kunnen worden beschouwd [6](#page=6). > **Tip:** Radicale inhibitoren, zoals vitamine E, BHA en BHT, worden gebruikt als conserveermiddelen of antioxidanten om voedsel te beschermen tegen ongewenste radicale reacties [6](#page=6). --- # Reacties van de carbonylgroep met nucleofielen Dit onderwerp behandelt de nucleofiele additiereacties die plaatsvinden aan de carbonylgroep, met specifieke aandacht voor de hydratatie van aldehyden en ketonen, en de vorming van (hemi-)acetalen en (hemi-)ketalen door reactie met alcoholen. ### 3.1 Algemene principes van nucleofiele additie aan de carbonylgroep De carbonylgroep ($C=O$) is sterk gepolariseerd vanwege het verschil in elektronegativiteit tussen koolstof en zuurstof. Hierdoor is het carbonylkoolstofatoom elektronarm (${\delta}^{+}$) en het carbonylzuurstofatoom elektronrijk (${\delta}^{-}$). Dit maakt de carbonylkoolstof een aantrekkelijk doelwit voor nucleofiele reagentia. Elektrofielen, zoals protonen ($H^{+}$), kunnen binden aan het zuurstofatoom, wat de carbonylgroep verder activeert door de polarisatie te vergroten [10](#page=10) [13](#page=13) [8](#page=8). De algemene reactievergelijking voor nucleofiele additie aan de carbonylgroep is: $$ \underset{\text{carbonyl}}{\overset{\delta^+}{\text{C}}} \overset{\delta^-}{=} \text{O} + \underset{\text{nucleofiel}}{\overset{\delta^+}{\text{X}}} - \underset{\text{elektr.`}}{\overset{\delta^-}{\text{Y}}} \longrightarrow \underset{\text{product}}{\text{O}} - \underset{\text{nucleofiel}}{\overset{\text{Y}}{\text{C}}} - \underset{\text{elektr.`}}{\text{X}} $$ Deze reacties worden geclassificeerd als additiereacties en zijn fundamenteel voor veel biochemische processen, waaronder die in het energie-metabolisme. Na de additie ontstaat een ${\text{sp}}^3$-gehybridiseerd koolstofatoom, wat de mogelijkheid biedt tot de vorming van stereoisomeren indien het koolstofatoom gebonden is aan vier verschillende substituenten [9](#page=9). > **Tip:** Nucleofiele addities aan de carbonylgroep zijn evenwichtsreacties. De positie van het evenwicht wordt beïnvloed door de stabiliteit van de producten en de omgevingsfactoren (bv. pH). #### 3.1.1 Katalyse De snelheid van nucleofiele addities aan de carbonylgroep kan aanzienlijk worden verhoogd door katalyse met zuren of basen [10](#page=10) [11](#page=11). * **Zure katalyse:** Zuren activeren de carbonylgroep door protonering van het carbonylzuurstofatoom. Dit verhoogt de positieve lading op het carbonylkoolstofatoom, waardoor het reactiever wordt voor nucleofiele aanval [10](#page=10) [13](#page=13). * **Basische katalyse:** In basisch milieu treedt hydroxylion ($OH^-$) op als een sterk nucleofiel dat direct aan de carbonylkoolstof bindt. Dit resulteert in de vorming van een alcoholaatanion, dat vervolgens een proton van een watermolecuul onttrekt, waarbij een nieuw hydroxylion wordt geregenereerd en de katalysatorcyclus wordt voltooid [11](#page=11). ### 3.2 Additie van water: hydratatie van aldehyden en ketonen Aldehyden en ketonen ondergaan in waterige oplossingen een additiereactie met water, bekend als hydratatie. Hierbij ontstaan geminale diolen, waarbij twee hydroxylgroepen aan hetzelfde koolstofatoom gebonden zijn [9](#page=9). De algemene reactie is: $$ \underset{\text{aldehyde/keton}}{\overset{\delta^+}{\text{R(H)C}}} \overset{\delta^-}{=} \text{O} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \underset{\text{hydraat}}{\text{R(H)C}} \begin{pmatrix} \text{OH} \\ \text{OH} \end{pmatrix} $$ Geminale diolen (hydraten) zijn over het algemeen weinig stabiel en ontleden weer tot het oorspronkelijke aldehyde of keton zodra water wordt verwijderd. De stabiliteit van het hydraat, uitgedrukt in de evenwichtsconstante ($K$), varieert afhankelijk van de aard van de carbonylverbinding [9](#page=9): * Formaldehyde: $K \approx 18$ [9](#page=9). * Aldehyden: $K \approx 0.01$ [9](#page=9). * Ketonen: $K \approx 10^{-5}$ [9](#page=9). Deze variatie wordt verklaard door het aantal elektronduwende alkylgroepen dat de positieve polarisatie (${\delta}^{+}$) van het carbonylkoolstofatoom vermindert. Oplossingen van formaldehyde bestaan dus voornamelijk uit hun gehydrateerde vorm [9](#page=9). #### 3.2.1 Mechanisme van hydratatie Het mechanisme van nucleofiele additie van water aan de carbonylgroep kan zowel in neutraal, zuur als basisch milieu plaatsvinden [10](#page=10). **Zure katalyse:** 1. Protonering van het carbonylzuurstofatoom door $H^+$, wat de carbonylbinding sterk polariseert [10](#page=10) [13](#page=13). 2. Nucleofiele aanval van water op het gepolariseerde carbonylkoolstofatoom [10](#page=10). 3. Deprotonering om het gem-diol te vormen en de katalysator ($H^+$) te regenereren [10](#page=10). **Basische katalyse:** 1. Nucleofiele aanval van hydroxylion ($OH^-$) op het carbonylkoolstofatoom, waarbij een alcoholaatanion wordt gevormd [11](#page=11). 2. Protonering van het alcoholaatanion door een watermolecuul, met regeneratie van het hydroxylion [11](#page=11). > **Tip:** Zuren dienen om de carbonylfunctie te 'activeren' door de polarisatie te verhogen, terwijl basen als sterke nucleofielen zelf direct de reactie initiëren. ### 3.3 Additie van alcoholen: vorming van (hemi-)acetalen en (hemi-)ketalen De reactie van aldehyden of ketonen met alcoholen resulteert in de vorming van (hemi-)acetalen of (hemi-)ketalen [12](#page=12). * **Hemiacetaal:** Ontstaat bij reactie van een aldehyde met een alcohol [12](#page=12). * **Hemiketaal:** Ontstaat bij reactie van een keton met een alcohol [12](#page=12). De algemene reactie voor de vorming van een hemi-acetaal of hemi-ketaal is: $$ \underset{\text{aldehyde/keton}}{\overset{\delta^+}{\text{R(H)C}}} \overset{\delta^-}{=} \text{O} + \text{R}_2\text{OH} \rightleftharpoons \underset{\text{hemi-acetaal/ketal}}{\text{R(H)C}} \begin{pmatrix} \text{OH} \\ \text{OR}_2 \end{pmatrix} $$ Deze reacties zijn evenwichtsreacties en verlopen traag in waterig milieu. De snelheid wordt aanzienlijk verhoogd in de aanwezigheid van een spoor zuur ($HX$), dat als katalysator optreedt. Basische katalyse is hierbij niet mogelijk [12](#page=12). #### 3.3.1 Mechanisme van vorming van hemi-acetalen en hemi-ketalen (zure katalyse) 1. **Activatie:** Protonering van het carbonylzuurstofatoom door $H^+$, wat de carbonylbinding versterkt polariseert en het koolstofatoom elektronarmer maakt. Dit is cruciaal omdat alcoholen slechts matige nucleofielen zijn [13](#page=13). 2. **Nucleofiele aanval:** Het alcoholmolecuul valt aan op het gepolariseerde carbonylkoolstofatoom. De ${\pi}$-binding wordt verbroken, en het elektronenpaar van de alcoholfunctie vormt een ${\sigma}$-binding met het koolstofatoom. Het zuurstofatoom van de alcohol krijgt hierbij een positieve lading, terwijl de ${\pi}$-bindingselektronen op het carbonylzuurstof terechtkomen [13](#page=13). 3. **Deprotonering:** Een $H^+$ wordt afgesplitst, waardoor de katalysator wordt geregenereerd en het neutrale hemi-acetaal of hemi-ketaal ontstaat [13](#page=13). #### 3.3.2 Vorming van acetalen en ketalen Hemi-acetalen en hemi-ketalen zijn relatief instabiel en kunnen onder zure omstandigheden verder reageren met een tweede molecuul alcohol om stabielere acetalen of ketalen te vormen, met eliminatie van water [14](#page=14). De reactie is: $$ \underset{\text{hemi-acetaal/ketal}}{\text{R(H)C}} \begin{pmatrix} \text{OH} \\ \text{OR}_2 \end{pmatrix} + \text{R}_2\text{OH} \xrightarrow{H^+} \underset{\text{acetaal/ketal}}{\text{R(H)C}} \begin{pmatrix} \text{OR}_2 \\ \text{OR}_2 \end{pmatrix} + \text{H}_2\text{O} $$ #### 3.3.3 Mechanisme van vorming van acetalen en ketalen (zure katalyse) Het mechanisme voor de vorming van acetalen en ketalen verschilt van dat van hemi-acetalen/ketalen, aangezien de carbonylgroep reeds verdwenen is [14](#page=14). 1. **Protonering van de hydroxylgroep:** De hydroxylgroep van het hemi-acetaal/ketaal wordt geprotoneerd om het een goede vertrekkende groep te maken ($H_2O$) [14](#page=14). 2. **Eliminatie van water:** Het watermolecuul vertrekt, waardoor een carbokation-achtig intermediair ontstaat met een positief geladen zuurstofatoom verbonden aan het centrale koolstofatoom [14](#page=14). 3. **Nucleofiele aanval van alcohol:** Een tweede molecuul alcohol valt aan op het elektronarme intermediair [14](#page=14). 4. **Deprotonering:** Een $H^+$ wordt afgesplitst om het neutrale acetaal of ketal te vormen en de katalysator te regenereren [14](#page=14). De totale reactie voor de vorming van acetalen/ketalen uit aldehyden/ketonen en alcoholen kan als volgt worden samengevat: $$ \underset{\text{aldehyde/keton}}{\text{R(H)C=O}} + 2 \text{ R}_2\text{OH} \xrightarrow{H^+} \underset{\text{acetaal/ketal}}{\text{R(H)C}} \begin{pmatrix} \text{OR}_2 \\ \text{OR}_2 \end{pmatrix} + \text{H}_2\text{O} $$ --- # Reactie van carbonylgroepen met amines en keto-enol tautomerie Dit hoofdstuk behandelt de reacties van carbonylgroepen met amines en de processen van keto-enol tautomerie en aldolcondensaties, inclusief hun mechanismen en toepassingen. ### 4.1 Reactie van amines met carbonylgroepen Amines zijn nucleofieler dan alcoholen omdat het stikstofatoom gemakkelijker zijn vrij elektronenpaar afstaat. Hierdoor kunnen amines direct nucleofiele additie ondergaan aan de carbonylbinding van aldehyden en ketonen, zonder dat voorafgaande activering van de carbonylgroep nodig is en zonder katalyse [15](#page=15). De reactie van amines met carbonylgroepen verloopt in twee stappen, resulterend in de vorming van imines [16](#page=16). #### 4.1.1 Mechanisme van iminevorming 1. **Nucleofiele additie:** Het amine voegt zich nucleofiel toe aan de carbonylkoolstof. Deze stap verloopt zonder katalyse [16](#page=16). $$ \ce{R_2C=O + R'-NH_2 <=> R_2C(OH)NHR'} $$ 2. **Eliminatie van water:** In de tweede stap treedt een eliminatiereactie op waarbij een watermolecuul wordt uitgestoten en een dubbele koolstof-stikstofbinding (C=N) wordt gevormd. Deze stap vereist katalyse door H$^+$ ionen, afkomstig van een zwak zuur. Een sterk zuur, zoals HCl, zou het amine protoneren en daardoor de nucleofiliciteit tenietdoen [16](#page=16). Het mechanisme van de tweede stap, met H$^+$ katalyse: $$ \ce{R_2C(OH)NHR' + H^+ <=> R_2C(OH_2^+)NHR'} $$ $$ \ce{R_2C(OH_2^+)NHR' <=> R_2C=NR' + H_2O + H^+} $$ In enzymen is een zure functionele groep doorgaans verantwoordelijk voor de katalyse van deze tweede stap [16](#page=16). #### 4.1.2 Shiffse basen en enaminen Imines worden ook Shiffse basen genoemd, omdat het stikstofatoom nog steeds een basisch karakter behoudt ondanks de deelname aan een dubbele binding. Vanwege het sp$^2$-gehybridiseerde stikstofatoom kunnen imines cis-trans isomerie vertonen [16](#page=16). Er bestaat ook een tautomere vorm van imines, de zogenaamde 'enamine'-vorm, wat een samentrekking is van alkeen en amine [22](#page=22). $$ \ce{R_2C=NR' <=> R_2C(NR'_2)-} $$ ### 4.2 Keto-enol tautomerie Aldehyden en ketonen die ten minste één waterstofatoom bezitten op een α-koolstofatoom (het koolstofatoom direct naast de carbonylgroep), kunnen voorkomen in twee isomere vormen die in evenwicht zijn: de keto-vorm en de enol-vorm. De enol-vorm bevat een dubbele binding (alkeen) en een hydroxylgroep [17](#page=17). Tautomerie is een proces waarbij isomeren in elkaar overgaan door de verschuiving van een atoom of groep, gepaard gaande met het breken en vormen van chemische bindingen. In dit geval gaat het om de verplaatsing van een waterstofatoom [17](#page=17). De evenwichtsconstante $K = [\text{enol}]/[\text{keto}]$ is doorgaans klein, wat betekent dat de enol-vorm van aldehyden en ketonen slechts in kleine hoeveelheden aanwezig is. Als een enol-vorm ontstaat tijdens een chemische reactie, wordt deze vrijwel onmiddellijk omgezet naar de stabielere keto-vorm door middel van tautomerie [17](#page=17). > **Tip:** De keto- en enol-vormen zijn werkelijke, fysisch bestaande moleculen van hetzelfde substraat, en geen mesomere resonantievormen [18](#page=18). #### 4.2.1 Mechanisme van keto-enol tautomerie Keto-enol tautomerie verloopt via het enolaat-anion en is base-gekatalyseerd [18](#page=18). 1. **Deprotonering (zuur-base reactie):** Een base (bijvoorbeeld OH$^-$) onttrekt een α-waterstofatoom aan het aldehyde of keton, dat zich gedraagt als een zuur (#page=18, 19). Dit leidt tot de vorming van een enolaat-anion [18](#page=18) [19](#page=19). $$ \ce{R_2CH-C(=O)R' + OH^- <=> R_2C^{-}-C(=O)R' + H_2O} $$ 2. **Stabilisatie van het enolaat-anion:** Het gevormde enolaat-anion wordt gestabiliseerd door mesomerie, waarbij de negatieve lading verdeeld wordt over het koolstofatoom en het zuurstofatoom van de carbonylgroep. Dit verklaart de relatieve zuurgraad van de α-waterstofatomen [18](#page=18). $$ [\ce{R_2C^{-}-C(=O)R' <=> R_2C=C(-O^-)R'}] $$ 3. **Protonering:** Het enolaat-anion, dat een sterk nucleofiel is, kan vervolgens geprotoneerd worden, wat leidt tot de vorming van de enol-vorm of, indien geprotoneerd op de koolstof, de keto-vorm (#page=18, 19). De tautomerie zelf wordt gekatalyseerd door de base, die niet verbruikt wordt in de reactie [18](#page=18) [19](#page=19). ### 4.3 Aldolcondensatie De aldolcondensatie is een reactie waarbij aldehyden of ketonen met ten minste één α-waterstofatoom, in aanwezigheid van basen, onderlinge additiereacties aangaan. Hierbij wordt een nieuwe koolstof-koolstofbinding gevormd tussen het α-koolstofatoom van één molecuul en het carbonylkoolstofatoom van een ander molecuul. De term 'aldol' is een samentrekking van aldehyde en alcohol, wat verwijst naar de producten die aanvankelijk ontstaan: β-hydroxyaldehyden of β-hydroxyketonen (#page=19, 20) [19](#page=19) [20](#page=20). #### 4.3.1 Mechanisme van de aldolcondensatie (base-gekatalyseerd) Het mechanisme verloopt via het enolaat-anion: 1. **Vorming van het enolaat-anion:** Zoals beschreven bij de keto-enol tautomerie, wordt een enolaat-anion gevormd door de deprotonering van een α-waterstofatoom [19](#page=19). 2. **Nucleofiele additie:** Het gevormde enolaat-anion (een sterk nucleofiel) valt het carbonylkoolstofatoom van een tweede aldehyd- of ketonmolecuul aan [19](#page=19). $$ \ce{R_2C^{-}-C(=O)R'} \text{ (enolaat)} + \ce{R''C(=O)H} \rightarrow \ce{R''C(O^{-})(R)CH(R')_2} $$ 3. **Protonering:** Het gevormde alkoxide-anion wordt vervolgens geprotoneerd door water, wat resulteert in een β-hydroxy-aldehyde of β-hydroxy-keton (#page=19, 20) [19](#page=19) [20](#page=20). $$ \ce{R''C(O^{-})(R)CH(R')_2 + H_2O <=> R''C(OH)(R)CH(R')_2 + OH^-} $$ Bij aldehyden is de reactie doorgaans sterk verschoven naar de productzijde. Bij ketonen is het evenwicht minder gunstig, waardoor vaak drastischere reactieomstandigheden nodig zijn [19](#page=19). #### 4.3.2 Dehydratatie en vorming van α,β-onverzadigde carbonylverbindingen De β-hydroxy-aldehyden en -ketonen die ontstaan, kunnen verder reageren door eliminatie van een watermolecuul. Dit vindt plaats omdat de hydroxylgroep zich op de β-positie bevindt ten opzichte van de carbonylgroep, wat de vorming van een geconjugeerd π-systeem (een dubbele binding naast een carbonylgroep) vergemakkelijkt. Dit resulteert in de vorming van α,β-onverzadigde aldehyden of ketonen [20](#page=20). $$ \ce{R''C(OH)(R)CH(R')_2 -> R''C(=C(R')R)C(=O)H + H_2O} $$ Deze dehydratatiestap wordt bevorderd door verwarming (80-100 ºC). Als de reactie bij lage temperaturen (0-10 ºC) wordt uitgevoerd, kan het β-hydroxy-aldehyde of -keton als hoofdproduct worden verkregen. Zowel cis als trans isomerie kan optreden bij de onverzadigde producten [20](#page=20) [21](#page=21). #### 4.3.3 Retro-aldol condensatie De aldolcondensatie kan in omgekeerde richting verlopen, waarbij een β-hydroxy-aldehyde of -keton wordt gesplitst in twee aldehyde- of ketonmoleculen. Dit proces wordt retro-aldol condensatie genoemd en treedt op tijdens de glycolyse (afbraak van suikers) [21](#page=21). #### 4.3.4 Voorbeelden van aldolcondensatie * **Acetaldehyde (ethanal):** De reactie van twee moleculen acetaldehyde leidt tot 3-hydroxybutanal, wat vervolgens kan dehydrateren tot but-2-enal (#page=20, 21) [20](#page=20) [21](#page=21). $$ \ce{2 H_3C-CHO -> H_3C-CH(OH)-CH_2-CHO -> H_3C-CH=CH-CHO + H_2O} $$ * **Aceton:** De aldolcondensatie van aceton, een symmetrisch keton, leidt tot 4-hydroxy-4-methylpentan-2-on, dat verder kan reageren tot mesityloxide [21](#page=21). $$ \ce{2 (CH_3)_2C=O -> (CH_3)_2C(OH)-CH_2-C(=O)-CH_3 -> (CH_3)_2C=CH-C(=O)-CH_3 + H_2O} $$ Bij asymmetrische ketonen ontstaan complexere mengsels van producten omdat er twee verschillende enolaatanionen gevormd kunnen worden [21](#page=21). > **Tip:** Tautomerie is niet exclusief voor aldehyden en ketonen; het treedt ook op in systemen van de vorm X$_2$Z=CH-Y, zoals bij imines en enamines [22](#page=22). --- # De carboxylgroep en haar derivaten Dit onderdeel behandelt de naamgeving, fysische eigenschappen, zuursterkte van carbonzuren, en de chemische eigenschappen en synthese van diverse carbonzuurderivaten zoals esters, amiden, en anhydriden. ### 5.1 Inleiding tot de carboxylgroep De carboxylgroep (-COOH) is een sleutelfunctie in de organische chemie, essentieel voor veel biochemische processen zoals de citroenzuurcyclus en vetzuurcyclus. Aminozuren, bouwstenen van eiwitten, bevatten zowel een amine- als een carboxylgroep. Carbonzuren met lange alkylketens vormen de basis van vetten, oliën en glyceriden, die cruciaal zijn voor celmembranen. Kennis van carboxylzuren en hun derivaten is daarom direct toepasbaar op complexe moleculaire structuren en biochemische cycli [23](#page=23). ### 5.2 Naamgeving van carbonzuren en hun derivaten Er zijn twee systemen voor de naamgeving van carbonzuren: * **Alkaan-carbonzuur:** Hierbij wordt het koolstofatoom van de carboxylgroep niet meegeteld voor de ketenlengte [23](#page=23). * **Alkaanzuur:** Hierbij wordt het koolstofatoom van de carboxylgroep wel meegeteld voor de ketenlengte [24](#page=24). De gedissocieerde vorm, het carboxylaat, wordt benoemd door de uitgang "-zuur" te vervangen door "-oaat" [24](#page=24). * Voorbeeld: butaanzuur wordt butanoaat [24](#page=24). Amiden worden benoemd door de uitgang "-zuur" te vervangen door "-amide" (bv. butaanamide) [24](#page=24). Esters worden benoemd door de naam van het alcohol te combineren met de carboxylaatnaam [24](#page=24). Vaak wordt de triviale naamgeving verkozen boven de systematische IUPAC-naamgeving voor veel carbonzuren en derivaten. Overzichten van systematische en triviale namen, samen met fysische eigenschappen van verzadigde, onverzadigde en dicarbonzuren, zijn te vinden in Tabel 10.1, 10.2 en 10.3 (#page=25, 26). Alifatische carbonzuren met lange alkylketens worden ook wel vetzuren genoemd [24](#page=24) [25](#page=25) [26](#page=26). > **Tip:** Let op het verschil tussen alkaan-carbonzuur en alkaanzuur naamgeving, waarbij de telling van het koolstofatoom van de carboxylgroep cruciaal is. Triviale namen worden ook gebruikt voor de gedissocieerde vormen van carbonzuren, afgeleid van de Engelse namen [26](#page=26). * Voorbeeld: mierenzuur (formic acid) wordt formiaat (formate) [26](#page=26). Bij substitutie op carbonzuren, die de hoogste prioriteit hebben, worden substituenten als voorvoegsels aangeduid. De positie van substituenten kan ook worden aangeduid met Griekse letters (α, β, γ) in plaats van rangnummers [26](#page=26) [27](#page=27). #### 5.2.1 Specifieke naamgevingsgevallen * **α-aminozuren:** Carbonzuren met een aminogroep op het koolstofatoom in de α-positie ten opzichte van de carboxylgroep [27](#page=27). * **Dicarbonzuren:** Worden benoemd als alkaan-dizuren, maar ook hier heeft de triviale naamgeving vaak de voorkeur [27](#page=27). ### 5.3 Fysische eigenschappen van carbonzuren De fysische eigenschappen van carbonzuren worden bepaald door van der Waals interacties (alkyldeel) en elektrostatische interacties (polaire carboxylgroep), vergelijkbaar met alcoholen. Vorming van waterstofbruggen speelt een cruciale rol bij het verklaren van trends in smeltpunt, kookpunt en oplosbaarheid [27](#page=27). De hoge polariteit en het vermogen tot waterstofbrugvorming leiden tot hoge kookpunten. De planare geometrie van de carboxylgroep (120º valentiehoeken rond het sp2-carbonylkoolstofatoom) bevordert de vorming van dimere structuren door waterstofbruggen [27](#page=27). > **Tip:** Visualiseer de vorming van carbonzuurdimeren door onderlinge waterstofbruggen en de interactie met watermoleculen. De oplosbaarheid in water en alcoholen is over het algemeen goed, mede dankzij de polaire kopgroep en waterstofbrugvorming. De oplosbaarheid neemt af met toenemende lengte van het alkylfragment vanwege het toenemende apolaire karakter. Zouten van carbonzuren zijn doorgaans beter oplosbaar dan hun zure vormen vanwege de aanwezige negatieve lading [28](#page=28). ### 5.4 Carbonzuren: de sterkste 'natuurlijke' organische zuren Carbonzuren zijn zwakke zuren in vergelijking met minerale zuren zoals HCl of H2SO4, met een lage ionisatiegraad. Binnen de organische chemie behoren ze echter tot de sterkste natuurlijke zuren en staan ze relatief gemakkelijk een waterstofion af [28](#page=28). De zuursterkte kan worden gekwantificeerd met de evenwichtsconstante $K_a$ of pKa. Carbonzuren hebben een $K_a$ van ongeveer $10^{-5}$ (pKa ~ 5), wat betekent dat bij oplossing in neutraal water slechts een klein percentage ioniseert [28](#page=28). $$ RCOOH + H_2O \rightleftharpoons RCOO^- + H_3O^+ $$ $$ K_a = \frac{[RCOO^-][H_3O^+]}{[RCOOH]} $$ $$ pK_a = -\log_{10}(K_a) $$ #### 5.4.1 Oorzaken van de zuursterkte van carbonzuren De hogere zuursterkte ten opzichte van alcoholen is te danken aan mesomere stabilisatie en inductieve effecten van de carbonylgroep. Deze effecten stabiliseren de geconjugeerde base, het carboxylaatanion ($RCOO^-$), meer dan het alcoholaatanion ($RO^-$). Dit verkleint het energieverschil ($\Delta G^0$) voor de dissociatie, waardoor het evenwicht verschuift naar de geconjugeerde base [29](#page=29). ##### 5.4.1.1 Mesomere stabilisatie De vorming van een overkoepelend molecuulorbitaal met de carbonyl $\pi$-binding zorgt voor resonantie in het carboxylaatanion. Hierbij worden de elektronen en de negatieve lading gedelokaliseerd over drie atomen (carbonylkoolstof en twee zuurstofatomen), wat leidt tot stabilisatie. De twee grensstructuren zijn equivalent [29](#page=29). $$ RCOO^- \leftrightarrow RCOO^- $$ (De negatieve lading is gedelokaliseerd over beide zuurstofatomen) ##### 5.4.1.2 Inductief effect De carbonylgroep werkt als een naburige, elektronenzuigende groep (-I effect). Dit heeft een stabiliserende invloed op de negatieve lading van het zuurstofatoom in het carboxylaatanion, wat bij het alcoholaatanion afwezig is [30](#page=30). $$ \overset{\delta-}{O} - \overset{\delta+}{C} - R $$ #### 5.4.2 Reacties met basen Carbonzuren reageren met sterke basen, zoals natriumhydroxide (NaOH), om het overeenkomstige zout te vormen [30](#page=30). $$ RCOOH + NaOH \rightarrow RCOO^-Na^+ + H_2O $$ Ze reageren ook met de geconjugeerde base van een zwakker zuur, zoals natriumwaterstofcarbonaat ($NaHCO_3$). Carbonzuren zijn sterker dan koolzuur ($H_2CO_3$), waardoor het evenwicht sterk verschuift naar de vorming van het carboxylaatzout en koolzuur. De vorming van $H_2CO_3$ wordt gevolgd door ontbinding in water en koolstofdioxide, wat het evenwicht verder naar rechts duwt [30](#page=30). $$ RCOOH + NaHCO_3 \rightarrow RCOO^-Na^+ + H_2CO_3 $$ $$ H_2CO_3 \rightarrow H_2O + CO_2 $$ De gevormde natriumzouten zijn goed oplosbaar in water, ongeacht de lengte van het alkyldeel, door micelvorming. De negatief geladen vorm van carbonzuren krijgt hierdoor amfifiele eigenschappen [30](#page=30). ### 5.5 Derivaten van carbonzuur Carbonzuurderivaten kunnen worden voorgesteld door de algemene formule $RCO-Y$ [31](#page=31). * De $RCO$-groep is de **acylgroep** [31](#page=31). * De aard van de Y-groep bepaalt het type verbinding [31](#page=31): * Carbonzuren: $Y = -OH$ * Esters: $Y = -OR$ * Thioesters: $Y = -SR$ * Amiden: $Y = -NH_2, -NHR, -NR_2$ * Anhydriden: $Y = -OCOR$ * Zuurchloriden: $Y = -Cl$ Alle carbonzuurderivaten kunnen door hydrolyse met water worden omgezet in het overeenkomstige carbonzuur [32](#page=32): $$ RCO-Y + H_2O \rightarrow RCOOH + HY $$ Reacties waarbij deze derivaten worden verkregen of waarbij ze als reagens optreden, worden **acyleringsreacties** genoemd (overdracht van de acylgroep). Als de acylgroep $CH_3CO-$ is, spreekt men van acetylgroepen en acetyleringsreacties [32](#page=32). De neiging van een carbonzuurderivaat om een acylgroep te transfereren neemt af in de volgende volgorde [32](#page=32): $$ \text{zuurchloride} > \text{zuuranhydride} > \text{thioester} > \text{ester} > \text{amide} $$ Zuurchloriden en zuuranhydriden zijn zeer reactief en vereisen geen katalyse voor acyleringsreacties. Esters en amiden zijn minder reactief en vereisen katalyse [32](#page=32). > **Tip:** Onthoud de reactiviteitsladder van carbonzuurderivaten; dit is cruciaal voor het voorspellen van reactieproducten. #### 5.5.1 Overzicht van acyleringsreacties Acyleringsreacties vereisen dat men vertrekkende van een carbonzuurderivaat en een reagens, de reactieproducten kan voorspellen. Thioesters worden veel gebruikt in biochemische transformaties vanwege hun geschikte reactiviteit zonder te reageren met water in het lichaam [33](#page=33). #### 5.5.2 Synthese van carbonzuurderivaten Directe synthese van carbonzuurderivaten door nucleofiele substitutie van de hydroxylgroep van carbonzuren met een nucleofiel is niet mogelijk. Nucleofielen vertonen ook basische eigenschappen, wat leidt tot een zuur-base reactie waarbij het carbonzuur wordt gedeprotoneerd tot een carboxylaatanion en het nucleofiel wordt geprotoneerd [33](#page=33) [34](#page=34). Verdere reactie van het carboxylaatanion met een tweede molecuul van het nucleofiele reagens is energetisch ongunstig, omdat het negatief geladen carboxylaatanion moeilijk aan te vallen is en een zuurstofatoom zou moeten worden uitgestoten [34](#page=34). $$ RCOOH + Nu^- \rightarrow RCOO^- + HNu^+ $$ $$ RCOOH + ROH \rightarrow RCOO^- + ROH_2^+ $$ (geen ester vorming) $$ RCOOH + NH_3 \rightarrow RCOO^- + NH_4^+ $$ (geen amide vorming) De enige uitzondering is de directe vorming van esters uit carbonzuren en alcoholen in aanwezigheid van zure katalyse [34](#page=34). ### 5.6 De zuur-gekatalyseerde verestering van carbonzuren: Fisher-verestering Direct mengen van een alcohol en een carbonzuur leidt niet tot ester vorming. Hoewel alcoholen niet sterk basisch zijn en geen zuur-base reactie met carbonzuren aangaan, is hun nucleofiele karakter zwak, wat leidt tot hoge activeringsenergie en dus geen reactie [35](#page=35). De reactie kan worden versneld (gekatalyseerd) met behulp van een zuur, de zogenaamde **Fisher-verestering** [35](#page=35). $$ RCOOH + R^1OH \xrightarrow{H^+} RCOOR^1 + H_2O $$ Het mechanisme verloopt via additie-eliminatie in twee stappen [35](#page=35): #### 5.6.1 Stap 1: Zuur-gekatalyseerde nucleofiele additie van het alcohol aan de carbonyl Het zuur activeert de carbonylkoolstof door binding met het carbonylzuurstofatoom, waardoor de activeringsenergie voor nucleofiele aanval door het alcohol wordt verlaagd. Dit is een nucleofiele additie, analoog aan de additie aan aldehyden en ketonen, waarbij de $\pi$-binding van de carbonylgroep wordt verbroken [35](#page=35) [36](#page=36). #### 5.6.2 Stap 2: Eliminatie van een watermolecuul Via een interne H+ transfer wordt een proton overgedragen naar de hydroxylgroep van de carboxylfunctie, waardoor deze een goede leaving group wordt (-OH2+). De C-OH2+ binding wordt verbroken met simultane vorming van de carbonyl $\pi$-binding en eliminatie van een watermolecuul. Het zuur wordt aan het einde geregenereerd [36](#page=36). > **Tip:** Merk op dat bij Fisher-verestering het zuurstofatoom van het watermolecuul afkomstig is van de hydroxylgroep van het carbonzuur, en de hydroxylgroep van de ester komt van het alcohol. Experimenteel bewijs voor dit mechanisme werd verkregen door de reactie uit te voeren met een radioactief gemerkt alcohol (met een 18O-isotoop). De radioactiviteit bleek alleen in de ester te worden aangetroffen, niet in het water, wat alternatieve mechanismen uitsluit [36](#page=36). $$ RCOOH + R^1\overset{18}{O}H \xrightarrow{H^+} RCO\overset{18}{O}R^1 + H_2O $$ (en NIET $RCOOH + R^1\overset{18}{O}H \rightarrow RCOOR^1 + \overset{18}{O}H_2$) --- # Fosforverbindingen: fosfo-esters, fosfo-anhydriden en hun relevantie Fosforverbindingen zijn essentieel voor energietransport, metabolismeactivatie en als energiebron in biologische systemen, met name door de vorming van fosfo-esters en fosfo-anhydriden. ### 6.1 Vormen van fosforzuur Fosforzuur, of $H_3PO_4$, is een meerbasisch zuur dat in verschillende ionisatietoestanden kan voorkomen afhankelijk van de pH. In de biologische pH-range (ongeveer 6.7 tot 7.4) komt het voornamelijk voor als de anionen $H_2PO_4^–$ en $HPO_4^{2–}$, die gezamenlijk worden aangeduid als $Pi$ (anorganisch fosfaat) [37](#page=37). Fosforzuurmoleculen kunnen onderling reageren via condensatie, waarbij een watermolecuul wordt afgesplitst en een fosfo-anhydride binding ontstaat. Dit leidt tot de vorming van pyrofosfaat (difosfaat), dat vierbasisch is. Verdere condensatie kan trifosfaat vormen, dat vijfbasisch is [38](#page=38). Pyrofosfaat en trifosfaat komen in het lichaam voor in geanioneerde vormen, vaak volledig geanioneerd of met één ongedissocieerde hydroxylgroep, afhankelijk van de pH. Deze fosfo-anhydriden zijn vergelijkbaar met zuuranhydriden, die gevormd worden uit twee carbonzuren met afsplitsing van water [38](#page=38) [39](#page=39). Net als zuuranhydriden, ondergaan fosfo-anhydriden hydrolyse bij reactie met water, waarbij fosfaatmoleculen worden vrijgesteld. De hydrolyse van difosfaat levert twee fosfaatgroepen, terwijl trifosfaat er drie oplevert [39](#page=39). ### 6.2 Esters van fosforzuur en alcoholen #### 6.2.1 Vorming van fosfaatesters: fosforyleringsreacties Orthofosfaatesters ontstaan door de reactie van fosforzuur met een alcohol, waarbij een fosfo-ester binding wordt gevormd en een watermolecuul vrijkomt. Net als bij de vorming van carbonzuur-esters, is de directe reactie tussen fosforzuur en alcoholen niet efficiënt. In plaats daarvan wordt gebruik gemaakt van reactievere fosfo-anhydriden, zoals pyrofosfaat of trifosfaat, om een fosfaatgroep te transfereren naar het alcohol. Dit proces wordt een fosforylering genoemd [39](#page=39) [40](#page=40). #### 6.2.2 Kenmerken van monofosfaat esters Monofosfaat esters zijn dibasische zuren en kunnen, net als fosforzuur, in verschillende geïoniseerde toestanden voorkomen. Bij de cellulaire pH komen ze voor als enkelvoudig en tweevoudig negatief geladen ionaire vormen (pKa 6.7). De ladingen op de fosfaatgroep verhogen de oplosbaarheid in water, wat verklaart waarom veel bio-organische moleculen worden gefosforyleerd om hun wateroplosbaarheid te vergroten. Monofosfaat esters spelen een cruciale rol in het energiemetabolisme, zoals bij de glycolyse, waar glucose meerdere keren wordt gefosforyleerd en gedefosforyleerd [40](#page=40). #### 6.2.3 Pyrofosfaat esters Naast orthofosfaat esters, komen pyrofosfaat esters veelvuldig voor in biochemische processen. Deze monoesters van pyrofosfaat bevatten dissocieerbare hydroxylgroepen, een esterfunctie en één of twee fosforzuur-anhydride functies. Bekende voorbeelden zijn adenosinedifosfaat (ADP) en adenosinetrifosfaat (ATP), die de belangrijkste energierijke moleculen in de cel zijn. ATP kan worden beschouwd als het fosforzuur-anhydride van ADP [41](#page=41). > **Tip:** ATP is de primaire energiedrager in cellen, verantwoordelijk voor vele cellulaire processen. ### 6.3 Biomedische relevantie van de fosfo-anhydride functie: als moleculaire opslagplaats van chemische energie De fosfo-anhydride binding kan gehydrolyseerd worden door reactie met water, waarbij energie vrijkomt. De hydrolyse van ADP naar AMP en een fosfaatgroep ($Pi$) genereert een aanzienlijke hoeveelheid energie [42](#page=42). > **Voorbeeld:** De hydrolyse van een 1 molaire oplossing van ADP in water bij 100°C en pH 1 leidt binnen 7 minuten tot AMP en $Pi$ [42](#page=42) [43](#page=43). In het lichaam verloopt deze hydrolyse echter zeer traag, voornamelijk door de lagere temperatuur en de licht alkalische pH, die de nucleofiele aanval van water bemoeilijkt. Bij deze pH is de pyrofosfaatgroep volledig gedissocieerd en sterk negatief geladen, wat elektrostatische afstoting veroorzaakt [43](#page=43). Ondanks de negatieve ladingen, is de anhydridebinding in de volledig gedissocieerde toestand reactiever dan in de niet-gedissocieerde toestand. De aanwezigheid van meerdere negatieve ladingen op de zuurstofatomen van beide fosforatomen zet de anhydridebinding onder spanning, waardoor deze gemakkelijker verbroken kan worden [43](#page=43). Bij cellulaire pH kunnen fosfo-anhydride bindingen worden beschouwd als een "chemische veer" die klaar staat om energie vrij te stellen [44](#page=44). > **Belangrijk:** De energie die is opgeslagen in de anhydridebinding kan in het lichaam alleen worden vrijgegeven met tussenkomst van een specifiek enzym [44](#page=44). Omdat er geen enzymen zijn die de reactie van water met pyrofosfaten katalyseren, kunnen energierijke fosfo-anhydride verbindingen bestaan in het waterrijke celmilieu. De energieafgifte is strikt gereguleerd door de aanwezigheid van geschikte enzymen, wat het metabolisme controleert [44](#page=44). ATP, met twee fosfo-anhydride bindingen, is de meest energierijke molecule in de cel en fungeert als het belangrijkste fosforyleringsreagens. Fosforylering van een verbinding maakt deze beter oplosbaar en reactiever. De hydrolyse van ATP naar ADP levert energie, waardoor ATP essentieel is voor alle processen die chemische energie vereisen, zoals spiercontractie [44](#page=44). --- # Decarboxylatie, hydroxycarbonzuren en aminocarbonzuren Dit onderwerp behandelt decarboxylatiereacties, de vorming van lactonen uit hydroxycarbonzuren, en de structuur en rol van aminocarbonzuren, zoals aminozuren, in de vorming van eiwitten en peptiden. ### 7.1 Decarboxylatiereacties Decarboxylatie is een reactie waarbij een carboxylgroep wordt geëlimineerd uit een molecuul, meestal in de vorm van koolstofdioxide (CO₂). Een klassiek voorbeeld is de ontbinding van malonzuur bij verhitting, waarbij azijnzuur en CO₂ ontstaan. Deze reactie wordt mogelijk gemaakt door een specifieke ruimtelijke rangschikking van atomen, die een geconcerteerd reactiemechanisme toelaat waarbij bindingen simultaan worden gebroken en gevormd. Na eliminatie ontstaat een enol-vorm die tautomeriseert naar de stabielere keto-vorm. Dit mechanisme treedt op wanneer een carbonylgroep zich op de -positie ten opzichte van de carbonzuurfunctie bevindt, wat betekent dat er een -ketocarbonzuurfragment aanwezig is. Een voorbeeld uit de biochemie is de decarboxylatie in de vierde stap van de citroenzuurcyclus, die enzymatisch wordt gekatalyseerd in plaats van door verhitting [45](#page=45). > **Tip:** Let op het verschil tussen thermische en enzymatische decarboxylatie, en de vereiste structurele kenmerken (zoals een -ketocarbonzuurfragment) voor spontane decarboxylatie. ### 7.2 Hydroxycarbonzuren Hydroxycarbonzuren bevatten zowel een carbonzuur- als een hydroxylgroep in hetzelfde molecuul. Enkele voorbeelden hiervan zijn melkzuur, citroenzuur, appelzuur en wijnsteenzuur. Melkzuur is een -hydroxycarbonzuur dat voorkomt in twee enantiomere vormen; de vorm in runderenmelk verschilt van de vorm die ontstaat bij anaerobe verbranding van suikers in spieren, vanwege verschillende biochemische transformatieprocessen. Citroenzuur, appelzuur en wijnsteenzuur zijn complexere verbindingen met meerdere carbonzuur- en hydroxylgroepen. Wijnsteenzuur was vroeger een component van druivensap en werd aangetroffen op de bodem van wijnflessen, maar wordt nu meestal verwijderd tijdens de wijnproductie; dit is ook de bron van commercieel wijnsteenzuur. Citroenzuur wordt gebruikt als voedingsadditief vanwege de antioxiderende eigenschappen, en er bestaat slechts één stereoisomeer van [46](#page=46). #### 7.2.1 Vorming van lactonen uit hydroxycarbonzuren De nabijheid van een hydroxyl- en een carbonzuurfunctie in hetzelfde molecuul maakt intramoleculaire of intermoleculaire verestering mogelijk, leidend tot de vorming van esters. Intramoleculaire verestering vindt plaats bij - en -hydroxycarbonzuren omdat dit leidt tot de vorming van energetisch gunstige vijf- of zesringen, zoals bij -hydroxyboterzuur. Dergelijke cyclische verbindingen met een esterfunctie in de ring worden lactonen genoemd. Hoewel -hydroxyzuren te klein zijn voor intramoleculaire reactie, kunnen ze wel zesringen (lactonen) vormen door dimerisatie, zoals glycolzuur. -hydroxyzuren vormen geen lactonen omdat intramoleculaire reactie een energetisch onwaarschijnlijke vierring zou opleveren, en intermoleculaire reactie een minder gunstige achtring zou vormen [47](#page=47). > **Tip:** Lactonen zijn cyclische esters. De grootte van de ring (aantal atomen) is cruciaal voor de stabiliteit en dus de waarschijnlijkheid van vorming. ### 7.3 Aminocarbonzuren Aminocarbonzuren omvatten de twintig natuurlijke aminozuren, die de bouwstenen van alle eiwitstructuren vormen. Dit zijn doorgaans -aminozuren, waarbij de carbonzuur- en aminofunctie aan hetzelfde koolstofatoom gebonden zijn. De algemene structuurformule voor -aminozuren is [47](#page=47): $$ \begin{array}{c} \text{H}_2\text{N} - \underset{R}{\underset{|}{\text{C}}}\text{H} - \text{COOH} \end{array} $$ Vanwege de aanwezigheid van zowel zure als basische functies kunnen aminozuren in verschillende ionisatietoestanden voorkomen, afhankelijk van de pH van de oplossing. Het verschil tussen aminozuren wordt bepaald door de aard van de R-groep op het -koolstofatoom. Met uitzondering van glycine (waar R een waterstofatoom is), zijn alle -aminozuren chirale verbindingen met twee mogelijke configuraties rond het -koolstofatoom. Net als bij suikers kan een D- of L-descriptor worden gebruikt om deze configuratie aan te duiden. Eiwitten bevatten uitsluitend L-aminozuren, die allemaal de S-configuratie hebben, behalve cysteine [48](#page=48). #### 7.3.1 Rol van -, -, etc.-aminocarbonzuren en lactamvorming Hoewel -, -, en andere aminocarbonzuren bestaan, worden ze niet gebruikt voor de vorming van eiwitten. Sommige spelen echter wel een rol bij de overdracht of inhibitie van zenuwprikkels, zoals -aminoboterzuur (GABA). Net zoals hydroxycarbonzuren cyclische esters (lactonen) kunnen vormen, kunnen aminocarbonzuren onderling reageren via de vorming van een amidebinding, resulterend in lineaire of cyclische structuren [49](#page=49). Cyclische structuren die ontstaan door de vorming van een amidebinding worden lactams genoemd, analoog aan lactonen. Een vierring lactam is bijvoorbeeld een onderdeel van de structuur van penicilline-antibiotica. De antibiotische werking van penicillines berust op de inhibitie van een enzym dat essentieel is voor de opbouw van de bacteriële celwand. Bacteriën die resistent zijn tegen penicillines beschikken vaak over -lactamasen, enzymen die de lactamring hydrolyseren, waardoor de vierring verloren gaat en de penicilline zijn specifieke ruimtelijke structuur en dus zijn remmende werking verliest [49](#page=49). > **Tip:** Onthoud de analogie tussen lactonen (cyclische esters) gevormd uit hydroxycarbonzuren en lactams (cyclische amides) gevormd uit aminocarbonzuren. De stabiliteit van de ringgrootte speelt ook hier een belangrijke rol. --- # Chemische eigenschappen van esters en amiden Dit gedeelte behandelt de hydrolyse van esters in verschillende milieus, de vorming van zeep, en de chemische eigenschappen van amiden, waaronder hun basisiteit en het karakter van de koolstof-stikstofbinding [50](#page=50). ### 8.1 Hydrolyse van esters Esters ondergaan hydrolyse in zowel zure als basische waterige milieus, waarbij de oorspronkelijke alcohol en carbonzuur worden gevormd [50](#page=50). #### 8.1.1 Zure hydrolyse In een zuur milieu treedt het zuur op als katalysator en is er sprake van een evenwichtsreactie. Het mechanisme is analoog aan de Fisher-verestering, maar dan gelezen vanaf het ester als uitgangspunt [50](#page=50). #### 8.1.2 Basische hydrolyse (verzeping) De hydrolyse van esters in een basisch milieu wordt verzeping of saponificatie genoemd. Hierbij worden sterke basen zoals natriumhydroxide (NaOH) of kaliumhydroxide (KOH) gebruikt, soms ook ammoniak (NH₃), wat resulteert in het overeenkomstige natrium-, kalium- of ammoniumzout van het carbonzuur. Als het carbonzuurzout een lange alkylketen bevat, ontstaat er een zeep [51](#page=51). Het mechanisme van de basische hydrolyse, geïllustreerd met NaOH, is een klassiek voorbeeld van een additie-eliminatie mechanisme [51](#page=51). > **Tip:** In tegenstelling tot zure hydrolyse, treedt de base (NaOH) hier op als reagens en niet als katalysator. Bovendien is de reactie in zijn geheel aflopend en geen evenwichtsreactie, omdat de laatste stap (de aanval op het carboxylaat-anion) niet omkeerbaar is [51](#page=51). ### 8.2 Esters in de samenleving Esters zijn belangrijke carbonzuurderivaten die in de natuur voorkomen als geur- en smaakstoffen, wassen, oliën en vetten. Ze spelen een cruciale rol in de waarneming van aroma's, die bestaan uit vluchtige componenten. Veel esters staan bekend om hun aangename, zoete geur en worden vaak geassocieerd met fruitaroma's [52](#page=52). #### 8.2.1 Voorbeelden van geur- en smaakstoffen | Ester | Karakteristieke geur | | :----------------- | :------------------- | | Ethylformiaat | Rum | | Isopropylformiaat | Frambozen | | Pentylacetaat | Bananen | | Isopentylacetaat | Peren | | Octylacetaat | Sinaasappelen | | Ethylbutyraat | Ananas | | Pentylbutyraat | Abrikozen | > **Voorbeeld:** Het aroma van ananas bestaat uit een complex mengsel van vluchtige verbindingen, waaronder esters zoals ethylbutyraat [53](#page=53). Industriële processen zoals vriesdrogen en invriezen helpen bij het behoud van geurstoffen in voedsel en cosmetica [53](#page=53). ### 8.3 Chemische eigenschappen van amiden Amiden zijn aanzienlijk minder basisch dan amines. Dit komt doordat het vrije elektronenpaar op het stikstofatoom in de amidegroep, door mesomerie met de carbonylgroep, gedeeltelijk gedelokaliseerd is [53](#page=53). In één van de grensstructuren van de mesomerie draagt het stikstofatoom een positieve lading, waardoor het minder geneigd is een waterstofion (H⁺) te binden. Hierdoor zijn amiden net zo zwakke basen als gewone alcoholen [53](#page=53). #### 8.3.1 Dubbelbindingskarakter van de C-N binding De mesomerie resulteert ook in een gedeeltelijk dubbelbindingskarakter tussen het carbonylkoolstofatoom en het stikstofatoom. Het draaien rond deze binding vereist energie om het dubbelbindingskarakter en de mesomere stabilisatie te verbreken. Hierdoor is er geen vrije draaibaarheid rond de C-N binding in amiden [54](#page=54). Amiden komen doorgaans voor in 'cis'- en 'trans'-vormen, die in elkaar kunnen overgaan als de activeringsenergie om de dubbele binding te breken niet te hoog is [54](#page=54). > **Tip:** Door dit dubbelbindingskarakter bevinden alle atomen die aan de carbonylkoolstof of het stikstofatoom gebonden zijn zich in hetzelfde vlak [54](#page=54). #### 8.3.2 Waterstofbruggen in amiden In tegenstelling tot esters, en net als carbonzuren, kunnen amiden onderlinge waterstofbruggen vormen waarbij één molecuul zowel als donor als acceptor kan optreden. Deze eigenschappen zijn van groot belang voor de structuur van eiwitten [54](#page=54). --- # Derivaten van koolzuur Dit onderwerp introduceert organische derivaten van koolzuur, waaronder ureum en verschillende carbonaten, en beschrijft hun synthese en de farmacologische eigenschappen van ureïde verbindingen zoals barbituraten. ### 10.12.1 Koolzuur en zijn organische derivaten Koolzuur ($H_2CO_3$) wordt beschouwd als een anorganische verbinding, maar kent verschillende organische derivaten. Het meest bekende is ureum ($H_2NCONH_2$), het diamine van koolzuur, dat als afbraakproduct van het aminozuurmetabolisme via de urine wordt afgescheiden. Een volwassene produceert dagelijks ongeveer 30 gram ureum. In tegenstelling tot koolzuur, dat instabiel is en ontbindt tot water en koolstofdioxide, is ureum een zeer stabiele verbinding [55](#page=55).  #### 10.12.1.1 Synthese van ureum Ureum kan niet rechtstreeks uit koolzuur gesynthetiseerd worden. De synthese verloopt via het overeenkomstige zuurchloride, fosgeen ($Cl_2CO$). Reactie van fosgeen met twee moleculen ammoniak ($NH_3$) levert ureum op [55](#page=55). $$ Cl_2CO + 2 NH_3 \rightarrow H_2NCONH_2 + 2 HCl $$ #### 10.12.1.2 Synthese van carbonaten Door reactie van fosgeen met alcoholen ($ROH$) ontstaat eerst een chloroformiaat, wat een ester is van chloormierenzuur en tegelijkertijd een ester en een zuurchloride is. Verdere reactie met een tweede molecuul alcohol resulteert in dialkylcarbonaten [55](#page=55). $$ Cl_2CO + ROH \rightarrow ClCOOR + HCl $$ $$ ClCOOR + ROH \rightarrow R-O-CO-O-R + HCl $$ Carbaminezuur ($H_2NCOOH$), het mono-amide van koolzuur en ammoniak, is niet stabiel en ontbindt tot koolstofdioxide en ammoniak. De esters van carbaminezuur, alkylcarbamaten, zijn wel bekend. Deze worden verkregen door een chloroformiaatester te behandelen met ammoniak [55](#page=55) [56](#page=56). $$ ClCOOR + NH_3 \rightarrow H_2NCOOR + HCl $$ ### 10.12.2 Ureïden en hun farmacologische eigenschappen Ureum kan geacyleerd worden, waarbij ureïden ontstaan [56](#page=56). $$ H_2NCONH_2 + 2 RCOCl \rightarrow RCONHCONHR + 2 HCl $$ Sommige ureïden vertonen sterke slaapverwekkende eigenschappen. De bekendste hiervan zijn de barbituraten, zoals veronal, luminal en phanodorm. Deze kunnen beschouwd worden als derivaten van barbituurzuur, dat zelf een cyclisch diureïde is waarin malonzuur herkend kan worden [56](#page=56).  > **Tip:** Barbituraten zijn verslavend en zijn ondertussen grotendeels vervangen door therapeutisch sterkere middelen met minder bijwerkingen [56](#page=56). --- ## 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 | |------|------------| | Radikaal | Een molecuul of atoom dat een ongepaard elektron bezit, wat het zeer reactief maakt. Radikalen ontstaan vaak door homolytische splitsing van een covalente binding. | | Homolytische splitsing | Een chemische reactie waarbij een covalente binding breekt, waarbij elk van de twee atomen die de binding vormden een van de twee elektronen van het oorspronkelijke elektronenpaar behoudt, wat resulteert in de vorming van twee radikalen. | | Thermolyse | Een chemische reactie die wordt geïnitieerd door warmte, waarbij moleculen worden afgebroken tot kleinere fragmenten, vaak inclusief radikalen. | | Octet-configuratie | De neiging van atomen, met name in de tweede periode, om acht valentie-elektronen te bezitten om zo een stabiele elektronenschil te bereiken, vergelijkbaar met edelgassen. | | Covalente binding | Een chemische binding die wordt gevormd door het delen van elektronenparen tussen twee atomen, waardoor een stabiele moleculaire structuur ontstaat. | | Alkanen | Verzadigde koolwaterstoffen die alleen enkele bindingen tussen koolstofatomen bevatten. Ze zijn over het algemeen weinig reactief. | | Paraffinen | Een oude naam voor alkanen, afgeleid van het Latijnse 'parum affinis', wat 'weinig affiniteit' betekent, verwijzend naar hun lage reactiviteit. | | Ultraviolet (UV) licht | Elektromagnetische straling met een golflengte korter dan zichtbaar licht, die voldoende energie kan leveren om chemische bindingen te breken en reacties, zoals de vorming van radikalen, te initiëren. | | Exotherme reactie | Een chemische reactie waarbij energie wordt vrijgegeven aan de omgeving, meestal in de vorm van warmte, wat leidt tot een daling van de temperatuur van het reactiesysteem. | | Ketenmechanisme | Een reactiemechanisme waarbij een reactieve intermediair, zoals een radikaal, een reeks cyclische reacties initieert die eindigen met de regeneratie van de intermediair, wat leidt tot de omzetting van grote hoeveelheden reagentia. | | Initiatiestap | De eerste stap in een ketenreactie, waarbij de initiële reactieve intermediair wordt gevormd, bijvoorbeeld door de splitsing van een molecuul door licht of warmte. | | Propagatiestap | De stappen in een ketenreactie waarbij de reactieve intermediair reageert met een substraat om een product te vormen en een nieuwe intermediair te regenereren, waardoor de kettingreactie wordt voortgezet. | | Substitutiereactie | Een chemische reactie waarbij een atoom of groep in een molecuul wordt vervangen door een ander atoom of groep. | | Concentratie | De hoeveelheid van een stof in een bepaald volume of massa, uitgedrukt in eenheden zoals mol per liter. | | Terminatiestap | De laatste stap in een ketenreactie, waarbij de reactieve intermediair wordt verbruikt zonder regeneratie, wat leidt tot het einde van de kettingreactie. | | Polychloorderivaten | Organische verbindingen die meerdere chlooratomen bevatten die aan een koolstofskelet zijn gebonden. | | Alkylhalogeniden | Organische verbindingen die een alkylgroep en een halogeenatoom bevatten, verbonden door een covalente binding. | | Onverzadigdheid | De aanwezigheid van dubbele of drievoudige bindingen tussen koolstofatomen in een organische verbinding, wat deze chemisch reactiever maakt dan verzadigde verbindingen. | | Polymerisatie | Een chemisch proces waarbij kleine moleculen, monomeren genaamd, zich herhaaldelijk aan elkaar binden om lange ketens of netwerken, polymeren genaamd, te vormen. | | Moleculaire gewichten | De som van de atoommassa's van alle atomen in een molecuul, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (u). | | Carbokation | Een positief geladen ion dat een koolstofatoom met een positieve lading en een orbitaal dat een elektron mist bevat. | | Delokalisatie | De spreiding van elektronendichtheid over meerdere atomen of bindingen in een molecuul, wat leidt tot stabilisatie van het molecuul of de intermediair. | | Resonantie | Een concept in de chemie dat de stabilisatie van een molecuul of ion beschrijft door de delokalisatie van elektronen over meerdere atomen, weergegeven door meerdere Lewis-structuren die in werkelijkheid één enkele structuur vertegenwoordigen. | | Nucleofiel | Een chemische soort die een elektron paar kan doneren om een covalente binding te vormen. Nucleofielen reageren vaak met elektrofile centra. | | Elektrofilen | Een chemische soort die een elektron paar kan accepteren om een covalente binding te vormen. Elektrofilen reageren vaak met nucleofiele centra. | | Polarisatie | Een scheiding van elektrische lading binnen een molecuul, waardoor een gedeeltelijk positieve en een gedeeltelijk negatieve pool ontstaan. | | Carbonylgroep | Een functionele groep bestaande uit een koolstofatoom dat dubbel gebonden is aan een zuurstofatoom (C=O). Het is een kenmerk van aldehyden, ketonen, carbonzuren en hun derivaten. | | Additiereactie | Een chemische reactie waarbij twee of meer moleculen zich combineren tot een groter molecuul, vaak door toevoeging aan een dubbele of drievoudige binding. | | Geminaal diol (gem-diol) | Een molecuul waarin twee hydroxylgroepen (-OH) aan hetzelfde koolstofatoom zijn gebonden. | | Vicinaal diol (vic-diol) | Een molecuul waarin twee hydroxylgroepen (-OH) aan twee aangrenzende koolstofatomen zijn gebonden. | | Evenwichtsconstante (K) | Een maat voor de relatieve concentraties van producten en reactanten in een chemisch evenwicht. Een K > 1 geeft aan dat het evenwicht aan de productzijde ligt. | | Elektronduwende groepen (+I) | Chemische groepen die elektronendichtheid naar een ander deel van een molecuul verplaatsen, wat de positieve polarisatie op een naburig atoom kan verminderen. | | Katalysator | Een stof die de snelheid van een chemische reactie verhoogt zonder zelf verbruikt te worden in het proces. | | Zuur katalyse | Het gebruik van een zuur om de reactiesnelheid te verhogen, vaak door de polarisatie van een functionele groep te vergroten. | | Basische katalyse | Het gebruik van een base om de reactiesnelheid te verhogen, vaak door de vorming van een nucleofiele intermediair te bevorderen. | | Hydroxylion (OH-) | Een negatief geladen ion dat bestaat uit een zuurstofatoom en een waterstofatoom. Het is een sterke base en een goed nucleofiel. | | Alcoholaat anion | Een anion dat wordt gevormd wanneer een alcohol een proton verliest. Het is een sterke base. | | Hemiacetaal | Een organische verbinding die wordt gevormd door de reactie van een aldehyde of keton met één equivalent alcohol. Het bevat zowel een hydroxylgroep als een alkoxygroep gebonden aan hetzelfde koolstofatoom. | | Acetaal | Een organische verbinding die wordt gevormd door de reactie van een aldehyde of keton met twee equivalenten alcohol. Het bevat twee alkoxygroepen gebonden aan hetzelfde koolstofatoom. | | Hemiketal | Een organische verbinding die wordt gevormd door de reactie van een keton met één equivalent alcohol. Het bevat zowel een hydroxylgroep als een alkoxygroep gebonden aan hetzelfde koolstofatoom. | | Ketal | Een organische verbinding die wordt gevormd door de reactie van een keton met twee equivalenten alcohol. Het bevat twee alkoxygroepen gebonden aan hetzelfde koolstofatoom. | | Intermoleculair | Een reactie of interactie die plaatsvindt tussen verschillende moleculen. | | Intramoleculair | Een reactie of interactie die plaatsvindt binnen hetzelfde molecuul. | | Cyclisch molecuul | Een molecuul waarin een reeks atomen een gesloten ring vormt. | | Imines | Organische verbindingen die een koolstof-stikstof dubbele binding (C=N) bevatten. Ze worden gevormd door de reactie van aldehyden of ketonen met primaire amines. | | Schiffse Basen | Een synoniem voor imines, vooral wanneer ze worden gevormd uit de reactie van aldehyden of ketonen met primaire amines. | | Tautomerie | Een vorm van isomerie waarbij twee of meer verbindingen in snel evenwicht met elkaar staan, waarbij een atoom of groep (meestal een proton) snel van plaats verandert. | | Keto-enol tautomerie | Het evenwicht tussen een keton (of aldehyde) met een waterstofatoom op de alfa-koolstof en zijn enol-isomeer, dat een dubbele binding en een hydroxylgroep bevat. | | Enolaat anion | Een anion dat wordt gevormd wanneer een alfa-waterstofatoom van een carbonylverbinding wordt verwijderd. Het wordt gestabiliseerd door resonantie. | | Koolstofzuren | Een informele term voor koolstofatomen die voldoende zuur zijn om een proton te doneren, zoals de alfa-koolstofatomen in carbonylverbindingen die enolaten kunnen vormen. | | Aldolcondensatie | Een organische reactie waarbij twee moleculen van een aldehyde of keton, die ten minste één alfa-waterstofatoom bezitten, zich onder invloed van een base combineren om een bèta-hydroxycarbonylverbinding te vormen. | | -hydroxy-aldehyden | Aldehyden met een hydroxylgroep op het bèta-koolstofatoom (het derde koolstofatoom vanaf de carbonylgroep). | | -hydroxy-ketonen | Ketonen met een hydroxylgroep op het bèta-koolstofatoom. | | , onverzadigde aldehyden/ketonen | Aldehyden of ketonen met een dubbele binding tussen het alfa- en bèta-koolstofatoom, naast de carbonylgroep. | | Retro-aldol condensatie | De omgekeerde reactie van een aldolcondensatie, waarbij een bèta-hydroxycarbonylverbinding wordt gesplitst in twee carbonylmoleculen. | | Glycolyse | Het metabole proces waarbij glucose wordt afgebroken tot pyrodruivenzuur, met energieproductie. | | Enamine | Een organische verbinding die een dubbele binding tussen een koolstofatoom en een stikstofatoom bevat, vergelijkbaar met een imine maar met een amine-substituent aan het stikstofatoom. | | Carbonzuur | Een organische verbinding die een carboxylgroep (-COOH) bevat. | | Carboxylaat | Het anion dat wordt gevormd wanneer een carbonzuur een proton verliest. | | Alkaan-carbonzuur | Een naamgevingsmethode voor carbonzuren waarbij het koolstofatoom van de carboxylgroep niet wordt meegeteld in de ketenlengte. | | Alkaanzuur | Een naamgevingsmethode voor carbonzuren waarbij het koolstofatoom van de carboxylgroep wel wordt meegeteld in de ketenlengte. | | Amiden | Organische verbindingen die een carbonylgroep en een aminogroep bevatten die aan hetzelfde koolstofatoom zijn gebonden (-CONR2). | | Esters | Organische verbindingen die worden gevormd door de reactie van een carbonzuur met een alcohol, waarbij de hydroxylgroep van het carbonzuur wordt vervangen door een alkoxygroep (-COOR). | | Thioesters | Organische verbindingen vergelijkbaar met esters, waarbij de zuurstof in de alkoxygroep is vervangen door een zwavelatoom (-COSR). | | Anhydriden | Organische verbindingen die worden gevormd door de condensatie van twee carbonzuurmoleculen met eliminatie van water. Ze hebben de algemene structuur R-CO-O-CO-R. | | Zuurchloriden | Organische verbindingen met de algemene formule R-CO-Cl, waarbij de hydroxylgroep van een carbonzuur is vervangen door een chlooratoom. | | Acylgroep | De groep R-CO-, afgeleid van een carbonzuur. | | Acylering | Een chemische reactie waarbij een acylgroep wordt overgedragen aan een ander molecuul. | | Vetzuren | Carbonzuren met lange, alifatische alkylketens. Ze kunnen verzadigd of onverzadigd zijn. | | Dicarbonzuren | Organische zuren die twee carboxylgroepen bevatten. | | Hydrolyse | Een chemische reactie waarbij een molecuul wordt gesplitst door de toevoeging van water. | | Verzeping (saponificatie) | De hydrolyse van esters in basisch milieu, waarbij een carbonzuurzout en een alcohol worden gevormd. | | Amfifiel | Een molecuul dat zowel hydrofiele (waterminnende) als hydrofobe (waterafstotende) delen bevat. | | Micellen | Aggregaten van amfifiele moleculen in een oplossing, waarbij de hydrofobe delen naar elkaar toe gericht zijn en de hydrofiele delen naar de waterige omgeving. | | Fisher-verestering | Een zuur-gekatalyseerde reactie tussen een carbonzuur en een alcohol om een ester en water te vormen. | | Le Châtelier principe | Een principe dat stelt dat als een systeem in evenwicht wordt blootgesteld aan een verandering in omstandigheden, het systeem zal verschuiven om die verandering tegen te gaan. | | Fosfo-esters | Organische verbindingen waarin een fosfaatgroep via een esterbinding is gekoppeld aan een alcohol. | | Fosfo-anhydriden | Verbindingen waarin twee fosfaatgroepen met elkaar verbonden zijn via een anhydridebinding. Ze spelen een sleutelrol in energietransport in cellen. | | Pyrofosfaat (difosfaat) | Een verbinding die twee orthofosfaatmoleculen bevat die met elkaar zijn verbonden door een zuurstofatoom. | | Trifosfaat | Een verbinding die drie fosfaatgroepen bevat, die met elkaar zijn verbonden via anhydridebindingen. | | Orthofosfaat (mono-fosfaat) | Het anion dat is afgeleid van fosforzuur (H3PO4) door het verlies van drie protonen. | | Fosforylering | Het proces waarbij een fosfaatgroep wordt aangebracht op een molecuul. | | Adenosinedifosfaat (ADP) | Een nucleotide dat een belangrijke rol speelt in het energiemetabolisme, bestaande uit adenosine en twee fosfaatgroepen verbonden door fosfo-anhydridebindingen. | | Adenosinetrifosfaat (ATP) | Een nucleotide die de belangrijkste energiedrager is in cellen. Het bestaat uit adenosine en drie fosfaatgroepen verbonden door fosfo-anhydridebindingen. | | Decarboxylatie | Een chemische reactie waarbij een carboxylgroep wordt verwijderd van een molecuul, meestal in de vorm van koolstofdioxide (CO2). | | -ketocarbonzuur | Een carbonzuur met een carbonylgroep op het bèta-koolstofatoom ten opzichte van de carboxylgroep. | | -hydroxyboterzuur | Een hydroxycarbonzuur met een hydroxylgroep op het gamma-koolstofatoom en een carboxylgroep. | | Lacton | Een cyclische ester die ontstaat door intramoleculaire verestering van een hydroxycarbonzuur. | | -aminozuren | Carbonzuren met een aminogroep op het alfa-koolstofatoom (het koolstofatoom naast de carboxylgroep). Ze zijn de bouwstenen van eiwitten. | | Lactam | Een cyclische amide die ontstaat door intramoleculaire vorming van een amidebinding. | | Peptidebinding | Een amidebinding die de aminozuureenheden in een polypeptide of eiwit verbindt. | | Polypeptide | Een lange keten van aminozuren die met elkaar zijn verbonden door peptidebindingen. | | Eiwit | Een macromolecuul bestaande uit één of meer polypeptideketens, die opgevouwen zijn tot een specifieke driedimensionale structuur en diverse biologische functies uitvoeren. | | Verzeping | Een basische hydrolyse van esters die leidt tot de vorming van een carbonzuurzout en een alcohol. | | Chloroformiaat | Een ester van chloormierenzuur, met de algemene formule Cl-CO-OR. Het bezit zowel een zuurchloride als een ester functionaliteit. | | Alkylcarbamaten | Esters van carbaminezuur (H2NCOOH), met de algemene formule R-NH-CO-OR'. | | Ureïden | Derivaten van ureum die gevormd worden door acylering. | | Barbituraten | Een klasse van sedatieve en hypnotische geneesmiddelen die structureel gerelateerd zijn aan barbituurzuur. | | Ureum | Een diamine van koolzuur (H2N-CO-NH2), een belangrijke afbraakproduct van eiwitmetabolisme. |