1 Hoofdstuk 1.pdf

# 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. |