Chemistry

# Stereochemie en soorten isomerie Dit onderwerp introduceert de concepten van stereochemie, waarbij de driedimensionale rangschikking van atomen in moleculen centraal staat, en verkent de verschillende soorten isomerie die hieruit voortvloeien [1](#page=1). ### 1.1 De ruimtelijke verdeling van substituenten De ruimtelijke verdeling van substituenten rond koolstofatomen, met name $sp^3$-gehybridiseerde koolstofatomen, kan leiden tot stereoisomerie. Een $sp^3$-koolstofatoom kan stereogeen zijn als het verbonden is met vier verschillende substituenten. Twee onderscheidbare ruimtelijke verdelingen rond een stereogeen koolstofatoom vormen stereo-isomeren die niet met elkaar tot overlap gebracht kunnen worden [2](#page=2) [6](#page=6). #### 1.1.1 Stereogeen koolstofatoom Een koolstofatoom is stereogeen, ook wel een asymmetrisch koolstofatoom genoemd, indien het verbonden is met vier verschillende groepen of atomen. De aanwezigheid van een stereogeen koolstofatoom is gekoppeld aan de afwezigheid van een inwendig spiegelvlak doorheen dit koolstofatoom. Enkel $sp^3$-koolstofatomen kunnen stereogeen zijn. Wanneer twee identieke substituenten aan een koolstofatoom gebonden zijn, kan dit koolstofatoom niet stereogeen zijn [6](#page=6) [7](#page=7). #### 1.1.2 Enantiomerie Stereo-isomeren die zich tot elkaar verhouden als spiegelbeeld en niet tot dekking gebracht kunnen worden, worden enantiomeren genoemd. Bij organische verbindingen met één stereogeen koolstofatoom verhouden de stereo-isomeren zich als beeld en spiegelbeeld en vormen ze steeds een enantiomeer paar [3](#page=3) [4](#page=4). > **Tip:** Enantiomeren hebben identieke fysische eigenschappen zoals dichtheid, smeltpunt, kookpunt en oplosbaarheid, maar interageren verschillend met gepolariseerd licht [7](#page=7). ### 1.2 Optische activiteit Chirale moleculen, die enantiomeren hebben, kunnen de polarisatierichting van vlak gepolariseerd licht draaien. Achirale moleculen daarentegen veroorzaken geen netto draaiing, aangezien de effecten worden uitgemiddeld [7](#page=7) [8](#page=8). * **Gepolariseerd licht:** Normaal licht heeft elektrische veldvectoren die in alle mogelijke vlakken georiënteerd zijn. Vlak gepolariseerd licht heeft deze vectoren in één enkel vlak [8](#page=8). * **Polarimeter:** De draaiing van gepolariseerd licht wordt gemeten met een polarimeter. De mate van draaiing is afhankelijk van het type molecule, de concentratie en de lengte van de meetcel, en wordt gekarakteriseerd door de specifieke rotatie [8](#page=8). ### 1.3 Weergave van stereoisomeren #### 1.3.1 Fisher projectie De Fisher projectie is een geschikte manier om stereoisomeren weer te geven, met name voor niet-cyclische verbindingen die niet te complex zijn en waarbij de aandacht op één stereogeen centrum gevestigd moet worden [11](#page=11) [9](#page=9). * **Opstelling:** De koolstofketen wordt verticaal geplaatst, met de carboxylgroep bovenaan. Horizontale lijnen stellen bindingen voor die naar voren wijzen, en verticale lijnen stellen bindingen voor die naar achter wijzen, onder een hoek van 90° ten opzichte van elkaar. Het centrale koolstofatoom wordt niet getekend [9](#page=9). * **Eigenschappen:** * Het verwisselen van twee substituenten leidt tot het enantiomeer [10](#page=10). * Het tweemaal verwisselen van willekeurige substituenten leidt tot het oorspronkelijke stereoisomeer [10](#page=10). * Fisher projecties mogen in het vlak enkel over 180° gedraaid worden zonder de configuratie te veranderen [11](#page=11). * Wordt typisch gebruikt voor suikers en aminozuren [11](#page=11). > **Voorbeeld:** Bij het opstellen van Fisher-projecties voor melkzuur, wordt de koolstofketen verticaal geplaatst met de carboxylgroep bovenaan [9](#page=9). #### 1.3.2 R,S-nomenclatuur (Cahn-Ingold-Prelog) De R,S-nomenclatuur, volgens IUPAC, is de meest geschikte en ondubbelzinnige manier om stereoisomeren te benoemen [12](#page=12). * **Rangschikken van substituenten:** De vier substituenten op het stereogene koolstofatoom worden gerangschikt op basis van prioriteit [13](#page=13). 1. De atomen die rechtstreeks aan het stereogene koolstofatoom gebonden zijn, worden gerangschikt volgens afnemend atoomgetal. Het atoom met het hoogste atoomgetal krijgt rangnummer 1, en die met het laagste rangnummer 4 [14](#page=14). 2. Indien de eerste atomen identiek zijn, worden de volgende atomen in de keten vergeleken [15](#page=15). * Prioriteitsvolgorde: $I > Br > Cl > S > P > F > O > N > C > H$ [14](#page=14). * Een dubbele binding telt als twee atomen van die soort, een drievoudige binding als drie [15](#page=15). * **Bepalen van R of S configuratie:** 1. Maak een ruimtelijke voorstelling van het molecuul. 2. Oriënteer het molecuul zodanig dat de substituent met de laagste prioriteit (rangnummer 4) naar achter wijst [13](#page=13). 3. Bepaal de zin van de rotatie wanneer de substituenten 1, 2 en 3 in volgorde van dalende prioriteit met elkaar verbonden worden [14](#page=14). * **Wijzerzin:** R-vorm (rechtsdraaiend) [14](#page=14). * **Tegenwijzerzin:** S-vorm (linksdraaiend) [14](#page=14). > **Voorbeeld:** Bij butaan-2-thiol ($CH_3CH(SH)CH_2CH_3$) wordt de prioriteit bepaald door de atomen direct gebonden aan het $sp^3$-koolstofatoom: S (rang 1), C (van de ethylgroep, rang 2), C (van de methylgroep, rang 3), H (rang 4). Als men de R,S-configuratie bepaalt, verkrijgt men de benaming $(S)$-butaan-2-thiol [12](#page=12) [15](#page=15). #### 1.3.3 D/L-nomenclatuur De D/L-nomenclatuur is een verouderde methode die nog steeds in gebruik is voor suikers en aminozuren, gebaseerd op de configuratie van glyceraldehyde [12](#page=12). ### 1.4 Organische verbindingen met meer dan één stereogeen koolstofatoom Voor $n$ stereogene koolstofatomen kunnen er theoretisch $2^n$ stereoisomeren bestaan [17](#page=17). > **Voorbeeld:** 2-chloor-3,4-dihydroxybutanal heeft meerdere stereogene koolstofatomen, wat leidt tot een groter aantal stereoisomeren. Bij cyclische verbindingen zoals 1,3-dichloorcyclohexaan kunnen interacties tussen de substituenten de mogelijke isomeren beïnvloeden [17](#page=17). --- # Enantiomerie en diastereomerie Dit gedeelte behandelt de specifieke relaties tussen stereo-isomeren, met name enantiomerie en diastereomerie, en de concepten van chirale en achirale moleculen. ## 2. Enantiomerie en diastereomerie Stereo-isomeren zijn verbindingen met dezelfde molecuulformule en dezelfde connectiviteit van atomen, maar met een verschillende ruimtelijke ordening van deze atomen. Binnen deze categorie onderscheiden we twee belangrijke relaties: enantiomerie en diastereomerie [18](#page=18). ### 2.1 Chirale en achirale moleculen #### 2.1.1 Chirale moleculen Een voorwerp, inclusief een molecuul, is **chiraal** als het spiegelbeeld ervan niet door rotatie en translatie op het oorspronkelijke voorwerp kan worden gelegd. Met andere woorden, het spiegelbeeld en het oorspronkelijke voorwerp vormen een enantiomeer paar. Chirale moleculen zijn dus niet superponeerbaar met hun spiegelbeeld [20](#page=20). > **Tip:** Chirality is een fundamentele eigenschap die je vaak terugziet in de natuur, zoals bij onze handen die elkaars spiegelbeeld zijn maar niet over elkaar passen [20](#page=20) [21](#page=21). #### 2.1.2 Achirale moleculen Een molecuul is **achiraal** als het een spiegelvlak bevat. Dit betekent dat het spiegelbeeld van het molecuul wel op het oorspronkelijke molecuul kan worden gelegd door middel van rotatie en translatie. Een voorbeeld van een achiraal molecuul is gegeven met een waterstofatoom, fluoratoom en chlooratoom gebonden aan hetzelfde koolstofatoom, waarbij de overige substituenten symmetrisch zijn [21](#page=21). > **Tip:** De aanwezigheid van een spiegelvlak is een indicator voor achiraliteit. Als een molecuul een spiegelvlak heeft, is het achiraal. ### 2.2 Enantiomerie Enantiomeren zijn stereo-isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn en die niet superponeerbaar zijn. Als een molecuul meer dan één stereogeen koolstofatoom bevat, is de kans groot dat er enantiomerie optreedt [18](#page=18) [20](#page=20). #### 2.2.1 Kenmerken van enantiomeren * **Identieke fysische eigenschappen** (behalve optische activiteit): Kookpunten, smeltpunten, oplosbaarheid in achirale oplosmiddelen en spectrale gegevens (zoals IR en NMR) zijn identiek voor enantiomeren [22](#page=22). * **Interactie met achirale reagentia**: Enantiomeren reageren identiek met achirale reagentia. Dit betekent dat als je een racemisch mengsel (een 1:1 mengsel van twee enantiomeren) laat reageren met een achiraal reagens, beide enantiomeren hetzelfde reageren en het mengsel enantiomeer blijft [22](#page=22) [23](#page=23). * **Interactie met chirale reagentia**: Enantiomeren reageren verschillend met chirale reagentia. Dit leidt tot de vorming van diastereomeren (zie verder) [23](#page=23). > **Voorbeeld:** De interactie van onze handen met een beker (achiraal voorwerp) is identiek voor zowel de linker- als de rechterhand. Elk enantiomeer van een chiraal molecuul interageert op dezelfde manier met een achiraal voorwerp of omgeving [21](#page=21). #### 2.2.2 Optische activiteit Chirale moleculen hebben de eigenschap om gepolariseerd licht te draaien. De ene enantiomeer draait het licht in één richting (dextrorotatory, aangeduid met (+) of R) en de andere enantiomeer draait het licht in de tegenovergestelde richting (levorotatory, aangeduid met (-) of S). Een 50:50 mengsel van twee enantiomeren, een racemisch mengsel, is optisch inactief omdat de rotaties van de twee enantiomeren elkaar opheffen [22](#page=22). ### 2.3 Diastereomerie Diastereomeren zijn stereo-isomeren die **geen** spiegelbeeld van elkaar zijn. Dit treedt op wanneer een molecuul twee of meer stereogene centra heeft, en de configuratie van de stereogene centra niet voor alle centra omgedraaid is ten opzichte van elkaar [18](#page=18). > **Tip:** Diastereomeren zijn "niet-beeld en spiegelbeeld" paren, in tegenstelling tot enantiomeren die "beeld en spiegelbeeld" paren zijn. #### 2.3.1 Kenmerken van diastereomeren * **Verschillende fysische eigenschappen**: Diastereomeren hebben verschillende smeltpunten, kookpunten, oplosbaarheden, en kunnen ook verschillende spectrale gegevens hebben. Dit komt doordat hun moleculaire vormen en dus hun intermoleculaire krachten van elkaar verschillen [20](#page=20). * **Interactie met chirale en achirale reagentia**: Diastereomeren reageren verschillend met zowel chirale als achirale reagentia. Zelfs met een achiraal voorwerp of omgeving zullen diastereomeren verschillend interageren [23](#page=23). > **Voorbeeld:** Twee moleculen die diastereomeren zijn, zullen verschillend reageren, zelfs met een achiraal reagens. Dit principe wordt benut bij de scheiding van enantiomeren, door ze eerst om te zetten in diastereomeren met een chiraal reagens. #### 2.3.2 Meso-verbindingen Een bijzonder geval dat verband houdt met diastereomerie is de meso-verbinding. Een meso-verbinding is een molecuul dat stereogene centra bevat, maar toch achiraal is omdat het een inwendig spiegelvlak heeft dat de chiraliteit opheft. Dit betekent dat het spiegelbeeld van een meso-verbinding identiek is aan de oorspronkelijke verbinding. De twee paren van enantiomeren die ontstaan bij bijvoorbeeld wijnsteenzuur zijn (2R,3R)/(2S,3S) en (2R,3S)/(2S,3R). Het (2R,3S) en (2S,3R) paar zijn in feite meso-verbindingen omdat ze een inwendig spiegelvlak hebben [19](#page=19). > **Voorbeeld:** Wijnsteenzuur is een klassiek voorbeeld waarbij zowel enantiomeren als een meso-vorm voorkomen. De (2R,3R) en (2S,3S) configuraties vormen een enantiomeer paar, terwijl de (2R,3S) en (2S,3R) configuraties diastereomeren zijn ten opzichte van de eerste paar, maar de meso-vormen zelf identiek zijn door een inwendig spiegelvlak [19](#page=19). ### 2.4 De relatie tussen enantiomeren en diastereomeren met reagentia De interactie van een chiraal molecuul met andere moleculen hangt sterk af van de chiraliteit van het interactiepartner. * **Enantiomeren + achiraal reagens:** Beide enantiomeren reageren identiek met achirale reagentia. De uitkomst van de reactie is een mengsel van de twee enantiomeren, die identiek reageren [22](#page=22). * **Enantiomeren + chiraal reagens:** Beide enantiomeren reageren verschillend met een chiraal reagens. Het resultaat is een mengsel van diastereomeren, die verschillende fysische en chemische eigenschappen hebben. Dit is een belangrijke methode om enantiomeren van elkaar te scheiden [23](#page=23). * **Diastereomeren + chiraal/achiraal reagens:** Diastereomeren reageren altijd verschillend, zowel met chirale als met achirale reagentia. Dit is omdat diastereomeren intrinsiek verschillende moleculaire structuren en eigenschappen hebben [23](#page=23). --- # Nomenclatuur en scheiding van enantiomeren Dit onderwerp behandelt de verschillende manieren waarop stereoisomeren, specifiek enantiomeren, benoemd kunnen worden met de R/S-nomenclatuur en de methoden om deze van elkaar te scheiden, voornamelijk via de vorming van diastereomere zouten. ### 3.1 Nomenclatuur van stereoisomeren: de R/S-nomenclatuur De R/S-nomenclatuur, ontwikkeld door Cahn-Ingold-Prelog, is de enige geschikte nomenclatuur zonder ambiguïteit voor het benoemen van stereoisomeren. Hoewel de D/L-nomenclatuur nog in voege is voor suikers en aminozuren, is deze verouderd en gebaseerd op glyceraldehyde [12](#page=12). #### 3.1.1 Principes van de R/S-nomenclatuur De naamgeving van stereoisomeren volgens de R/S-methode omvat de volgende stappen: 1. **Rangschik de 4 substituenten op het stereogeen koolstofatoom:** De substituenten worden gerangschikt op basis van dalende prioriteit [13](#page=13). * **Regels voor rangschikken:** De atomen die rechtstreeks aan het stereogeen koolstofatoom gebonden zijn, worden gerangschikt volgens afnemend atoomgetal. Het atoom met het hoogste atoomgetal krijgt rangnummer 1, en degene met het laagste atoomgetal rangnummer 4 [14](#page=14). * **Voorbeeld van prioriteitsorde:** I > Br > Cl > S > P > F > O > N > C > H [14](#page=14). * **Omgaan met gelijkheid:** Als de direct gebonden atomen gelijk zijn, wordt gekeken naar de atomen waaraan deze gebonden zijn, en zo verder langs de keten [15](#page=15). > **Voorbeeld:** Bij butaan-2-thiol (CH$_3$CH(SH)CH$_2$CH$_3$) zijn de direct gebonden atomen aan het stereogene koolstofatoom (C2): S, CH$_3$, CH$_2$CH$_3$, en H. De prioriteitsvolgorde is: S (hoogste atoomgetal) > CH$_2$CH$_3$ (C is gebonden aan 2 H en 1 C) > CH$_3$ (C is gebonden aan 3 H) > H (laagste atoomgetal). De rangschikking wordt dus: 1 (SH), 2 (CH$_2$CH$_3$), 3 (CH$_3$), 4 (H) [12](#page=12) [15](#page=15). 2. **Maak een ruimtelijke voorstelling en oriënteer:** Maak een ruimtelijke voorstelling van de moleculaire structuur. Vervolgens wordt de substituent met de laagste prioriteit (rangnummer 4) zo georiënteerd dat deze naar achter wijst [13](#page=13). 3. **Bepaal de zin van de rotatie:** Bepaal de zin van de rotatie wanneer de substituenten in volgorde van dalende prioriteit (1 > 2 > 3) met elkaar verbonden worden [14](#page=14). * **Wijzerzin:** De rotatie is met de klok mee (rechtsdraaiend) en de configuratie is R [14](#page=14). * **Tegenwijzerzin:** De rotatie is tegen de klok in (linksdraaiend) en de configuratie is S [14](#page=14). > **Tip:** Het is cruciaal om de laagste prioriteit correct naar achteren te projecteren om de R/S-configuratie correct te bepalen. Als deze naar voren wijst, is de bepaalde R/S-configuratie omgekeerd [4](#page=4). #### 3.1.2 Toepassing op complexere moleculen * **Moleculen met meerdere stereogene koolstofatomen:** Voor moleculen met $n$ stereogene koolstofatomen kunnen maximaal $2^n$ stereoisomeren bestaan. Elk stereogeen centrum krijgt individueel een R- of S-aanduiding [17](#page=17). * **Voorbeeld:** (1R of S?, 2R of S?)-1,3-dichloorcyclohexaan. Hier moeten de configuraties voor beide chloorsubstituenten (op positie 1 en 3) onafhankelijk bepaald worden [17](#page=17). * **Verbindingen met meerdere stereocenters en een specifieke ruimtelijke weergave:** Bij het bepalen van de configuratie van bijvoorbeeld (R)-2-broompropaanzuur, moet men eerst de prioriteiten van de substituenten (Br, COOH, CH$_3$, H) vaststellen en vervolgens de ruimtelijke ligging interpreteren. Voor (R)-tetrahydrofuran-2-ol is de bepaling van de prioriteiten (OH, O in de ring, CH$_2$CH$_2$ in de ring, H) essentieel [16](#page=16). ### 3.2 Scheiding van enantiomeren Enantiomeren hebben identieke fysische eigenschappen (smeltpunt, kookpunt, oplosbaarheid) en reageren op dezelfde manier met achirale reagentia, wat hun scheiding bemoeilijkt [24](#page=24). #### 3.2.1 Principe van scheiding via diastereomere zouten Het principe om enantiomeren te scheiden is gebaseerd op het omzetten van een enantiomeer paar in een diastereomeer paar door reactie met een chiraal reagens. Diastereomeren hebben verschillende fysische eigenschappen en kunnen daardoor gescheiden worden [24](#page=24). * **Reactie met een chirale base op een enantiomeer zuur:** Een veelgebruikte methode is de reactie van een racemaat (een 1:1 mengsel van twee enantiomeren) van een zuur met een zuivere chirale base. Dit resulteert in de vorming van twee verschillende zouten: * (R)-zuur + (R)-base $\rightarrow$ (R,R)-zout (diastereomeer) * (S)-zuur + (R)-base $\rightarrow$ (S,R)-zout (diastereomeer) Deze twee diastereomere zouten hebben verschillende oplosbaarheden en kunnen daardoor gescheiden worden, bijvoorbeeld door fractionele kristallisatie. Na scheiding kan het zuivere enantiomeer teruggewonnen worden door het zout te behandelen met een sterk achiraal zuur [24](#page=24). > **Voorbeeld:** Melkzuur bestaat als D-melkzuur en L-melkzuur. Door een racemaat van melkzuur te laten reageren met een chirale base, ontstaan twee diastereomere zouten die gescheiden kunnen worden. De chirale base wordt hierbij aangegeven als "(+) Base" [24](#page=24). * **Andere toepassingen:** Dit principe is ook toepasbaar op de scheiding van andere soorten chirale moleculen, zoals aminozuren of optisch actieve alcoholen, door geschikte chirale reagentia te kiezen [24](#page=24). > **Tip:** De keuze van de chirale hulpstof (base of zuur) is cruciaal voor een efficiënte scheiding. Idealiter vormt deze met de enantiomeren van het te scheiden product sterk contrasterende diastereomeren wat betreft hun fysische eigenschappen zoals oplosbaarheid. --- # Impact en toepassingen van chiraliteit Chiraliteit, de eigenschap van een molecuul om niet-superponeerbaar te zijn met zijn spiegelbeeld, heeft significante en diverse gevolgen in zowel de chemie als de natuurlijke wereld, met name in biologische systemen en farmaceutische toepassingen [21](#page=21) [22](#page=22). ### 4.1 Chiraal versus achiraal Een achiraal object of molecuul bezit een spiegelvlak, waardoor het wel superponeerbaar is met zijn spiegelbeeld. Chirale objecten en moleculen daarentegen missen een spiegelvlak, wat resulteert in twee niet-superponeerbare spiegelbeelden, enantiomeren genoemd [21](#page=21). ### 4.2 Interactie van chirale objecten en moleculen De interactie van chirale objecten hangt af van of het interactiepartner achiraal of chiraal is. #### 4.2.1 Interactie met achirale voorwerpen Chirale voorwerpen, zoals een hand, interageren identiek met achirale voorwerpen, zoals een beker. Dit betekent dat een linkerhand even goed op een beker past als een rechterhand. Op moleculair niveau reageren beide enantiomeren van een chiraal molecuul op dezelfde manier met een achiraal reagens of omgeving. Het geheel blijft in dit geval enantiomeer [21](#page=21) [22](#page=22). #### 4.2.2 Interactie met chirale voorwerpen De interactie van chirale voorwerpen met andere chirale voorwerpen is daarentegen verschillend. Een linkerhand past bijvoorbeeld niet in een linkerhandschoen op dezelfde manier als een rechterhand. Op moleculair niveau reageren de twee enantiomeren van een chiraal molecuul verschillend met een ander chiraal reagens of omgeving. Dit resulteert in de vorming van diastereomeren, die andere fysische en chemische eigenschappen hebben dan de oorspronkelijke enantiomeren [22](#page=22) [23](#page=23). > **Tip:** Het verschil in interactie tussen enantiomeren en chirale receptoren is cruciaal voor de biologische activiteit van moleculen, zoals medicijnen. ### 4.3 Effecten van chiraliteit in de chemie Chiraliteit beïnvloedt chemische reacties op verschillende manieren: * **Enantiomeren + achiraal reagens:** Beide enantiomeren reageren identiek, waardoor het reactieproduct een mengsel van de oorspronkelijke enantiomeren is (of een nieuwe racemaat) [22](#page=22). * **Enantiomeren + chiraal reagens:** Beide enantiomeren reageren verschillend met hetzelfde enantiomeer van het chiraal reagens, wat leidt tot de vorming van diastereomeren. Deze diastereomeren kunnen dan weer gescheiden worden op basis van hun verschillende fysische eigenschappen [23](#page=23). * **Diastereomeren + chiraal/achiraal reagens:** Diastereomeren reageren altijd verschillend, zelfs met een achiraal reagens of omgeving, omdat ze per definitie verschillende eigenschappen hebben [23](#page=23). ### 4.4 Gevolgen van chiraliteit op moleculair vlak en in de farmacie De impact van chiraliteit op moleculair vlak is bijzonder belangrijk in biologische systemen, waar receptoren en enzymen vaak zelf chiraal zijn [25](#page=25). * **Verschillende biologische effecten:** Omdat chirale moleculen verschillend interageren met chirale biologische receptoren, kunnen de twee enantiomeren van een medicijn sterk verschillende effecten hebben. Eén enantiomeer kan therapeutisch actief zijn, terwijl het andere enantiomeer inactief of zelfs schadelijk kan zijn [25](#page=25). * **Voorbeelden in de farmacie:** * **L-dopamine en D-dopamine:** Deze zijn beide enantiomeren. In de context van de medicatie voor Parkinson is L-dopa (na decarboxylatie) de actieve vorm [25](#page=25). * **S-ibuprofen en R-ibuprofen:** S-ibuprofen is het actieve enantiomeer dat werkt als ontstekingsremmer en pijnstiller. R-ibuprofen is grotendeels inactief en wordt mogelijk omgezet naar S-ibuprofen in het lichaam, of het kan als een ongewenst bijproduct worden beschouwd [25](#page=25). * **Thalidomide/Softenon:** Dit is een berucht voorbeeld waarbij één enantiomeer sedatief werkte en de andere ernstige geboorteafwijkingen veroorzaakte. Dit benadrukt het cruciale belang van het synthetiseren en toedienen van de juiste enantiomeer in de farmacie [26](#page=26). > **Uitleg:** Het onderscheid tussen enantiomeren is cruciaal voor de veiligheid en effectiviteit van medicijnen. Het toedienen van een racemaat (een 1:1 mengsel van beide enantiomeren) kan leiden tot onverwachte of ongewenste effecten als één enantiomeer de gewenste werking heeft en de ander niet, of zelfs schadelijk is. ### 4.5 Soorten isomerie gerelateerd aan chiraliteit Chiraliteit is nauw verbonden met verschillende vormen van isomerie: * **Enantiomerie:** Spiegelsymmetrische, niet-superponeerbare moleculen. * **Diastereomerie:** Stereoisomeren die geen spiegelbeelden van elkaar zijn. Dit omvat ook *cis-trans* isomerie, dat optreedt bij dubbele bindingen of cyclische structuren [26](#page=26). Chiraliteit is dus een fundamenteel concept dat de interacties, reactiviteit en biologische activiteit van moleculen diepgaand beïnvloedt [21](#page=21) [22](#page=22) [23](#page=23) [25](#page=25) [26](#page=26). --- # Cis-trans isomerie van alkenen Cis-trans isomerie bij alkenen is een specifiek type stereoisomerie waarbij moleculen met dezelfde brutoformule en connectiviteit toch verschillende ruimtelijke structuren hebben rondom de dubbele binding [27](#page=27). ### 5.1 Stereoisomerie en de dubbele binding Stereoisomerie omvat moleculen die dezelfde structuurformule hebben (de atomen zijn op dezelfde manier aan elkaar verbonden), maar een verschillende ruimtelijke rangschikking van hun atomen. Cis-trans isomerie is een vorm hiervan [26](#page=26) [27](#page=27). ### 5.2 Ruimtelijke structuur van alkenen De ruimtelijke structuur van alkenen wordt bepaald door de dubbele koolstof-koolstofbinding ($C=C$). In tegenstelling tot de vrije draaibaarheid rond een enkelvoudige koolstof-koolstofbinding ($C-C$), vereist rotatie rond een dubbele binding het verbreken van de $\pi$-binding. Dit proces kost een aanzienlijke hoeveelheid energie, namelijk $240$ kJ.mol$^{-1}$. Door deze beperkte draaibaarheid kunnen substituenten aan weerszijden van de dubbele binding een vaste positie innemen, wat leidt tot cis-trans isomerie [27](#page=27). ### 5.3 Cis- en trans-isomeren Bij alkenen met twee verschillende substituenten op elk koolstofatoom van de dubbele binding, kunnen er twee geometrische isomeren ontstaan: cis en trans [27](#page=27). * **Cis-isomeer:** De twee identieke of belangrijker geachte substituenten bevinden zich aan **dezelfde kant** van de dubbele binding [27](#page=27). > **Voorbeeld:** In but-2-een bevinden de twee methylgroepen zich aan dezelfde kant van de $C=C$ binding. > > ``` > CH3 > / > C=C > / \ > H CH3 > ``` > bron [27](#page=27): * **Trans-isomeer:** De twee identieke of belangrijker geachte substituenten bevinden zich aan **tegenovergestelde kanten** van de dubbele binding [27](#page=27). > **Voorbeeld:** In but-2-een bevinden de twee methylgroepen zich aan tegenovergestelde kanten van de $C=C$ binding. > > ``` > CH3 > / > C=C > / \ > CH3 H > ``` > bron [27](#page=27): Deze isomeren hebben dus verschillende ruimtelijke verdelingen van de atomen rond de dubbele binding [27](#page=27). --- ## 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 | |------|------------| | Stereochemie | Het onderdeel van de scheikunde dat zich bezighoudt met de driedimensionale structuur van moleculen en hoe deze structuur de fysische en chemische eigenschappen beïnvloedt. Het bestudeert de ruimtelijke rangschikking van atomen binnen moleculen. | | Isomerie | Het fenomeen waarbij twee of meer verbindingen dezelfde molecuulformule hebben maar verschillende structuren of ruimtelijke rangschikkingen van atomen, wat leidt tot verschillende eigenschappen. | | Stereo-isomeren | Moleculen die dezelfde molecuulformule en dezelfde connectiviteit van atomen hebben, maar verschillen in de ruimtelijke rangschikking van hun atomen. Ze kunnen niet door rotatie rond enkele bindingen in elkaar worden omgezet. | | Enantiomeren | Twee stereo-isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn en die niet op elkaar passen (niet-superponeerbaar). Ze ontstaan meestal door de aanwezigheid van een stereogeen centrum. | | Stereogeen koolstofatoom | Een koolstofatoom dat gebonden is aan vier verschillende substituenten. Dit type koolstofatoom is de meest voorkomende bron van chiraliteit in organische moleculen. | | Chiraal | Een molecuul of voorwerp is chiraal als het niet samenvallend is met zijn spiegelbeeld. Chirale moleculen hebben doorgaans een stereogeen centrum. | | Achiraal | Een molecuul of voorwerp is achiraal als het samenvallend is met zijn spiegelbeeld. Vaak is de aanwezigheid van een spiegelvlak een indicator van achiraliteit. | | Diastereomeren | Stereo-isomeren die geen spiegelbeeld van elkaar zijn. Ze komen voor in moleculen met meer dan één stereogeen centrum en hebben over het algemeen verschillende fysische en chemische eigenschappen. | | Fisherprojectie | Een tweedimensionale weergave van een driedimensionale organische molecuul met een stereogeen centrum. Horizontale lijnen vertegenwoordigen bindingen die naar de waarnemer wijzen, en verticale lijnen vertegenwoordigen bindingen die van de waarnemer af wijzen. | | Optische activiteit | Het vermogen van een chirale stof om het vlak van gepolariseerd licht te roteren. De mate en richting van deze rotatie zijn karakteristiek voor de specifieke enantiomeer. | | Polarisatie | Het proces waarbij lichtgolven, die normaal in alle richtingen oscilleren, worden gefilterd zodat hun elektrische veldvectoren slechts in één vlak oscilleren. | | Polarimeter | Een instrument dat wordt gebruikt om de optische rotatie van een monster te meten. Het meet de hoek waarmee het vlak van gepolariseerd licht wordt gedraaid door een oplossing van een chiraal molecuul. | | Racemaat (racemisch mengsel) | Een 1:1 mengsel van twee enantiomeren. Racemische mengsels zijn optisch inactief omdat de rotaties van de twee enantiomeren elkaar opheffen. | | Meso-vorm | Een stereoisomeer van een verbinding met meerdere stereogene centra die achiraal is door de aanwezigheid van een symmetrievlak dat de molecule in twee identieke, elkaars spiegelbeeld helften verdeelt. | | Cis-trans isomerie | Een vorm van diastereomerie die optreedt in cyclische verbindingen of alkenen wanneer er twee groepen aan dezelfde kant (cis) of aan tegenovergestelde zijden (trans) van het vlak van de ring of dubbele binding geplaatst zijn. | | IUPAC-nomenclatuur | De Internationale Unie voor Pure en Toegepaste Chemie (International Union of Pure and Applied Chemistry) stelt de gestandaardiseerde regels op voor de naamgeving van chemische stoffen, inclusief de R,S-nomenclatuur voor stereoisomeren. | | R,S-nomenclatuur | Een systeem voor het toekennen van configuraties aan stereogene centra, waarbij R (rectus) en S (sinister) worden toegekend op basis van de prioriteit van de substituenten en de richting van de rotatie. |

# Chemische reactiviteit en mechanismen Chemische reactiviteit en mechanismen behandelen de fundamentele concepten van chemische transformaties, inclusief de dynamiek van reagentia en reactieproducten, en de gedetailleerde moleculaire stappen van reactiemechanismen [1](#page=1). ## 1. Chemische reactiviteit en mechanismen Chemische transformaties beschrijven het proces waarbij reagentia worden omgezet in reactieproducten. Dit kan worden voorgesteld door algemene reactievergelijkingen zoals $A + B \rightarrow C + D$, $A \rightarrow C + D$, of $A + B \rightarrow C$. Het **reactiemechanisme** is de gedetailleerde beschrijving op moleculaire schaal van de reeks gebeurtenissen die leiden tot deze omzetting [1](#page=1). ### 1.1 Energetische aspecten van chemische reacties De gunstigheid van een reactie wordt beoordeeld vanuit twee perspectieven: * **Chemische thermodynamica:** Bepaalt of een reactie energetisch gunstig is [2](#page=2). * **Chemische kinetiek:** Bepaalt of de transformatie effectief kan plaatsvinden [2](#page=2). Beide aspecten worden behandeld in de cursus Algemene en Anorganische Chemie [2](#page=2). ### 1.2 Reactiemechanismen: Terminologie Verschillende typen reacties worden gedefinieerd op basis van de aard van de bindingen die worden verbroken en gevormd: #### 1.2.1 Substitutiereacties Bij substitutiereacties wordt een sigma ($\sigma$) binding verbroken en wordt een nieuwe sigma ($\sigma$) binding gevormd. Dit proces kan gelijktijdig plaatsvinden of in opeenvolgende stappen. Als de stappen opeenvolgend zijn, ontstaat er een reactief intermediair [2](#page=2). #### 1.2.2 Additiereacties Additiereacties omvatten het breken van één pi ($\pi$) binding en de vorming van twee nieuwe sigma ($\sigma$) bindingen. Deze reacties verlopen doorgaans via een reactief intermediair [2](#page=2). #### 1.2.3 Eliminatiereacties Bij eliminatiereacties worden twee sigma ($\sigma$) bindingen verbroken, terwijl er een nieuwe pi ($\pi$) binding wordt gevormd. Het verbreken van de sigma ($\sigma$) bindingen gebeurt meestal in opeenvolgende stappen, waarbij een reactief intermediair wordt gevormd [2](#page=2). > **Tip:** Het begrijpen van de terminologie rond reactiemechanismen is cruciaal voor het analyseren van chemische transformaties op moleculair niveau. Let goed op het verschil tussen de bindingen die worden verbroken en gevormd, en de rol van reactieve intermediairen. --- # Energetische en kinetische aspecten van reacties Dit gedeelte van het document onderzoekt de energetische gunstigheid van reacties door middel van chemische thermodynamica en de haalbaarheid van transformaties via chemische kinetiek. ### 2.1 Energetische gunstigheid van chemische reacties De energetische gunstigheid van chemische reacties wordt geëvalueerd met behulp van de principes van de chemische thermodynamica. Dit veld stelt ons in staat te bepalen of een reactie al dan niet energetisch gunstig is [2](#page=2). ### 2.2 Haalbaarheid van transformaties De haalbaarheid van chemische transformaties, oftewel of een reactie daadwerkelijk kan plaatsvinden, wordt bestudeerd binnen het domein van de chemische kinetiek [2](#page=2). ### 2.3 Reactiemechanismen: terminologie Het begrijpen van hoe reacties verlopen, wordt verduidelijkt aan de hand van de volgende terminologie met betrekking tot reactiemechanismen: #### 2.3.1 Substitutiereacties Bij substitutiereacties wordt een $\sigma$-binding verbroken en tegelijkertijd een nieuwe $\sigma$-binding gevormd. Dit proces kan gelijktijdig plaatsvinden of in opeenvolgende stappen. Indien de stappen opeenvolgend zijn, wordt een reactief intermediair gevormd [2](#page=2). #### 2.3.2 Additiereacties Additiereacties omvatten het verbreken van één $\pi$-binding en de vorming van twee nieuwe $\sigma$-bindingen. Deze reacties verlopen doorgaans via een reactief intermediair [2](#page=2). #### 2.3.3 Eliminatiereacties Bij eliminatiereacties worden twee $\sigma$-bindingen verbroken en een nieuwe $\pi$-binding gevormd. Het verbreken van de $\sigma$-bindingen geschiedt meestal in opeenvolgende stappen, waarbij een reactief intermediair wordt gevormd [2](#page=2). > **Tip:** De concepten van chemische thermodynamica en kinetiek, evenals reactiemechanismen, worden verder uitgediept in de cursus Algemene en Anorganische Chemie [2](#page=2). --- # Terminologie van reactietypes Dit onderdeel behandelt de classificatie van chemische reactietypes, met de nadruk op hoe bindingen worden verbroken en gevormd, en de rol die intermediairen hierin spelen. ### 3.1 Substitutiereacties Substitutiereacties worden gekenmerkt door het verbreken van een $\sigma$-binding en de gelijktijdige of opeenvolgende vorming van een nieuwe $\sigma$-binding. Als de bindingen in opeenvolgende stappen worden verbroken en gevormd, ontstaat er een reactief intermediair [2](#page=2). ### 3.2 Additiereacties Bij additiereacties wordt een $\pi$-binding verbroken, waarna twee nieuwe $\sigma$-bindingen worden gevormd. Dit type reactie verloopt doorgaans via een reactief intermediair [2](#page=2). ### 3.3 Eliminatiereacties Eliminatiereacties inhouden het verbreken van twee $\sigma$-bindingen, wat leidt tot de vorming van een nieuwe $\pi$-binding. Meestal gebeurt het verbreken van de $\sigma$-bindingen in afzonderlijke stappen, waarbij een intermediair reactief deeltje ontstaat [2](#page=2). > **Tip:** Begrijpen hoe bindingen worden verbroken en gevormd is essentieel voor het voorspellen van reactieproducten en het begrijpen van reactiemechanismen. De rol van intermediairen is cruciaal omdat deze vaak zeer reactief zijn en de snelheid van de reactie kunnen beïnvloeden. --- # Classificatie en interacties van reagentia Dit onderwerp classificeert reagentia als nucleofielen, elektrofielen en radicalaire deeltjes, en beschrijft de polaire interacties tussen elektronenrijke en elektronenarme sites [3](#page=3). ### 4.1 Soorten reagentia Reagentia kunnen worden ingedeeld in drie hoofdcategorieën op basis van hun elektronische eigenschappen: nucleofielen, elektrofielen en radicalen [3](#page=3). #### 4.1.1 Nucleofielen Nucleofielen, afgeleid van het Griekse 'nucleus' (kern) en 'philos' (minnend), zijn deeltjes die graag interageren met positief geladen kernen. Dit betekent dat nucleofielen doorgaans elektronenrijk zijn en een vrije elektronenpaar of een pi-binding hebben die ze kunnen doneren [3](#page=3). * **Eigenschappen:** * Elektronenrijk [3](#page=3). * Hebben een negatieve lading of een vrij elektronenpaar [3](#page=3). * Zoeken naar elektronenarme centra (elektrofielen) [3](#page=3). * **Voorbeelden van nucleofielen:** * Anionen: Hydrideion ($H^-$), hydroxideion ($HO^-$), alkoxideionen ($RO^-$), thiolaationen ($RS^-$), cyanideionen ($-CN$), carboxylaten ($RCOO^-$), carbanionen ($R_3C^-$) [3](#page=3). * Organometaalverbindingen: Grignard-reagentia ($RMgBr$) [3](#page=3). * Neutrale moleculen met vrije elektronenparen: Ethers ($R-O-R$), alcoholen ($ROH$), water ($H_2O$), ammoniak ($H_3N:$) [3](#page=3). #### 4.1.2 Elektrofielen Elektrofielen, afgeleid van het Griekse 'ēlektron' (elektron) en 'philos' (minnend), zijn deeltjes die graag elektronen accepteren. Ze zijn doorgaans elektronenarm en worden aangetrokken tot elektronenrijke gebieden [3](#page=3). * **Eigenschappen:** * Elektronenarm [3](#page=3). * Hebben een positieve lading of een tekort aan elektronen [3](#page=3). * Zoeken naar elektronenrijke centra (nucleofielen) [3](#page=3). * **Voorbeelden van elektrofielen:** * Kationen: Proton ($H^+$), hydroniumion ($H_3O^+$), carbokationen ($R_3C^+$) [3](#page=3). * Lewis-zuren: Aluminiumchloride ($AlCl_3$) [3](#page=3). #### 4.1.3 Radicalen Radicalen zijn chemische deeltjes die één of meer ongepaarde elektronen bevatten. Deze ongepaarde elektronen maken radicalen zeer reactief [3](#page=3). * **Eigenschappen:** * Bevatten een ongepaard elektron [3](#page=3). * Vaak zeer reactief [3](#page=3). * **Voorbeelden van radicalen:** * Radicaal-deeltjes ($R^\circ$) [3](#page=3). ### 4.2 Interacties van reagentia De interacties tussen nucleofielen en elektrofielen zijn essentieel in veel chemische reacties, met name in de organische chemie. Deze interacties zijn gebaseerd op het principe van elektronenoverdracht van een elektronenrijk centrum (nucleofiel) naar een elektronenarm centrum (elektrofiel) [3](#page=3). * **Polaire interacties:** Nucleofiele en elektrofiele reagentia leiden tot polaire interacties. Dit gebeurt wanneer een elektronenrijke site van een nucleofiel interageert met een elektronenarme site van een elektrofiel [3](#page=3). > **Tip:** Denk aan deze interactie als een 'slot en sleutel' mechanisme, waarbij de elektronenrijke 'sleutel' (nucleofiel) zich bindt aan het elektronenarme 'slot' (elektrofiel). > **Example:** De reactie tussen een Grignard-reagens (nucleofiel) en een carbonylgroep (elektrofiel). Het partiële negatieve koolstofatoom van de Grignard-reagens deelt zijn elektronenpaar met het partiële positieve koolstofatoom van de carbonylgroep. ``` nucleofiel elektrofiel RMgBr C=O ``` Dit resulteert in de vorming van een nieuwe covalente binding tussen het koolstofatoom van de Grignard-reagens en het carbonylkoolstofatoom [3](#page=3). --- # Mechanismen voor breken en vormen van chemische bindingen Dit gedeelte behandelt de fundamentele processen van heterolytische en homolytische splitsing van chemische bindingen en de daaropvolgende vorming van nieuwe bindingen, waarbij zowel geconcerteerde als stapsgewijze mechanismen worden beschouwd. ### 5.1 Splitsing van chemische bindingen Chemische bindingen kunnen op twee primaire manieren worden verbroken: heterolytisch en homolytisch [4](#page=4). #### 5.1.1 Heterolytische splitsing Heterolytische splitsing, ook wel asymmetrische splitsing genoemd, treedt op wanneer de binding tussen twee atomen zodanig wordt verbroken dat een van de atomen beide elektronen van de binding meeneemt. Dit proces resulteert in de vorming van twee ionen: een positief geladen ion (kation) en een negatief geladen ion (anion). De richting van de elektronendensiteit is hierbij cruciaal. In reactieschema's wordt dit aangegeven met een enkele volle pijl [4](#page=4). #### 5.1.2 Homolytische splitsing Homolytische splitsing, of symmetrische splitsing, vindt plaats wanneer de binding tussen twee atomen zodanig wordt verbroken dat elk atoom één elektron van de bindingspaar meeneemt. Dit leidt tot de vorming van twee radicalen, dit zijn deeltjes met een ongepaard elektron. Dit proces is eveneens sterk afhankelijk van de polarisatie van de binding. Homolytische splitsing wordt gesymboliseerd door een dubbele "vishaak" pijl [4](#page=4). ### 5.2 Vorming van chemische bindingen De vorming van chemische bindingen is in essentie het omgekeerde proces van bindingbreuk en kan eveneens symmetrisch of asymmetrisch verlopen [5](#page=5). #### 5.2.1 Symmetrische reacties Bij een symmetrische reactie, zoals bij homolytische splitsing, worden bindingen gevormd door radicalen. Twee radicalen combineren zich om een stabiele binding te vormen, waarbij het ongepaarde elektron van elk radicaal een bindend paar vormt [5](#page=5). #### 5.2.2 Asymmetrische reacties Asymmetrische reacties zijn gerelateerd aan heterolytische processen en omvatten de interactie tussen geladen deeltjes of polaire moleculen. Dit kan leiden tot de vorming van nieuwe bindingen door de aantrekking van tegengestelde ladingen of door de aanval van een nucleofiel op een elektrofiel centrum [5](#page=5) [6](#page=6). ### 5.3 Reactiemechanismen De processen van breken en vormen van bindingen kunnen in één enkele geconcerteerde actie plaatsvinden of zich ontvouwen over meerdere stappen [5](#page=5) [6](#page=6). #### 5.3.1 Radicale reacties Radicale reacties worden gekenmerkt door homolytische splitsing en de daaropvolgende reacties van radicalen. Deze mechanismen zijn cruciaal in processen zoals polymerisatie en verbrandingsreacties [5](#page=5). #### 5.3.2 Polaire reacties Polaire reacties omvatten de interactie tussen moleculen met een significante ladingsscheiding of de vorming van ionen. In deze mechanismen speelt de polarisatie van bindingen een sleutelrol, leidend tot de vorming van nieuwe bindingen door bijvoorbeeld nucleofiele substitutie of additiereacties [6](#page=6). > **Tip:** Onthoud dat de polarisatie van een binding bepaalt welke manier van splitsing (heterolytisch of homolytisch) het meest waarschijnlijk is. Bij een sterk gepolariseerde binding zal de elektronegativiteit van de atomen de verdeling van de elektronen beïnvloeden bij het breken. --- ## 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 | |------|------------| | Chemische transformatie | Een proces waarbij de ene chemische stof wordt omgezet in een andere, door de breking en vorming van chemische bindingen. | | Reagentia | De stoffen die aan het begin van een chemische reactie staan en worden omgezet in producten. | | Reactieproducten | De stoffen die ontstaan als resultaat van een chemische reactie uit de reagentia. | | Reactiemechanisme | De gedetailleerde reeks elementaire stappen op moleculaire schaal die beschrijft hoe reagentia worden omgezet in reactieproducten. | | Chemische thermodynamica | De tak van de chemie die de energetische aspecten van chemische reacties bestudeert, zoals de gunstigheid van een reactie. | | Chemische kinetiek | De tak van de chemie die de snelheid en mechanismen van chemische reacties bestudeert, en hoe transformaties effectief plaatsvinden. | | Substitutiereactie | Een reactietype waarbij een atoom of groep in een molecuul wordt vervangen door een ander atoom of groep, meestal gepaard gaand met het breken en vormen van s-bindingen. | | Additiereactie | Een reactietype waarbij twee of meer moleculen zich combineren tot een groter molecuul, vaak door het breken van een p-binding en het vormen van twee nieuwe s-bindingen. | | Eliminatiereactie | Een reactietype waarbij atomen of groepen uit een molecuul worden verwijderd, wat resulteert in de vorming van een nieuwe p-binding, doorgaans door het breken van twee s-bindingen. | | Reactief intermediair | Een moleculaire entiteit die wordt gevormd tijdens een meerstapsprocesreactiemechanisme, die zeer reactief is en snel verder reageert. | | Nucleofiel (Nu) | Een chemische soort die de neiging heeft om een positieve of deelelektrisch positieve atoomkern aan te vallen vanwege zijn elektronenrijkdom. | | Elektro fieel (E+) | Een chemische soort die de neiging heeft om elektronen te accepteren en daardoor aan te vallen op een elektronenrijke plaats. | | Radicaalir | Een chemische soort die een ongepaard elektron bezit, waardoor het zeer reactief is en betrokken kan zijn bij radicalaire reacties. | | Polarisatie van de binding | Het ongelijke delen van elektronen binnen een chemische binding, wat resulteert in een partiële positieve en negatieve lading op de atomen. | | Heterolytische splitsing | Het asymmetrische breken van een chemische binding, waarbij één atoom beide elektronen van de binding meeneemt, wat resulteert in de vorming van ionen. | | Homolytische splitsing | Het symmetrische breken van een chemische binding, waarbij elk atoom één elektron van de binding meeneemt, wat resulteert in de vorming van radicalen. |

# Proton-transferevenwichten en concepten van zuur en base Dit onderwerp introduceert de Brønsted-Lowry definitie van zuren en basen en onderzoekt de concepten van aciditeit en basiciteit, met een focus op de pKa-schaal en de invloed van oplosmiddelen. ### 1.1 De Brønsted-Lowry definitie van zuren en basen De Brønsted-Lowry definitie beschouwt zuren als deeltjes die een proton ($\text{H}^+$) kunnen afstaan, en basen als deeltjes die een proton kunnen opnemen. Proton-transferevenwichten zijn hierbij centraal, waarbij reacties in oplossing typisch een protonoverdracht tussen een zuur en een base omvatten, vaak met water als oplosmiddel. Een algemene evenwichtsreactie is [1](#page=1): $\text{HX} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{X}^-$ [1](#page=1). waarbij $\text{HX}$ het zuur, $\text{H}_2\text{O}$ de base, $\text{H}_3\text{O}^+$ het geconjugeerde zuur, en $\text{X}^-$ de geconjugeerde base is. De richting van de protonoverdracht wordt bepaald door de relatieve sterkte van de betrokken zuren en basen [2](#page=2) [3](#page=3) [4](#page=4). ### 1.2 Aciditeit en basiciteit #### 1.2.1 Zuurgraad en basiciteit in water In water wordt de zuurgraad van een oplossing gekenmerkt door de concentraties van $\text{H}^+$ (of $\text{H}_3\text{O}^+$) en $\text{OH}^-$ ionen [2](#page=2). * Een zure oplossing heeft een $\text{pH} < 7$ [2](#page=2). * Een neutrale oplossing heeft een $\text{pH} = 7$ [2](#page=2). * Een basische oplossing heeft een $\text{pH} > 7$ [2](#page=2). In water is $\text{H}_3\text{O}^+$ het sterkste zuur en $\text{OH}^-$ de sterkste base [3](#page=3). #### 1.2.2 De pKa-schaal De zuurgraad kan kwantitatief worden uitgedrukt met behulp van de zuurconstante ($\text{Ka}$) en de pKa-schaal. De pKa is gedefinieerd als [2](#page=2): $\text{pKa} = -\log(\text{Ka})$ [2](#page=2). * Een hogere $\text{Ka}$-waarde (en dus een lagere pKa-waarde) duidt op een sterker zuur [2](#page=2). * Een lage pKa-waarde (bv. < 0) betekent een sterk zuur dat volledig gedissocieerd is in water [2](#page=2). * Een hoge pKa-waarde (bv. > 50) betekent een uiterst zwak zuur [2](#page=2). De organische pKa-schaal is aanzienlijk breder dan de waterige pKa-schaal. In de organische chemie wordt basiciteit doorgaans geëvalueerd in termen van de aciditeit van de gepatoneerde vorm van de base, waarbij de pKb-terminologie zelden wordt gebruikt [3](#page=3). > **Tip:** Een lagere pKa betekent een sterk zuur, en de geconjugeerde base is dan stabieler. **Voorbeelden van pKa-waarden:** * $\text{HCl}$: $\text{pKa} < 0$ [2](#page=2). * $\text{CH}_3\text{COOH}$ (azijnzuur): $\text{pKa} = 4.76$ [2](#page=2). * $\text{NH}_3$ (ammoniak): $\text{pKa} = 9.23$ [2](#page=2). * $\text{N(CH}_2\text{CH}_3)_3$ (triethylamine): $\text{pKa} = 10.65$ [2](#page=2). De pKa-schaal voor waterige oplossingen loopt grofweg van -2 (voor $\text{H}_3\text{O}^+$) tot 16 (voor $\text{H}_2\text{O}$) [3](#page=3). ### 1.3 Factoren die de zuursterkte beïnvloeden De zuursterkte van een verbinding $\text{HA}$ hangt af van de stabiliteit van zowel het zuur $\text{HA}$ als zijn geconjugeerde base $\text{A}^-$ [4](#page=4). * De aciditeit van $\text{HA}$ neemt toe naarmate de stabiliteit van $\text{HA}$ afneemt [4](#page=4). * De aciditeit van $\text{HA}$ neemt toe naarmate de stabiliteit van de geconjugeerde base $\text{A}^-$ toeneemt [4](#page=4). * De basiciteit van een base $\text{B}$ neemt toe naarmate de stabiliteit van $\text{B}$ afneemt [4](#page=4). * De basiciteit van $\text{B}$ neemt toe naarmate de stabiliteit van zijn gepatoneerde vorm $\text{HB}^+$ toeneemt [4](#page=4). #### 1.3.1 Invloed van het element waaraan het proton gebonden is De zuurgraad van een $\text{X-H}$ binding wordt sterk beïnvloed door de aard van het element $\text{X}$ [4](#page=4). **Verticale invloed (in een groep):** * De zuurgraad neemt toe met de grootte van het element waaraan het proton gebonden is. Dit komt doordat de negatieve lading op de geconjugeerde base ($\text{X}^-$) beter gedelokaliseerd kan worden over een groter oppervlak, wat leidt tot een stabielere geconjugeerde base [4](#page=4). * Voorbeelden (pKa waarden): * $\text{CH}_4$: 50 * $\text{NH}_3$: 33 * $\text{H}_2\text{O}$: 15.7 * $\text{HF}$: 3.2 [4](#page=4). * $\text{PH}_3$: 29 * $\text{H}_2\text{S}$: 7.0 * $\text{HCl}$: -2.2 [4](#page=4). * $\text{H}_2\text{Se}$: 3.9 * $\text{HBr}$: -5 [4](#page=4). * $\text{HI}$: -(6-10) [4](#page=4). **Horizontale invloed (in een periode):** * De zuurgraad neemt toe naarmate de elektronegativiteit van het element toeneemt van links naar rechts in een periode. Een hogere elektronegativiteit stabiliseert de negatieve lading op de geconjugeerde base beter [5](#page=5). * Voorbeelden (pKa waarden): * $\text{CH}_4$ (pKa 50) < $\text{NH}_3$ (pKa 33) < $\text{H}_2\text{O}$ (pKa 15.7) < $\text{HF}$ (pKa 3.2) [4](#page=4) [5](#page=5). Deze effecten impliceren dat een alcohol $(\text{ROH})$ een sterker zuur is dan een amine $(\text{RNH}_2)$, dat weer sterker is dan een alkaan $(\text{R-H})$ [5](#page=5). #### 1.3.2 Oxyzuren Oxyzuren hebben de algemene structuur $\text{H-O-Z}$ [6](#page=6). * De zuurgraad van een oxyzuren stijgt naarmate de formele lading van het centrale element $\text{Z}$ positiever is [6](#page=6). * Alcoholen $(\text{ROH})$ en carbonzuren $(\text{RCOOH})$ zijn klassieke organische oxyzuren met een significant verschil in zuurgraad [6](#page=6). * Alcoholen zijn relatief zwakke zuren; de geconjugeerde base van ethanol, het ethoxide anion, is onstabiel omdat de negatieve lading geconcentreerd is op één zuurstofatoom [7](#page=7). * Het acetaat anion, de geconjugeerde base van azijnzuur, is stabieler door resonantie-delokalisatie over twee equivalente structuren [7](#page=7). * Fenol $(\text{pKa} \approx 10)$ is intermediair in zuurgraad; het is sterker dan ethanol omdat de negatieve lading in het fenolaat anion ook geresoneerd kan worden. Deze resonantie is echter minder effectief dan bij het acetaat anion, omdat de negatieve lading deels op het minder elektronegatieve koolstofatoom terechtkomt [7](#page=7) [8](#page=8). #### 1.3.3 Invloed van substituenten (Inductief effect) De zuurgraad kan ook variëren binnen dezelfde functionele groepen (bv. $\text{ROH}$, $\text{RCOOH}$, $\text{ArOH}$) door de aanwezigheid van polaire functionele groepen [8](#page=8). * Het substitueren van een waterstofatoom door een elektronegatief element, zoals chloor $(\text{Cl})$ of fluor $(\text{F})$, verhoogt de zuurgraad. Dit komt door het **inductief effect** [8](#page=8) [9](#page=9). * Het inductieve effect treedt op door de polaire $\text{C-Z}$ binding, waarbij het positieve einde van de dipool de negatieve lading op de geconjugeerde base (bijvoorbeeld op zuurstof) stabiliseert. Dit effect plant zich voort langs de bindingen [9](#page=9). **Voorbeelden van inductief effect op zuurgraad:** * Alcoholen: * $\text{ClCH}_2\text{CH}_2\text{OH}$: $\text{pKa} = 14.3$ * $\text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH}$: $\text{pKa} = 15.9$ * $\text{CF}_3\text{CH}_2\text{OH}$: $\text{pKa} = 12.4$ [8](#page=8). * Carbonzuren: * $\text{ClCH}_2\text{COOH}$: $\text{pKa} = 2.86$ * $\text{CH}_3\text{COOH}$: $\text{pKa} = 4.74$ * $\text{CF}_3\text{COOH}$: $\text{pKa} = 0.23$ [8](#page=8). Het inductieve effect is relevant voor alle organische zuren, waaronder carbonzuren [9](#page=9). --- # Invloed van elementstructuur op zuurgraad De aard van het element waaraan een proton is gebonden, heeft een significante invloed op de zuurgraad van een verbinding door middel van verticale en horizontale effecten binnen het periodiek systeem. De stabiliteit van de geconjugeerde base speelt hierbij een cruciale rol [4](#page=4). ### 2.1 Algemene principes De zuurgraad van een verbinding HA neemt toe naarmate de stabiliteit van HA afneemt, en eveneens naarmate de stabiliteit van de geconjugeerde base A⁻ toeneemt. Omgekeerd neemt de basiciteit van een base B toe indien de stabiliteit van B afneemt, en eveneens indien de stabiliteit van de geconjugeerde zuur HB⁺ toeneemt [4](#page=4). ### 2.2 Verticale invloed (grooteffect) Wanneer men verticaal een groep in het periodiek systeem afdaalt, stijgt de zuurgraad van de hydriden (pKa-waarden dalen) met de grootte van het element. Dit fenomeen is te wijten aan de toegenomen omvang van de geconjugeerde base (B⁻), waardoor deze de negatieve lading beter kan delocaliseren over een groter oppervlak. Deze delocalisatie leidt tot een stabielere geconjugeerde base [4](#page=4). **Voorbeelden van verticale invloed op zuurgraad (pKa):** * CH₄ (pKa ≈ 50) [4](#page=4). * NH₃ (pKa ≈ 33) [4](#page=4). * H₂O (pKa ≈ 15,7) [4](#page=4). * HF (pKa ≈ 3,2) [4](#page=4). * PH₃ (pKa ≈ 29) [4](#page=4). * H₂S (pKa ≈ 7,0) [4](#page=4). * HCl (pKa ≈ -2,2) [4](#page=4). * H₂Se (pKa ≈ 3,9) [4](#page=4). * HBr (pKa ≈ -5) [4](#page=4). * HI (pKa ≈ -(6-10)) [4](#page=4). ### 2.3 Horizontale invloed (elektronegativiteit) Wanneer men horizontaal een periode in het periodiek systeem doorloopt van links naar rechts, neemt de elektronegativiteit van het element toe. Deze toenemende elektronegativiteit leidt tot een grotere aciditeit van de hydriden. De hogere elektronegativiteit van het centrale atoom stabiliseert de negatieve lading op de geconjugeerde base effectiever [5](#page=5). **Voorbeelden van horizontale invloed op zuurgraad:** Een alcohol is een sterker zuur dan een amine, die op hun beurt sterker zijn dan alkanen, dit vanwege de toenemende elektronegativiteit van de atomen waaraan het waterstofatoom gebonden is (zuurstof > stikstof > koolstof) [5](#page=5). ### 2.4 Vergelijking van zuursterktes De gecombineerde effecten van elektronegativiteit en grooteffect verklaren de relatieve zuursterktes van verschillende verbindingen. Over het algemeen geldt dat hoe verder naar rechts en hoe hoger in het periodiek systeem het element staat waaraan het proton gebonden is, hoe sterker het zuur zal zijn [4](#page=4) [5](#page=5). **Relatieve zuursterktes:** * HI > HBr > HCl > HF [4](#page=4). * HCl > H₂S > PH₃ [4](#page=4). * HF > H₂O > NH₃ > CH₄ [4](#page=4). > **Tip:** Bij het beoordelen van zuursterkte is het altijd essentieel om te kijken naar de stabiliteit van de geconjugeerde base. Factoren die de negatieve lading op de geconjugeerde base beter verspreiden of aantrekken, zullen de zuursterkte verhogen. --- # Zuurtegraad van oxyzuren en stabilisatie-effecten Dit deel behandelt de zuurgraad van oxyzuren, waarbij de nadruk ligt op de stabiliteit van de geconjugeerde base door middel van resonantiestabilisatie en inductieve effecten, en hoe dit de zuursterkte beïnvloedt. ### 3.1 Algemene principes van oxyzuren De zuurgraad van een oxyz uur van het type H-O-Z neemt toe naarmate de formele lading van het centrale element Z positiever is. De meest voorkomende organische oxyzuren zijn alcoholen (ROH) en carbonzuren (RCOOH), die een significant verschil in zuurgraad vertonen [6](#page=6). ### 3.2 Stabilisatie van de geconjugeerde base #### 3.2.1 Resonantie Alcoholen zoals ethanol zijn weinig zure moleculen omdat hun geconjugeerde basen, zoals het ethoxide anion, instabiel zijn. Dit komt doordat de negatieve lading op één zuurstofatoom geconcentreerd is. In tegenstelling hiermee kan het acetaat anion, de geconjugeerde base van azijnzuur, de negatieve lading door middel van resonantie over twee equivalente resonantiestructuren verdelen. Fenol (pKa=10) heeft een intermediaire zuurgraad en is sterker zuur dan ethanol vanwege de delokalisatie van de negatieve lading op het zuurstofatoom in het fenolaat anion [7](#page=7). De resonantiestructuren van het fenolaat anion zijn echter minder belangrijk dan die van het acetaat anion. Dit komt doordat de negatieve lading in het fenolaat anion terechtkomt op een minder elektronegatief koolstofatoom en er geen aromatische stabilisatie meer plaatsvindt [8](#page=8). #### 3.2.2 Inductieve effecten De zuurgraad van oxyzuren kan variëren afhankelijk van de structuur, met name door de aanwezigheid van polaire functionele groepen [8](#page=8). > **Tip:** De substitutie van een waterstofatoom door een elektronegatief element zoals chloor (Cl) heeft een significante toename van de zuurgraad tot gevolg, resulterend in een pKa-verschil van ongeveer 1,5 tot 2 [8](#page=8). Wanneer Z een elektronegatief element is, zoals Cl of F, is de C-Z binding polair. Het inductieve effect treedt op doordat de afstand tussen het positieve uiteinde van de dipool en de negatieve lading op het zuurstofatoom van de geconjugeerde base kleiner is dan de afstand tussen het negatieve uiteinde van de dipool en de lading op het zuurstofatoom. Dit leidt tot stabilisatie [9](#page=9). Het inductieve effect is toepasbaar op alle organische zuren, waaronder carbonzuren [9](#page=9). **Voorbeelden van zuursterktevariatie:** * **Alcoholen:** * ClCH$_2$CH$_2$OH: pKa 14,3 * CH$_3$CH$_2$OH: pKa 15,9 * CF$_3$CH$_2$OH: pKa 12,4 [8](#page=8). * **Carbonzuren:** * ClCH$_2$COOH: pKa 2,86 * CH$_3$COOH: pKa 4,74 * CF$_3$COOH: pKa 0,23 [8](#page=8). --- ## 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 | |------|------------| | Proton-transferevenwichten | Dit zijn chemische reacties waarbij een proton (H+) wordt overgedragen van een zuur naar een base, resulterend in de vorming van nieuwe zuur-base paren. Deze evenwichten worden beschreven met behulp van evenwichtsconstanten. | | Aciditeit | De mate waarin een verbinding in staat is een proton te doneren. Een hogere aciditeit betekent dat een verbinding gemakkelijker een proton kan afstaan, wat vaak gepaard gaat met een lagere pKa-waarde. | | Basiciteit | De mate waarin een verbinding in staat is een proton te accepteren. Een hogere basiciteit betekent dat een verbinding gemakkelijker een proton kan binden, wat vaak geassocieerd wordt met een sterkere geconjugeerde zuur en een hogere pKb-waarde. | | Brønsted-Lowry concept | Een theorie die een zuur definieert als een deeltje dat een proton kan doneren, en een base als een deeltje dat een proton kan accepteren. Dit concept is cruciaal voor het begrijpen van zuur-base reacties in oplossing. | | Oplosmiddel | Een stof die in staat is andere stoffen (soluten) op te lossen en een homogene oplossing te vormen. In organische reactiviteit studies speelt water vaak een rol als oplosmiddel voor protonoverdrachtsreacties. | | Evenwichtsreactie | Een chemische reactie waarbij de reactanten en producten in een dynamische balans zijn, wat betekent dat de reactie zowel voorwaarts als achterwaarts plaatsvindt met gelijke snelheden. De toestand van evenwicht wordt gekenmerkt door constante concentraties van alle betrokken species. | | Ka | De zuurconstante, een kwantitatieve maat voor de sterkte van een zuur in waterige oplossing. Een hogere Ka-waarde duidt op een sterker zuur dat meer gedissocieerd is. | | pKa | De negatieve logaritme van de zuurconstante (Ka). De pKa-schaal is omgekeerd gerelateerd aan de zuursterkte: een lagere pKa-waarde betekent een sterker zuur. | | Geconjugeerde base | Het deeltje dat overblijft na afsplitsing van een proton van een zuur. De stabiliteit van de geconjugeerde base is een belangrijke factor voor de zuursterkte van het oorspronkelijke zuur. | | Geconjugeerd zuur | Het deeltje dat ontstaat wanneer een base een proton accepteert. De basiciteit van een base wordt vaak beoordeeld aan de hand van de sterkte van zijn geconjugeerde zuur. | | Inductief effect | Een elektronisch effect dat zich door sigma-bindingen voortplant, waarbij elektronen worden aangetrokken of afgestoten door een substituent. Dit effect kan de polariteit van bindingen en de stabiliteit van geladen deeltjes beïnvloeden. | | Resonantie | Een concept dat wordt gebruikt om de stabilisatie van moleculen of ionen te beschrijven wanneer een lading of dubbele binding kan worden gedelokaliseerd over meerdere atomen door middel van pi-elektronen. Dit leidt tot een stabielere structuur. | | Oxyzuren | Zuren die een proton bevatten dat gebonden is aan een zuurstofatoom, zoals alcoholen (ROH) en carbonzuren (RCOOH). Hun zuurgraad wordt beïnvloed door de aard van het atoom waaraan de hydroxylgroep is gebonden. |

# Nucleofiele substitutie: mechanismen SN1 en SN2 Dit onderwerp behandelt de twee primaire mechanismen van nucleofiele substitutie, SN1 en SN2, inclusief hun kinetiek, stereochemie en de factoren die hun reactiviteit beïnvloeden [1](#page=1). ### 1.1 Algemene principes van nucleofiele substitutie Nucleofiele substitutie is een reactie waarbij een nucleofiel, een elektronenpaar donor, een atoom of groep (de leaving groep) op een elektrofiel centrum vervangt. Het elektrofiele centrum is typisch een koolstofatoom met een partiële positieve lading, zoals in een alkylhalide. Het mechanisme omvat het breken van een sigma-binding en het vormen van een nieuwe sigma-binding [1](#page=1) [3](#page=3). #### 1.1.1 Nucleofielen, elektrofielen en leaving groepen * **Nucleofielen** zijn Lewis basen die een elektronenpaar doneren aan elektronen-deficiënte elektrofielen. Voorbeelden zijn hydroxiden ($\text{HO}^-$), alkoxiden ($\text{RO}^-$), haliden ($\text{I}^-$, $\text{Br}^-$, $\text{Cl}^-$, $\text{F}^-$), cyanide ($\text{CN}^-$) en water ($\text{H}_2\text{O}$) [2](#page=2) [3](#page=3). * **Elektrofielen** zijn elektronen-deficiënte centra die een elektronenpaar accepteren. Voorbeelden zijn protonen ($\text{H}^+$) en alkylkoolstofatomen in alkylhalides [2](#page=2) [3](#page=3). * **Leaving groepen** zijn groepen die het molecuul verlaten na het opnemen van een elektronenpaar. Goede leaving groepen zijn stabiele anionen zoals $\text{I}^-$, $\text{Br}^-$ en $\text{Cl}^-$ [3](#page=3). #### 1.1.2 De twee mechanismen: SN1 en SN2 Nucleofiele substitutie kan plaatsvinden via twee primaire mechanismen: SN2 en SN1 [4](#page=4). ### 1.2 Het SN2 mechanisme Het SN2 mechanisme is een eentrapsreactie waarbij het nucleofiel en het substraat tegelijkertijd reageren [4](#page=4). #### 1.2.1 Kinetiek De reactiesnelheid in een SN2 reactie is afhankelijk van de concentratie van zowel het substraat (RX) als het nucleofiel ($\text{Nu}^-$). Dit wordt beschreven door een tweede-orde kinetiek: $$ \text{Reactiesnelheid} = k \times [\text{RX}] \times [\text{Nu}^-] $$ Hierin is $k$ de snelheidsconstante [4](#page=4). #### 1.2.2 Stereochemie Bij een SN2 reactie vindt de aanval van het nucleofiel plaats aan de achterzijde van het koolstofatoom, wat leidt tot een omklapping van de configuratie, vergelijkbaar met een paraplu die omslaat. Als het startmateriaal een enkel stereo-isomeer is, wordt slechts één ander stereo-isomeer gevormd (Walden inversie). De reactie is dus stereoselectief [5](#page=5) [6](#page=6). > **Tip:** Denk aan een paraplu die omslaat om de inversie van de configuratie bij SN2-reacties te onthouden. #### 1.2.3 Factoren die de SN2 reactiviteit beïnvloeden * **Sterische hinder:** De reactiesnelheid van SN2-reacties neemt af met toenemende sterische hinder rond het elektrofiele koolstofatoom. Primaire koolstofatomen zijn het minst gehinderd en het meest reactief, gevolgd door secundaire. Tertiaire koolstofatomen zijn te sterk gehinderd voor een SN2-reactie [7](#page=7). * Relatieve reactiviteit (ongeveer): Primair > Secundair >> Tertiair [7](#page=7). * **Nucleofiel:** Sterke Lewis basen zijn goede nucleofielen voor SN2-reacties. Geladen nucleofielen zijn doorgaans reactiever dan neutrale. Nucleofiliciteit neemt toe met de periode in het periodiek systeem (bijvoorbeeld $\text{HS}^- > \text{HO}^-$) [12](#page=12). * **Leaving groep:** Een goede leaving groep met een sterke affiniteit om het vrijgekomen elektronenpaar op te nemen, bevordert de SN2 reactie [6](#page=6). #### 1.2.4 Voorbeeld van SN2 Reactie van natrium-ethoxide met broomethaan: $$ \text{EtO}^- + \text{CH}_3\text{Br} \rightarrow \text{EtO-CH}_3 + \text{Br}^- $$ Ethanolaat-ion ($\text{EtO}^-$) is het nucleofiel, broomethaan ($\text{CH}_3\text{Br}$) is het substraat met een elektrofiel koolstofcentrum, en bromide-ion ($\text{Br}^-$) is de leaving groep. De reactieproducten zijn diethylether en natrium bromide [2](#page=2). ### 1.3 Het SN1 mechanisme Het SN1 mechanisme is een meerstapsreactie waarbij eerst de leaving groep heterolytisch splitst, gevolgd door de aanval van het nucleofiel. Dit mechanisme treedt vaak op bij tertiaire substraten die te sterk gehinderd zijn voor SN2 [7](#page=7) [8](#page=8). #### 1.3.1 Kinetiek De reactiesnelheid in een SN1 reactie is afhankelijk van de concentratie van het substraat (RX) alleen, omdat de eerste stap (splitsing van de leaving groep) de snelheidsbepalende stap is. Dit wordt beschreven door een eerste-orde kinetiek: $$ \text{Reactiesnelheid} = k \times [\text{R-X}] $$ De aanval van het nucleofiel is daarentegen snel [8](#page=8). #### 1.3.2 Stereochemie Bij een SN1 reactie vormt zich een carbokation als intermediair. Het nucleofiel kan vervolgens aan beide zijden van dit vlakke carbokation aanvallen. Als men uitgaat van één zuiver stereo-isomeer, worden twee stereo-isomeren gevormd in een 50/50 verhouding, wat resulteert in racemisatie. De SN1 reactie is dus niet stereoselectief [9](#page=9). > **Tip:** Racemisatie bij SN1 wordt veroorzaakt door de vorming van een vlak carbokation. #### 1.3.3 Factoren die de SN1 reactiviteit beïnvloeden * **Sterische hinder en carbokation stabiliteit:** De reactiesnelheid van de snelheidsbepalende stap in een SN1 reactie neemt toe met de stabiliteit van het gevormde carbokation. Tertiaire carbokationen zijn het meest stabiel en reageren dus het snelst via SN1. Tertiaire substraten bevorderen SN1 omdat ze sterisch gehinderd zijn voor SN2 en een stabiel carbokation kunnen vormen [10](#page=10). * Relatieve reactiviteit (ongeveer): Tertiair > Secundair > Primair [10](#page=10). * **Leaving groep:** Een sterke leaving groep, die een lage $\text{pKa}$ heeft in zijn geprotoneerde vorm (wat aangeeft dat het een stabiel anion is), bevordert de SN1 reactie door de heterolytische splitsing te vergemakkelijken [11](#page=11). * Voorbeelden van reactiviteit leaving groepen: $\text{I}^- > \text{Br}^- > \text{Cl}^- > \text{F}^-$ [11](#page=11). * **Solvent:** Polaire solventen, zoals ethanol, stabiliseren het carbokation-intermediair en bevorderen SN1 reacties. SN1 reacties worden vaak uitgevoerd onder solvolyse-condities, waarbij het solvent ook het reagens is [11](#page=11). #### 1.3.4 Voorbeeld van SN1 Reactie van tert-butylbromide met water: 1. **Trage stap:** Heterolytische splitsing van de C-Br binding: $$ \text{(CH}_3\text{)}_3\text{C-Br} \rightarrow \text{(CH}_3\text{)}_3\text{C}^+ + \text{Br}^- $$ Dit vormt een stabiel tertiair carbokation [8](#page=8). 2. **Snelle stap:** Aanval van het nucleofiel (water) op het carbokation: $$ \text{(CH}_3\text{)}_3\text{C}^+ + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{(CH}_3\text{)}_3\text{C-OH}_2^+ $$ 3. **Deprotonering:** $$ \text{(CH}_3\text{)}_3\text{C-OH}_2^+ \rightarrow \text{(CH}_3\text{)}_3\text{C-OH} + \text{H}^+ $$ Het eindproduct is tert-butylalcohol [8](#page=8). ### 1.4 Keuze tussen SN1 en SN2 De keuze tussen SN1 en SN2 hangt af van verschillende factoren: * **Structuur van het substraat:** * Primaire substraten: SN2 is waarschijnlijker vanwege minimale sterische hinder [7](#page=7). * Secundaire substraten: Een competitie tussen SN1 en SN2; de omstandigheden (solvent, nucleofiel) bepalen de doorslaggevende reactie [10](#page=10). * Tertiaire substraten: SN1 is waarschijnlijker vanwege sterische hinder voor SN2 en de stabiliteit van het carbokation [10](#page=10) [7](#page=7). * **Leaving groep:** Sterke leaving groepen bevorderen SN1 door de eerste stap te vergemakkelijken [11](#page=11). * **Nucleofiel:** Sterke nucleofielen bevorderen SN2. Echter, zeer sterke basen kunnen ook leiden tot eliminatie reacties (zie hoofdstuk 6) [12](#page=12). * **Solvent:** Polaire protische solventen bevorderen SN1 door het carbokation te stabiliseren. Polaire aprotische solventen bevorderen SN2 [11](#page=11). > **Tip:** Bij het analyseren van een nucleofiele substitutie, evalueer eerst de structuur van het substraat, daarna de leaving groep, het nucleofiel en tot slot het solvent om het waarschijnlijkste mechanisme te bepalen. --- # Eliminatiereacties: mechanismen E1 en E2 Dit gedeelte behandelt de mechanismen van eliminatiereacties, specifiek E1 en E2, inclusief hun reactievoorwaarden, de vorming van pi-bindingen en de regel van Zaytseff. ### 2.1 Algemeen over eliminatiereacties Eliminatiereacties leiden tot de vorming van een pi-binding door de verwijdering van twee atomen of groepen van aangrenzende koolstofatomen. Deze reacties kunnen gelijktijdig of in opeenvolgende stappen plaatsvinden, wat leidt tot twee hoofdmechanismen: E1 en E2. De keuze van de base heeft een significante invloed op het eindproduct; sterkere basen bevorderen eliminatie [13](#page=13) [14](#page=14). **Voorbeeld:** De reactie van 1-broombutaan met natrium-ethanolaat kan leiden tot zowel substitutie (vorming van ethoxybutaan) als eliminatie [13](#page=13). ### 2.2 Het E2 mechanisme Het E2 mechanisme is een ééstapsreactie en een bimoleculair proces, analoog aan het SN2 mechanisme. Tijdens dit mechanisme ondergaan de koolstofatomen een hybrideovergang van sp3 naar sp2 [14](#page=14). #### 2.2.1 Reactievoorbeelden E2 * **Reactie van 2-broompropaan en natrium-ethanolaat:** Dit leidt tot twee identieke reactieproducten in een verhouding van 50%/50% [15](#page=15). * **Reactie van 2-broombutaan en natrium-ethanolaat:** Dit resulteert in twee verschillende structuren met verschillende verhoudingen, waarbij de stabiliteit van het gevormde alkeen ook de transitietoestand van het mechanisme stabiliseert [15](#page=15). #### 2.2.2 De regel van Zaytseff De regel van Zaytseff stelt dat bij eliminatiereacties bij voorkeur het meest stabiele, meest gesubstitueerde alkeen wordt gevormd [16](#page=16). ### 2.3 Het E1 mechanisme Het E1 mechanisme is een meerstapsreactie, waarbij de snelheidsbepalende stap (SBS) een unimoleculair proces is. Dit mechanisme is analoog aan het SN1 mechanisme. Tijdens het mechanisme vindt er een hybrideovergang van sp3 naar sp2 plaats op de koolstofatomen die betrokken zijn bij de eliminatie. De reactie verloopt via een intermediair carbokation [16](#page=16). #### 2.3.1 Reactiestappen E1 Het E1 mechanisme kan worden geïllustreerd aan de hand van de eliminatie van water uit ethanol (ontwateringsreactie) met zwavelzuur [17](#page=17) [18](#page=18) [19](#page=19). 1. **Protonering van de hydroxylfunctie:** De hydroxylgroep wordt geprotoneerd, wat de C-O binding verzwakt. Dit is een zuur-base reactie, vergelijkbaar met de protonering van water [17](#page=17). 2. **Vorming van een carbokation:** De C-O binding splitst heterolytisch, waarbij een molecuul water vrijkomt en een secundair carbokation wordt gevormd [18](#page=18). 3. **Vorming van de pi-binding:** Een C-H binding op een naburig koolstofatoom splitst heterolytisch, waarbij een proton (H+) vrijkomt en een pi-binding ontstaat. Het koolstofatoom naast het koolstofatoom dat de hydroxylfunctie droeg, moet minstens één C-H binding hebben [19](#page=19). #### 2.3.2 Factoren die de reactiesnelheid E1 beïnvloeden De snelheid van de E1 reactie neemt toe met de stabiliteit van het carbokation: primair < secundair < tertiair [19](#page=19). **Voorbeeld:** De ontwateringsreactie van ethanol met zwavelzuur bij verschillende temperaturen laat zien hoe de reactieproducten kunnen variëren afhankelijk van de omstandigheden [19](#page=19). * Bij 160 ºC wordt voornamelijk etheen gevormd. * Bij 140 ºC ontstaat voornamelijk di-ethylether. * Bij 80 ºC wordt voornamelijk etheen gevormd. #### 2.3.3 Regel van Zaytseff in E1 De regel van Zaytseff is geldig voor alle eliminatiemechanismen, inclusief E1. Bij de eliminatie van 2-butanol met zwavelzuur wordt 2-buteen (het meest gesubstitueerde alkeen) gevormd als hoofdproduct, terwijl 1-buteen het minderheidsproduct is [20](#page=20). ### 2.4 Eliminatie versus substitutie De competitie tussen eliminatie en substitutie is afhankelijk van de reactiecondities, met name de aard van de base en het substraat [20](#page=20). * **Sterke basen** bevorderen eliminatie sterk [20](#page=20). * Bij **halogeenalkanen:** * **Primair:** SN2 is zeer gunstig. * **Secundair:** Concurrentie tussen SN2 en E2, met een voordeel voor E2 met sterke basen. Benzylische en allylische substraten bevorderen E2 en SN2 [20](#page=20). * **Tertiair:** SN1 en E1 zijn bevoordeeld, vooral in hydroxylbevattende solventen [20](#page=20). * Als een substraat een trage koppeling met een nucleofiel ondergaat (wat duidt op SN1), is er een grotere kans op eliminatie [20](#page=20). * SN1 reacties worden meestal uitgevoerd onder solvolysecondities [20](#page=20). --- # Additie aan dubbele bindingen Additiereacties aan dubbele bindingen omvatten de omzetting van een dubbele binding in een enkelvoudige binding door de toevoeging van twee atomen of groepen aan de koolstofatomen van de dubbele binding, wat leidt tot de vorming van stabielere sigma-bindingen [21](#page=21). ### 3.1 Mechanisme van elektrofiele additie Elektrofiele additie is een veelvoorkomend reactietype bij alkenen, waarbij een elektrofiel reageert met de elektronrijke pi-binding van het alkeen [22](#page=22). #### 3.1.1 Additie van sterke zuren De additie van sterke zuren, zoals waterstofchloride (HCl) en waterstofbromide (HBr), aan alkenen resulteert in de vorming van alkylchloriden en alkylbromiden. Dit proces verloopt in twee stappen [22](#page=22): 1. **Vorming van een carbokation:** Het elektrofiele deel van het reagens (bv. $H^+$) bindt aan een van de koolstofatomen van de dubbele binding, waardoor een nieuw $C-H$ sigma-binding ontstaat en een carbokation wordt gevormd op het andere koolstofatoom. Dit carbokation is een energetisch reactief intermediair [22](#page=22). 2. **Nucleofiele aanval:** Het elektronrijke anion (bv. $Cl^-$) valt het elektronendeficiënte carbokation nucleofiel aan, wat resulteert in de vorming van een nieuwe $C-X$ sigma-binding [23](#page=23). #### 3.1.2 De regel van Markovnikov Bij de additie van een niet-symmetrisch reagens (HX) aan een niet-symmetrisch alkeen, treedt de regel van Markovnikov op. Deze regel stelt dat het koolstofatoom met het grootste aantal waterstoffen (de 'minste alkylsubstituenten') het extra waterstofatoom verkrijgt, terwijl het halogeen of een ander elektronendeficiënt atoom bindt aan het koolstofatoom met de meeste alkylsubstituenten [24](#page=24). **Formulering van de regel van Markovnikov:** * Bij additie van een niet-symmetrisch reagens HX aan een niet symmetrisch alkeen, verkrijgt het sp2 koolstofatoom met het grootste aantal waterstoffen het extra waterstof [24](#page=24)! * Of anders gezegd: In de additie van HX aan een alkeen, komt H terecht op het koolstofatoom met de minste alkylsubstituenten en komt X terecht op het koolstof met de meeste alkylsubstituenten [24](#page=24). **Verklaring van de regel van Markovnikov:** De oorzaak van de regel van Markovnikov ligt in de preferentiële vorming van het meest stabiele carbokation. Tertiaire carbokationen zijn stabieler dan secundaire carbokationen, die op hun beurt weer stabieler zijn dan primaire carbokationen. De stabiliteit van een carbokation neemt toe met het aantal alkylgroepen dat eraan gebonden is, vanwege het inductieve effect en hyperconjugatie [25](#page=25). > **Tip:** Onthoud dat de stabiliteit van carbokationen cruciaal is voor het begrijpen van de regio-selectiviteit van additiereacties aan alkenen. #### 3.1.3 Additie van water aan alkenen De additie van water aan alkenen, vaak gekatalyseerd door zwakke zuren zoals zwavelzuur (met water), leidt tot de vorming van alcoholen. Het mechanisme is vergelijkbaar met de additie van HX, waarbij eerst protonering plaatsvindt om een carbokation te vormen, gevolgd door nucleofiele aanval van water. De toevoeging van water is omkeerbaar wanneer alcoholen aanwezig zijn [26](#page=26). **Mechanisme (vereenvoudigd):** 1. Protonering van de dubbele binding door de katalysator ($H^+$) om het meest stabiele carbokation te vormen. 2. Nucleofiele aanval van water op het carbokation, wat leidt tot een geprotoneerd alcohol (oxoniumion). 3. Deprotonering van het oxoniumion om de alcohol en de katalysator ($H^+$) te regenereren. > **Voorbeeld:** De vorming van tert-butanol uit 2-methylpropeen door additie van water. Het waterstofatoom bindt aan het koolstofatoom met de meeste waterstoffen, waardoor een stabiel tertiair carbokation ontstaat [26](#page=26). ### 3.2 Additie van waterstof De additie van waterstof ($H_2$) aan alkenen kan plaatsvinden onder invloed van een katalysator, zoals platina (Pt) of nikkel (Ni). Deze reactie, ook wel hydrogenering genoemd, zet de dubbele binding om in een enkelvoudige binding, resulterend in de vorming van een alkaan [26](#page=26). #### 3.2.1 Mechanisme van katalytische hydrogenering De katalytische hydrogenering verloopt via een heterogeen katalytisch proces op het oppervlak van de metaalkatalysator [27](#page=27). **Stappen van het mechanisme:** 1. **Adsorptie van waterstof:** Waterstofmoleculen ($H_2$) reageren met de metaalatomen op het oppervlak van de katalysator. De $H-H$ sigma-binding wordt verbroken, en er worden twee zwakke metaal-waterstofbindingen gevormd [27](#page=27). 2. **Adsorptie van alkeen:** Het alkeen reageert met de metaalkatalysator. De pi-component van de dubbele binding wordt verbroken, wat resulteert in de vorming van twee zwakke koolstof-metaal sigma-bindingen [27](#page=27). 3. **Transfer van het eerste waterstofatoom:** Een waterstofatoom wordt van het katalysatoroppervlak overgedragen naar een van de koolstofatomen van de dubbele binding [27](#page=27). 4. **Transfer van het tweede waterstofatoom:** Het tweede waterstofatoom wordt overgedragen, wat leidt tot de vorming van het alkaan. De bindingsplaatsen op de katalysator komen vrij en kunnen opnieuw waterstof en alkenen binden [27](#page=27). #### 3.2.2 Syn-additie van waterstof Een belangrijk kenmerk van de katalytische hydrogenering is dat de twee waterstofatomen aan dezelfde zijde van de dubbele binding worden toegevoegd. Dit staat bekend als syn-additie. Als gevolg hiervan wordt er slechts één stereoisomeer gevormd tijdens deze reactie [27](#page=27). > **Voorbeeld:** De hydrogenering van een gesubstitueerd alkeen zal resulteren in de vorming van een alkaan waarbij de twee nieuwe $C-H$ bindingen zich aan dezelfde kant van het oorspronkelijke dubbele bindingvlak bevinden. Dit is in tegenstelling tot anti-additie reacties [27](#page=27). --- # Eigenschappen van diënen Diënen zijn koolwaterstoffen die twee koolstof-koolstof dubbele bindingen bevatten, en hun specifieke rangschikking van deze dubbele bindingen bepaalt hun eigenschappen en reactiviteit [28](#page=28). ### 4.1 Classificatie van diënen Diënen kunnen worden geclassificeerd op basis van de relatieve posities van hun dubbele bindingen: * **Geïsoleerde diënen:** De dubbele bindingen zijn gescheiden door minstens één enkelvoudige binding (bv. 1,4-pentadieen) [28](#page=28). * **Geconjugeerde diënen:** De dubbele bindingen zijn gescheiden door precies één enkelvoudige binding (bv. 1,3-butadieen). Deze configuratie leidt tot elektronen-delokalisatie [28](#page=28). * **Gecumuleerde diënen (allen):** De dubbele bindingen zijn aan hetzelfde koolstofatoom gebonden (bv. propadieen) [28](#page=28). ### 4.2 Reactiviteit van geconjugeerde diënen: Additie van HCl Geconjugeerde diënen vertonen bijzondere reactiviteit, met name bij additiereacties. Bij de additie van waterstofchloride (HCl) aan 1,3-butadieen ontstaan twee verschillende producten [28](#page=28): 1. **3-chloor-1-buteen:** Dit is het product van de 1,2-additie. Het waterstofatoom bindt aan het eerste koolstofatoom en het chlooratoom aan het tweede koolstofatoom van de diëenketen [29](#page=29). 2. **1-chloor-2-buteen:** Dit is het product van de 1,4-additie. Het waterstofatoom bindt aan het eerste koolstofatoom en het chlooratoom aan het vierde koolstofatoom van de diëenketen [29](#page=29). De vorming van 1-chloor-2-buteen is te verklaren door elektronen-delokalisatie in het geconjugeerde systeem. Na protonering van een van de dubbele bindingen, ontstaat een resonantiestabiliseerd carbokation. De aanval van het chloride-ion kan plaatsvinden op verschillende posities van dit resonantiestabiliseerde intermediair, wat leidt tot zowel 1,2- als 1,4-additieproducten [29](#page=29). > **Tip:** De stabiliteit van het intermediaire carbokation door resonantie is cruciaal voor de vorming van meerdere producten bij geconjugeerde diënen. > **Voorbeeld:** De additie van HBr aan 1,3-butadieen levert ook twee producten: 3-broom-1-buteen (1,2-additie) en 1-broom-2-buteen (1,4-additie). --- ## 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 | |------|------------| | Nucleofiele Substitutie | Een reactie waarbij een nucleofiel een atoom of groep (de leaving groep) vervangt in een molecuul. Dit kan plaatsvinden via verschillende mechanismen zoals SN1 of SN2. | | Nucleofiel | Een chemische soort die een elektronenpaar kan doneren aan een elektrofiel, waardoor een nieuwe covalente binding ontstaat. Lewis basen zijn nucleofielen. | | Elektrofiel | Een chemische soort die een elektronenpaar kan accepteren. Elektrofiele centra zijn vaak positief geladen of hebben een partiële positieve lading. | | Leaving Groep | Een atoom of groep die het molecuul verlaat tijdens een chemische reactie, vaak met het elektronendubbel dat de binding vormde. | | SN2 Mechanisme | Een bimoleculair nucleofiel substitutiemechanisme dat in één stap verloopt. De reactiesnelheid is afhankelijk van zowel de concentratie van het substraat als het nucleofiel. | | SN1 Mechanisme | Een unimoleculair nucleofiel substitutiemechanisme dat in twee stappen verloopt. De reactiesnelheid is alleen afhankelijk van de concentratie van het substraat. | | Stereoselectiviteit | De neiging van een chemische reactie om één stereoisomeer (een ruimtelijke isomeer) te produceren met een hogere snelheid of in een hogere opbrengst dan andere stereoisomeren. | | Omklapping (Walden Inversie) | De omkering van de configuratie rond een stereogeen centrum tijdens een chemische reactie, zoals vaak voorkomt bij het SN2 mechanisme. | | Carbokation | Een molecuul met een positief geladen koolstofatoom. Carbokationen zijn reactieve intermediairen die worden gevormd tijdens reacties zoals SN1 en E1. | | Sterische Hinder | De afremming van een chemische reactie door de ruimtelijke omvang van substituenten rond het reactiecentrum, wat de toegang van reactanten bemoeilijkt. | | Eliminatie | Een reactie waarbij atomen of groepen van naburige koolstofatomen worden verwijderd, wat vaak leidt tot de vorming van een dubbele of drievoudige binding. | | E2 Mechanisme | Een bimoleculair eliminatiemechanisme dat in één stap verloopt. De reactiesnelheid is afhankelijk van zowel de concentratie van het substraat als de base. | | E1 Mechanisme | Een unimoleculair eliminatiemechanisme dat in twee stappen verloopt. De reactiesnelheid is alleen afhankelijk van de concentratie van het substraat. | | Regel van Zaytseff | Een regel die voorspelt dat bij eliminatiereacties het meest gesubstitueerde (en dus meest stabiele) alkeen bij voorkeur wordt gevormd. | | Additie | Een reactie waarbij twee of meer moleculen zich samenvoegen om een groter molecuul te vormen, vaak met de vorming van een nieuwe binding (bijv. sigma-binding) ten koste van een pi-binding. | | Regel van Markovnikov | Een regel die stelt dat bij de additie van een protisch zuur (HX) aan een asymmetrisch alkeen, het waterstofatoom zich bindt aan het koolstofatoom van de dubbele binding met het grootste aantal waterstofatomen, en het halogeenatoom aan het koolstofatoom met de minste waterstofatomen. | | Syn-additie | Een additiereactie waarbij de twee nieuwe substituenten aan dezelfde zijde van de oorspronkelijke dubbele of drievoudige binding worden toegevoegd. | | Diënen | Organische verbindingen die twee koolstof-koolstof dubbele bindingen bevatten. Ze kunnen geïsoleerd, geconjugeerd of gecumuleerd zijn. | | Geconjugeerde Diënen | Diënen waarbij de twee dubbele bindingen gescheiden zijn door één enkele binding. Dit zorgt voor elektronen-delokalisatie en verhoogde stabiliteit. |

# Chemische reacties: begrip en vergelijkingen Chemische reacties beschrijven de vorming van nieuwe stoffen door de herschikking van atomen, wat wordt voorgesteld door een reactievergelijking [3](#page=3). ### 1.1 Begrip van chemische reacties Een chemische reactie omvat de vorming van nieuwe stoffen door een herschikking van atomen. De reagentia bevinden zich aan de linkerkant van de reactievergelijking, terwijl de reactieproducten aan de rechterkant staan, gescheiden door een pijl die de reactierichting aangeeft [3](#page=3). ### 1.2 Typen reactievergelijkingen Er zijn verschillende manieren om chemische reacties weer te geven: * **Molecuulvergelijking**: Deze geeft de stoichiometrie van de totale reactie weer [4](#page=4). * **Ionenvergelijking**: Hierin worden reagentia en reactieproducten weergegeven als ionen [4](#page=4). * **Essentiële ionenvergelijking**: Deze toont alleen de componenten die daadwerkelijk deelnemen aan de reactie [4](#page=4). Bij alle reactievergelijkingen moeten de atoombalans en de ladingbalans in evenwicht zijn [4](#page=4). #### 1.2.1 Voorbeelden van reactievergelijkingen * **Reactie 1**: * Molecuulvergelijking: $BaCl_2 + H_2SO_4 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2HCl$ [5](#page=5). * Ionenvergelijking: $Ba^{2+} + 2Cl^- + 2H^+ + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2H^+ + 2Cl^-$ [5](#page=5). * Essentiële ionenvergelijking: $Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4 \downarrow$ [5](#page=5). * **Reactie 2**: * Molecuulvergelijking: $MgSO_4 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + Mg(OH)_2 \downarrow$ [5](#page=5). * Ionenvergelijking: $Mg^{2+} + SO_4^{2-} + 2Na^+ + 2OH^- \rightarrow 2Na^+ + SO_4^{2-} + Mg(OH)_2 \downarrow$ [5](#page=5). * Essentiële ionenvergelijking: $Mg^{2+} + 2OH^- \rightarrow Mg(OH)_2 \downarrow$ [5](#page=5). ### 1.3 Uitbalanceren van reactievergelijkingen Het uitbalanceren van reactievergelijkingen is essentieel om te voldoen aan de wet van behoud van massa en de wet van behoud van atomen [6](#page=6). * **Wet van behoud van massa**: Het aantal atomen van elk element vóór de reactie moet gelijk zijn aan het aantal atomen van dat element na de reactie [6](#page=6). * **Wet van behoud van atomen**: Atomen worden niet gecreëerd of vernietigd tijdens een chemische reactie [6](#page=6). Om een reactievergelijking uit te balanceren, worden stoichiometrische coëfficiënten toegevoegd aan de moleculen of ionen. Het doel is om de kleinst mogelijke gehele getallen als coëfficiënten te gebruiken [7](#page=7). #### 1.3.1 Voorbeeld van uitbalanceren Synthese van water: De onuitgebalanceerde vergelijking is $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$. Om dit te balanceren, worden de coëfficiënten aangepast tot de kleinste gehele getallen die voldoen aan de wet van behoud van atomen [7](#page=7). > **Tip**: Als bij het zoeken naar de juiste coëfficiënten niet-gehele getallen ontstaan, vermenigvuldig dan elke coëfficiënt met hetzelfde getal om gehele getallen te verkrijgen. Zorg ervoor dat de uiteindelijke coëfficiënten de kleinst mogelijke gehele getallen zijn [9](#page=9). #### 1.3.2 Toepassingen van uitbalanceren * **Oefening 1**: Balanceer de volgende reactievergelijking: $Cu(NO_3)_2 \rightarrow CuO + NO_2 + H_2O$ [10](#page=10). * **Oefening 2**: Schrijf de juiste stoichiometrische coëfficiënten in de volgende reactievergelijking met ionen: $As_2S_3 + OH^- \rightarrow AsO_2^- + AsS_2^- + H_2O$ [10](#page=10). --- # Water als oplosmiddel en oplosbaarheidsproduct Dit deel behandelt water als een polair oplosmiddel en introduceert het concept van oplosbaarheid en het oplosbaarheidsproduct (Ks), inclusief de factoren die de oplosbaarheid beïnvloeden, met voorbeelden en toepassingen. ### 2.1 Water als polair oplosmiddel Water is een polaire molecule. Vanwege zijn polaire aard is water een belangrijk oplosmiddel, met name in biomedische systemen, aangezien het menselijk lichaam voor ongeveer 60% uit water bestaat en water een groot vermogen heeft om diverse stoffen op te lossen [11](#page=11). ### 2.2 Oplosbaarheid (S) Oplosbaarheid (S) wordt gedefinieerd als de maximale hoeveelheid mol van een stof die bij een gegeven temperatuur kan worden opgelost in 1 liter zuiver water. Dit wordt vaak uitgedrukt in gram per liter (g/l) [12](#page=12). * **Goed oplosbaar:** Een stof wordt als goed oplosbaar beschouwd als de oplosbaarheid groter is dan een bepaalde waarde, bijvoorbeeld 10 g/l. Dit geldt typisch voor polaire verbindingen, ionverbindingen, en covalente bindingen met interne polariteit. De zuurstofkant van de watermolecule richt zich naar de positieve pool van de op te lossen stof, terwijl de waterstofkant van de molecule zich richt naar de negatieve pool [12](#page=12). * **Slecht oplosbaar:** Een stof wordt als slecht oplosbaar beschouwd als de oplosbaarheid lager is dan een bepaalde waarde, bijvoorbeeld 10 g/l [12](#page=12). ### 2.3 Het oplosproces Het oplosproces omvat het mengen van bestanddelen, waarbij intermoleculaire krachten worden verbroken en nieuwe krachten worden gevormd. Het proces verloopt gemakkelijker wanneer de krachten tussen de moleculen van de op te lossen stof vergelijkbaar zijn met de krachten tussen de oplosmiddelmoleculen [13](#page=13). Algemene regels voor oplosbaarheid zijn: * Niet-polaire stoffen lossen goed op in niet-polaire oplosmiddelen [13](#page=13). * Polaire stoffen lossen goed op in polaire oplosmiddelen [13](#page=13). * Typisch ionaire bestanddelen lossen goed op in polaire oplosmiddelen [13](#page=13). * Organische hydrofobe bestanddelen lossen niet goed op in water [13](#page=13). * Organische bestanddelen met hydroxyl- of aminogroepen lossen goed op in water [13](#page=13). ### 2.4 Oplosbaarheidsproduct ($K_s$) Het oplosbaarheidsproduct ($K_s$) is de evenwichtsconstante van een heterogeen evenwicht en is afhankelijk van de temperatuur. Het beschrijft het dynamische evenwicht tussen onopgeloste vaste stof en de ionen in oplossing [14](#page=14). Voor het oplossen van zilverchloride (AgCl) in water geldt het volgende evenwicht: $AgCl (s) \rightleftharpoons Ag^+ (aq) + Cl^- (aq)$ [14](#page=14). Voor dit evenwicht is het oplosbaarheidsproduct: $K_{s, AgCl} = [Ag^+] \cdot [Cl^-]$ [14](#page=14). Voor verbindingen met een vergelijkbare structuur geldt dat hoe hoger de $K_s$, hoe verder het evenwicht naar rechts ligt, wat resulteert in een grotere oplosbaarheid en een grotere splitsing van de vaste stof in ionen [15](#page=15). Voor de algemene dissociatie van een verbinding $A_aB_b (s) \rightleftharpoons a A^{n+} + b B^{m-}$ is het oplosbaarheidsproduct: $K_s = [A^{n+}]^a \cdot [B^{m-}]^b$ [15](#page=15). #### 2.4.1 Voorbeelden van berekeningen met $K_s$ **Voorbeeld 1: Berekening van $K_s$** [16](#page=16). Bij 25°C lost 1,21 millimol loodjodide (PbI$_2$) op per liter water. Bereken het oplosbaarheidsproduct bij deze temperatuur. De dissociatie is: $PbI_2 (s) \rightleftharpoons Pb^{2+} (aq) + 2I^- (aq)$ [16](#page=16). | | $Pb^{2+}$ | $I^-$ | | :-------- | :--------------- | :--------------- | | Oplossen | $+1.21 \times 10^{-3}$ mol/l | $+2.42 \times 10^{-3}$ mol/l | | Evenwicht | $1.21 \times 10^{-3}$ mol/l | $2.42 \times 10^{-3}$ mol/l | $K_s = [Pb^{2+}] \cdot [I^-]^2$ [16](#page=16). $K_s = (1.21 \times 10^{-3}) \cdot (2.42 \times 10^{-3})^2 = 7.1 \times 10^{-9}$ [16](#page=16). **Voorbeeld 2: Vergelijking van oplosbaarheid** [17](#page=17). De oplosbaarheidsproducten bij 25°C van zilverchloride (AgCl) en zilverchromaat (Ag$_2$CrO$_4$) zijn respectievelijk $2.0 \times 10^{-10}$ en $3.0 \times 10^{-12}$. Welk zout is het minst oplosbaar? Voor AgCl: $AgCl (s) \rightleftharpoons Ag^+ (aq) + Cl^- (aq)$ [17](#page=17). Evenwicht: $x$ mol/l $x$ mol/l $K_s = x^2 = 2.0 \times 10^{-10}$ [17](#page=17). $x = \sqrt{2.0 \times 10^{-10}} = 1.4 \times 10^{-5}$ mol/l Voor Ag$_2$CrO$_4$: $Ag_2CrO_4 (s) \rightleftharpoons 2Ag^+ (aq) + CrO_4^{2-} (aq)$ [17](#page=17). Evenwicht: $2y$ mol/l $y$ mol/l $K_s = (2y)^2 \cdot y = 4y^3 = 3.0 \times 10^{-12}$ [17](#page=17). $y^3 = 0.75 \times 10^{-12}$ $y = \sqrt {0.75 \times 10^{-12}} \approx 9.1 \times 10^{-5}$ mol/l (De berekening in het document leidt tot $y = 9.2 \times 10^{-5}$, wat een afrondingsverschil kan zijn.) [3](#page=3). De oplosbaarheid van AgCl is $1.4 \times 10^{-5}$ mol/l en de oplosbaarheid van Ag$_2$CrO$_4$ is $9.2 \times 10^{-5}$ mol/l. Zilverchloride is dus minder oplosbaar dan zilverchromaat [17](#page=17). ### 2.5 Toepassingen en oefeningen * **Oefening 1:** In 100 ml water lost bij 25°C maximaal $2.1 \times 10^{-4}$ mol loodfluoride (PbF$_2$) op. Bereken het oplosbaarheidsproduct van dit zout [18](#page=18). * **Oefening 2:** Bereken uit het oplosbaarheidsproduct de maximale oplosbaarheid van calciumhydroxide (Ca(OH)$_2$), met $K_s = 1.3 \times 10^{-6}$, in 1,0 L water [18](#page=18). * **Oefening 3:** Welke concentratie van zilverionen ($Ag^+$) moet minstens aanwezig zijn opdat zilverchloride ($AgCl$, $K_s = 1.6 \times 10^{-10}$) zou neerslaan in een oplossing die $10^{-4}$ mol chloride-ionen per liter bevat [18](#page=18)? --- # Soorten chemische reacties Chemische reacties kunnen worden ingedeeld in verschillende categorieën op basis van hoe deeltjes veranderen en interactie hebben [21](#page=21) [22](#page=22). ### 3.1 Combinatiereacties Bij een combinatiereactie reageren twee of meer reagentia om één enkel product te vormen [21](#page=21). Een voorbeeld hiervan is de reactie tussen zwaveldioxide en water om zwaveligzuur te vormen: $SO_2 + H_2O \rightarrow H_2SO_3$ [21](#page=21). ### 3.2 Ontbindingsreacties Een ontbindingsreactie treedt op wanneer uit één reagens twee of meer reactieproducten ontstaan. Er zijn verschillende soorten ontbindingsreacties, waaronder thermolyse (ontbinding door warmte) en elektrolyse (ontbinding door elektrische energie) [21](#page=21). Een voorbeeld van thermolyse is de ontbinding van calciumcarbonaat bij verhitting: $CaCO_3 \rightarrow CaO_{(s)} + CO_2_{(g)}$ [21](#page=21). ### 3.3 Uitwisselingsreacties (Metathese reacties) Bij uitwisselingsreacties, ook wel metathese reacties genoemd, wisselen de reagerende stoffen hun kationen en anionen uit, wat leidt tot de vorming van een zwak elektrolyt. Er ontstaan evenveel reagentia als reactieproducten [21](#page=21) [22](#page=22). #### 3.3.1 Zuur-base reacties Zuur-base reacties zijn een type uitwisselingsreactie die plaatsvinden tussen een zuur en een base. Volgens de Arrhenius-theorie zijn zuren stoffen die in waterige oplossing ioniseren tot $H_3O^+$ ionen, terwijl basen stoffen zijn die dissociëren tot $OH^-$ ionen. De Brønsted-theorie definieert een zuur als een deeltje dat een proton afstaat (protondonor) en een base als een deeltje dat een proton opneemt (protonacceptor). Deze reacties worden ook wel protolyses genoemd [22](#page=22) [24](#page=24). **GECONJUGEERDE ZUREN EN BASEN** [26](#page=26). Na het afstaan van een proton wordt een zuur omgezet in zijn geconjugeerde base, en een base die een proton opneemt, wordt omgezet in zijn geconjugeerd zuur. Een zuur en zijn geconjugeerde base, of een base en zijn geconjugeerd zuur, vormen samen een zuur-base koppel [26](#page=26). **RELATIEVE STERKTE VAN ZUREN EN BASEN** [28](#page=28). Een sterk zuur staat gemakkelijk een proton af, waardoor de geconjugeerde base zwak is. Omgekeerd neemt een sterke base gemakkelijk een proton op, waardoor het geconjugeerde zuur zwak is. Hoe sterker het zuur, hoe zwakker de geconjugeerde base, en hoe sterker de base, hoe zwakker het geconjugeerde zuur. Water is een amfolyt en reageert zowel als zuur als base [28](#page=28) [29](#page=29). **ZUURCONSTANTE EN BASECONSTANTE ($K_z$ en $K_b$)** [31](#page=31) [32](#page=32). De sterkte van een zuur of base in waterige oplossing wordt gekwantificeerd door de zuurconstante ($K_z$) en de baseconstante ($K_b$) [31](#page=31) [32](#page=32). Voor de interactie van een zuur Z met water geldt de evenwichtsreactie: $Z + H_2O \leftrightarrow B + H_3O^+$ De zuurconstante is: $K_z = \frac{[B]_e \cdot [H_3O^+]_e}{[Z]_e}$ [32](#page=32). Voor de interactie van een base B met water geldt de evenwichtsreactie: $B + H_2O \leftrightarrow Z + OH^-$ De baseconstante is: $K_b = \frac{[Z]_e \cdot [OH^-]_e}{[B]_e}$ [32](#page=32). Een hogere $K_z$-waarde duidt op een sterker zuur, en een hogere $K_b$-waarde duidt op een sterkere base [33](#page=33). **POLYPROTONISCHE ZUREN** [35](#page=35). Polyprotonische zuren zijn deeltjes die meer dan één afsplitsbaar proton bevatten, zoals $H_3PO_4$. De opeenvolgende protolyse-evenwichten van een meerwaardig zuur hebben steeds kleiner wordende $K_z$-waarden [35](#page=35). Voor $H_3PO_4$: $H_3PO_4 + H_2O \leftrightarrow H_2PO_4^- + H_3O^+$ $K_{z,1} = 7.6 \times 10^{-3}$ [35](#page=35). $H_2PO_4^- + H_2O \leftrightarrow HPO_4^{2-} + H_3O^+$ $K_{z,2} = 6.3 \times 10^{-8}$ [35](#page=35). $HPO_4^{2-} + H_2O \leftrightarrow PO_4^{3-} + H_3O^+$ $K_{z,3} = 4.2 \times 10^{-13}$ [35](#page=35). Hierbij geldt $K_{z,1} > K_{z,2} > K_{z,3}$ [35](#page=35). **ZUUR-BASE VERGELIJKING** [36](#page=36). Zuur-base reacties omvatten de interactie tussen stoffen met zure eigenschappen (zuren, zure oxiden, zouten van zwakke basen) en stoffen met basische eigenschappen (basen, basische oxiden) [36](#page=36). **ZURE EN BASISCHE EIGENSCHAPPEN VAN ZOUTOPLOSSINGEN** [37](#page=37). Een zout van een zwak zuur vertoont basische eigenschappen, zoals $SO_3^{2-}$ in natriumsulietoplossing [37](#page=37). #### 3.3.2 Neerslagreacties Neerslagreacties zijn reacties waarbij een zwak elektrolyt ontstaat in de vorm van een neerslag [22](#page=22). Een voorbeeld is de reactie tussen natriumchloride en zilvernitraat, waarbij zilverchloride neerslaat: Molecuulvergelijking: $NaCl + AgNO_3 \rightarrow NaNO_3 + AgCl \downarrow$ [39](#page=39). Essentiële vergelijking: $Cl^- + Ag^+ \rightarrow AgCl \downarrow$ [39](#page=39). #### 3.3.3 Gasvormingsreactie Bij een gasvormingsreactie wordt een zwak gasvormig elektrolyt gevormd [22](#page=22). Een voorbeeld is de reactie tussen waterstofchloride en natriumsulfide, waarbij waterstofsulfide gas ontstaat: $2 HCl + Na_2S \rightarrow 2 NaCl + H_2S \uparrow$ [22](#page=22). ### 3.4 Redoxreacties Redoxreacties zijn reacties die bestaan uit twee gelijktijdige processen: oxidatie en reductie, waarbij elektronen worden uitgewisseld. Het element dat in oxidatiegetal daalt, ondergaat reductie, terwijl het element dat in oxidatiegetal stijgt, geoxideerd wordt. Het aantal afgestane elektronen is altijd gelijk aan het aantal opgenomen elektronen [42](#page=42) [43](#page=43). **PROCESSEN** [45](#page=45). * **Reductie (red):** een chemisch proces waarbij een atoom vermindert in oxidatiegetal, elektronen opneemt, een meer negatieve lading krijgt, gereduceerd wordt, en oxiderend werkt (is een oxidator, OX) [45](#page=45). * **Oxidatie (ox):** een chemisch proces waarbij een atoom toeneemt in oxidatiegetal, elektronen afstaat, een meer positieve lading krijgt, geoxideerd wordt, en reducerend werkt (is een reductor, RED) [45](#page=45). **REDOXKOPPELS EN HALFREACTIES** [48](#page=48). Elke redoxreactie omvat twee redoxkoppels. De omzetting van een oxidans in een reductans (en omgekeerd) wordt weergegeven in een halfreactie, waarbij elektronen aan de zijde van het oxidans worden geplaatst [48](#page=48). **STERKTE VAN OXIDATOREN EN REDUCTOREN** [50](#page=50). De sterkte van oxidatoren en reductoren wordt gekwantificeerd door normpotentialen ($E^0$), gemeten ten opzichte van de waterstofreferentie-elektrode onder normomstandigheden. Redoxkoppels met een negatieve $E^0$ zijn sterkere reductoren dan $H_2$ en zwakkere oxidatoren dan $H_3O^+$, terwijl redoxkoppels met een positieve $E^0$ zwakkere reductoren dan $H_2$ en sterkere oxidatoren dan $H_3O^+$ zijn [50](#page=50) [51](#page=51). **SPANNINGSREEKS VAN DE METALEN** [56](#page=56). Metalen kunnen gerangschikt worden in een spanningsreeks gebaseerd op hoe gemakkelijk ze elektronen afgeven. De reeks loopt van sterke reductoren (gemakkelijk elektronen afstaand) met lage normpotentialen tot zwakke reductoren met hoge normpotentialen [56](#page=56). **VOORSPELLEN VAN REDOXREACTIES** [53](#page=53) [54](#page=54). De mogelijkheid van een redoxreactie hangt af van het verschil in $E^0$ van de twee redoxkoppels ($\Delta E^0$) [54](#page=54). * Als $\Delta E^0 > 0.25$ V, is de reactie aflopend [54](#page=54). * Als $\Delta E^0 < -0.25$ V, is de reactie niet mogelijk [54](#page=54). * Als $\Delta E^0 < 0.25$ V, leidt de reactie tot een evenwicht [54](#page=54). **OPSTELLEN REDOXVERGELIJKING** [57](#page=57) [58](#page=58) [59](#page=59). Het opstellen van een redoxvergelijking omvat het noteren van de essentiële deeltjes, het aanduiden van de oxidatietrappen, het balanceren van de atomen, het in evenwicht brengen van de elektronenbalans, de ladingsbalans (met $H_3O^+$ of $OH^-$ afhankelijk van het milieu), en ten slotte de atoombalans van O en H met $H_2O$. Dit proces kan worden gevolgd via halfreacties voor oxidatie en reductie, die vervolgens worden gecombineerd tot de totaalreactie [57](#page=57) [58](#page=58) [59](#page=59). > **Tip:** Bij het balanceren in een basisch milieu worden zuurstofatomen gebalanceerd met $OH^-$ en waterstofatomen met $H_2O$ [59](#page=59). --- # Wetmatigheden en berekeningen bij chemische reacties Dit deel behandelt de fundamentele wetmatigheden die ten grondslag liggen aan chemische reacties, samen met de bijbehorende berekeningen omtrent hoeveelheden, concentraties en reactieproducten. ### 4.1 Massawetten #### 4.1.1 Wet van behoud van atomen en massa Een chemische reactie is de omzetting van één of meerdere reagentia in één of meerdere reactieproducten, waarbij nieuwe stoffen ontstaan. De wet van behoud van atomen stelt dat alle atomen behouden blijven tijdens een chemische reactie. Dit leidt direct tot de wet van behoud van massa, ook wel de wet van Lavoisier genoemd: bij een chemische reactie is de som van de massa's van de reagentia gelijk aan de som van de massa's van de reactieproducten [66](#page=66). #### 4.1.2 Wet van constante massaverhoudingen De wet van constante massaverhoudingen, ook wel de wet van Proust genoemd, stelt dat een samengestelde stof een constante samenstelling heeft, ongeacht de oorsprong. Dit betekent dat de massa's van de elementen die in een verbinding voorkomen, altijd in dezelfde verhouding staan [67](#page=67). > **Voorbeeld:** 7 g ijzer reageert met 4 g zwavel en vormt 11 g ijzersulfide. De massaverhouding ijzer/zwavel is 7/4. Als 14 g ijzer reageert met 8 g zwavel, ontstaat er ook 22 g ijzersulfide, waarbij de verhouding 14/8 = 7/4 blijft. Als er 10 g ijzer reageert met 4 g zwavel, ontstaat er 11 g ijzersulfide en blijft er 3 g ijzer over, omdat zwavel hier het limiterende reagens is [67](#page=67). ### 4.2 Hoeveelheid van materie #### 4.2.1 Mol en molaire massa De hoeveelheid materie wordt uitgedrukt in mol. De molaire massa ($MM$) is de massa van 1 mol atomen, moleculen of ionen van een stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol) [68](#page=68). De relatie tussen de massa ($m$), het aantal mol ($n$) en de molaire massa ($MM$) wordt gegeven door de formule: $$n = \frac{m}{MM}$$ waarbij $n$ het aantal mol (mol), $m$ de massahoeveelheid van de stof (g), en $MM$ de molaire massa van de stof (g/mol) is [68](#page=68). * 1 mol atomen bevat $6,02 \times 10^{23}$ atomen met een totale massa gelijk aan de atoommassa ($Ar$) in gram [68](#page=68). * 1 mol moleculen bevat $6,02 \times 10^{23}$ moleculen met een totale massa gelijk aan de molecuulmassa ($Mr$) in gram [68](#page=68). ### 4.3 Volume van een gas #### 4.3.1 Volume bij normomstandigheden (n.o.) Bij normomstandigheden (n.o.), gedefinieerd als een temperatuur van 273 K en een druk van 101,3 kPa, neemt 1 mol gasmoleculen een volume in van 22,4 L. Het molaire gasvolume ($V_{mol}$) is dus 22,4 L/mol [69](#page=69). De relatie tussen het volume ($V$), het aantal mol ($n$) en het molaire gasvolume ($V_{mol}$) is: $$V = n \times V_{mol}$$ waarbij $V$ het volume van het gas (L) en $n$ het aantal mol van de stof (mol) is [69](#page=69). #### 4.3.2 Volume bij niet-normomstandigheden Bij niet-normomstandigheden wordt het volume van een gas berekend met behulp van de algemene gaswet (ook wel de ideale gaswet genoemd): $$p \times V = n \times R \times T$$ waarbij: * $p$ de druk is (in Pa) [69](#page=69). * $V$ het volume is (in L) [69](#page=69). * $n$ het aantal mol van de stof is (in mol) [69](#page=69). * $R$ de universele gasconstante is, met een waarde van $8312 \frac{Pa \times L}{K \times mol}$ [69](#page=69). * $T$ de temperatuur is (in K) [69](#page=69). Deze wet kan ook worden herschreven om de constantheid van de gasconstante te benadrukken: $$\frac{p \times V}{n \times T} = R$$ Dit leidt tot de gecombineerde gaswet: $$\frac{p_1 \times V_1}{n_1 \times T_1} = \frac{p_2 \times V_2}{n_2 \times T_2}$$ waarbij de indices 1 en 2 verwijzen naar twee verschillende toestanden van hetzelfde gas [70](#page=70). Hieruit kunnen de individuele gaswetten worden afgeleid: * **Wet van Boyle:** Als $n$ en $T$ constant zijn, is $p \times V$ constant [70](#page=70). * **Wet van Charles:** Als $n$ en $p$ constant zijn, is $V/T$ constant [70](#page=70). * **Wet van Gay-Lussac:** Als $n$ en $V$ constant zijn, is $p/T$ constant [70](#page=70). ### 4.4 Dichtheid Dichtheid ($\rho$) is de verhouding van de massa van een stof tot het volume dat deze stof inneemt. De formule is [71](#page=71): $$\rho = \frac{m}{V}$$ waarbij $\rho$ de dichtheid (g/L), $m$ de massa (g), en $V$ het volume (L) is [71](#page=71). Voor gassen bij normomstandigheden kan de dichtheid worden berekend met: $$\rho = \frac{m_{gas}}{V_{gas}} = \frac{MM_{gas}}{V_{mol, gas}} = \frac{MM_{gas}}{22,4 \frac{L}{mol}}$$ [71](#page=71). ### 4.5 Concentraties Concentratie drukt de hoeveelheid opgeloste stof uit in een bepaalde hoeveelheid oplosmiddel of oplossing. Verschillende eenheden en definities worden gebruikt: #### 4.5.1 Molfractie ($X_A$) De molfractie van component A in een mengsel is de verhouding van het aantal mol van stof A tot het totale aantal mol van alle stoffen in het mengsel [75](#page=75). $$X_A = \frac{n_A}{n_{tot}}$$ De som van de molfracties van alle stoffen in een mengsel is altijd gelijk aan 1 [75](#page=75). #### 4.5.2 Molaire concentratie ($c_A$) De molaire concentratie, ook wel molariteit genoemd, is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing [75](#page=75). $$c_A = \frac{\text{hoeveelheid van de opgeloste stof}}{\text{volume van de oplossing}} = \frac{n_{stof}}{V_{opl}}$$ De eenheid is mol/L, wat ook wel molair of M wordt genoemd [75](#page=75). #### 4.5.3 Massaconcentratie ($c_m$) De massaconcentratie is de massa van de opgeloste stof per liter oplossing [75](#page=75). $$c_m = \frac{\text{massa van de opgeloste stof}}{\text{volume van de oplossing}} = \frac{m_{stof}}{V_{opl}}$$ De eenheid is g/L [75](#page=75). #### 4.5.4 Massaprocent ($c$ in m%) Massaprocent drukt uit hoeveel gram opgeloste stof er in 100 gram oplossing zit [77](#page=77). $$c = \frac{\text{massa opgeloste stof}}{\text{massa oplossing}} \times 100$$ Een zoutoplossing met 2 m% bevat bijvoorbeeld 2 gram zout in 100 gram zout water [77](#page=77). #### 4.5.5 Volumeprocent ($c$ in V%) Volumeprocent drukt uit hoeveel milliliter opgeloste stof er in 100 milliliter oplossing zit [78](#page=78). $$c = \frac{\text{volume opgeloste stof}}{\text{volume oplossing}} \times 100$$ > **Voorbeeld:** Een huishoudazijn met een concentratie van 8 V% betekent dat er 8 ml azijnzuur in 100 ml huishoudazijn zit [78](#page=78). #### 4.5.6 Massa/volume procent ($c$ in mV%) Massa/volume procent drukt uit hoeveel gram opgeloste stof er in 100 milliliter oplossing zit [79](#page=79). $$c = \frac{\text{massa opgeloste stof}}{\text{volume oplossing}} \times 100$$ #### 4.5.7 Promille, parts per million (ppm) en parts per billion (ppb) * **Promille (‰):** Drukt een hoeveelheid uit per duizend eenheden. Kan voorkomen als g/kg, ml/L, of g/L [80](#page=80). * **Parts per million (ppm):** Drukt een hoeveelheid uit per miljoen eenheden ($10^6$). Kan voorkomen als mg/kg, µl/L, of mg/L [80](#page=80). * **Parts per billion (ppb):** Drukt een hoeveelheid uit per miljard eenheden ($10^9$). Kan voorkomen als µg/kg, nl/L, of µg/L [80](#page=80). ### 4.6 Verdunnen van oplossingen Bij het verdunnen van een oplossing blijft het aantal mol opgeloste stof gelijk, terwijl het volume van de oplossing toeneemt [83](#page=83). $$n_{concentraat} = n_{verdund}$$ Dit leidt tot de verdunningsformule: $$C_{conc} \times V_{conc} = C_{verd} \times V_{verd}$$ waarbij $C$ de concentratie en $V$ het volume is [83](#page=83). De verdunningsfactor geeft aan hoe sterk de oplossing is verdund. Bijvoorbeeld, het aanlengen van 20 ml oplossing tot 100 ml resulteert in een 5-voudige verdunning [83](#page=83). ### 4.7 Stoechiometrie Stoechiometrie is de studie van de kwantitatieve relaties tussen reagentia en producten in chemische reacties. Het stelt ons in staat om de hoeveelheden van stoffen die betrokken zijn bij een reactie te berekenen [84](#page=84). Het proces omvat meestal de volgende stappen: 1. **Reactievergelijking in evenwicht brengen:** Zorg ervoor dat het aantal atomen van elk element aan beide zijden van de reactievergelijking gelijk is. De coëfficiënten in de gebalanceerde vergelijking geven de molverhoudingen aan [86](#page=86). 2. **Omrekenen naar mol:** Gebruik de molaire massa om de gegeven massa van een reagens om te rekenen naar het aantal mol. Gebruik de concentratie en het volume om het aantal mol van een opgeloste stof te berekenen [91](#page=91). 3. **Berekenen van theoretische molhoeveelheden:** Gebruik de molverhoudingen uit de gebalanceerde reactievergelijking om de theoretische hoeveelheid mol van de gevraagde stof te berekenen [86](#page=86). 4. **Herleiden naar de gevraagde eenheid:** Zet de berekende molhoeveelheid om naar de gevraagde eenheid (bv. massa, volume van een gas) [87](#page=87). #### 4.7.1 Voorbeelden van stoechiometrische berekeningen > **Voorbeeld 1:** Bereken het volume van een 0,2 M HCl oplossing dat nodig is om 5,6 g zink volledig te laten reageren, en bereken het volume H₂ gas dat bij normale omstandigheden wordt vrijgemaakt [85](#page=85). > > Reactie: $Zn + 2 HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2$ [86](#page=86). > > 1. Molaire massa Zn: $65,4 \, g/mol$. > 2. Mol Zn: $n_{Zn} = \frac{5,6 \text{ g}}{65,4 \text{ g/mol}} \approx 0,0856 \text{ mol}$. > 3. Volgens de reactievergelijking is de molverhouding $Zn:HCl = 1:2$ en $Zn:H_2 = 1:1$. > 4. Benodigd mol HCl: $0,0856 \text{ mol Zn} \times 2 = 0,1712 \text{ mol HCl}$. > 5. Volume HCl oplossing: $V_{HCl} = \frac{n_{HCl}}{C_{HCl}} = \frac{0,1712 \text{ mol}}{0,2 \text{ mol/L}} \approx 0,856 \text{ L} = 856 \text{ ml}$. > 6. Gevormd mol H₂: $0,0856 \text{ mol}$. > 7. Volume H₂ bij n.o.: $V_{H_2} = n_{H_2} \times V_{mol} = 0,0856 \text{ mol} \times 22,4 \text{ L/mol} \approx 1,92 \text{ L}$. > **Voorbeeld 2:** Bereken hoeveel liter CO₂ van 25°C en 1010 hPa gebonden wordt door 1,00 kg Li₂O [88](#page=88). > > Reactie: $Li_2O + CO_2 \rightarrow Li_2CO_3$ [89](#page=89). > > 1. Molaire massa Li₂O: $29,9 \text{ g/mol}$. > 2. Mol Li₂O: $n_{Li_2O} = \frac{1000 \text{ g}}{29,9 \text{ g/mol}} \approx 33,4 \text{ mol}$. > 3. Volgens de reactievergelijking is de molverhouding $Li_2O:CO_2 = 1:1$. > 4. Mol CO₂ gebonden: $33,4 \text{ mol}$. > 5. Temperatuur in Kelvin: $T = 25 + 273 = 298 \text{ K}$. > 6. Druk in Pascal: $p = 1010 \text{ hPa} = 1010 \times 10^2 \text{ Pa}$. > 7. Volume CO₂ berekenen met de algemene gaswet: $V = \frac{n \times R \times T}{p} = \frac{33,4 \text{ mol} \times 8312 \frac{Pa \cdot L}{K \cdot mol} \times 298 \text{ K}}{1010 \times 10^2 \text{ Pa}} \approx 819 \text{ L}$ [90](#page=90). > **Voorbeeld 3:** 35 ml van een 0,10 M KOH oplossing neutraliseert juist 50 ml van een HNO₃ oplossing. Bereken de concentratie (in g/L) van de HNO₃ oplossing [91](#page=91). > > Reactie: $KOH + HNO_3 \rightarrow KNO_3 + H_2O$ [92](#page=92). > > 1. Mol KOH: $n_{KOH} = C \times V = 0,10 \text{ mol/L} \times 0,035 \text{ L} = 0,0035 \text{ mol}$. > 2. Volgens de reactievergelijking is de molverhouding $KOH:HNO_3 = 1:1$. > 3. Mol HNO₃ geneutraliseerd: $0,0035 \text{ mol}$. > 4. Molaire massa HNO₃: $63,0 \text{ g/mol}$. > 5. Massa HNO₃: $m_{HNO_3} = n_{HNO_3} \times MM_{HNO_3} = 0,0035 \text{ mol} \times 63,0 \text{ g/mol} = 0,22 \text{ g}$. > 6. Concentratie HNO₃: $c = \frac{m}{V} = \frac{0,22 \text{ g}}{0,050 \text{ L}} = 4,4 \text{ g/L}$ [93](#page=93). ### 4.8 Rendement Het rendement van een reactie geeft aan hoeveel van het theoretisch mogelijke product daadwerkelijk is gevormd [95](#page=95). $$\text{Rendement %} = \frac{\text{Werkelijke opbrengst}}{\text{Theoretische opbrengst}} \times 100$$ > **Voorbeeld:** Als er gestart wordt van 2 mol diwaterstof en 2 mol di-jood, ontstaat er 394,24 g waterstofjodide. Bereken het rendement van deze synthese [96](#page=96). > > Reactie: $H_2 + I_2 \rightarrow 2 HI$. > > 1. Mol H₂ = 2 mol, Mol I₂ = 2 mol. Beide zijn limiterende reagentia, dus de molverhouding is 1:1. > 2. Theoretisch gevormd mol HI: 2 mol H₂ kan maximaal 4 mol HI vormen (verhouding 1:2). > 3. Molaire massa HI: $1,008 + 126,90 = 127,91 \text{ g/mol}$. > 4. Theoretische opbrengst in gram: $4 \text{ mol} \times 127,91 \text{ g/mol} = 511,64 \text{ g}$. > 5. Werkelijke opbrengst = 394,24 g. > 6. Rendement: $\frac{394,24 \text{ g}}{511,64 \text{ g}} \times 100 \approx 77,05 \%$. ### 4.9 Overmaat van een reagens Bij een chemische reactie zijn de reagentia niet altijd in de exacte molverhouding aanwezig zoals aangegeven door de reactievergelijking. Eén of meerdere reagentia zullen dan volledig opgebruikt worden (het limiterende reagens), terwijl een ander reagens in overmaat aanwezig is [98](#page=98). Om het limiterende reagens te bepalen, berekent men hoeveel mol van elk reagens aanwezig is en vergelijkt dit met de stoichiometrische verhouding in de gebalanceerde reactievergelijking. Het reagens dat, op basis van de molverhouding, het eerst opraakt, is het limiterende reagens. Alle verdere berekeningen van gevormde producten of verbruikte andere reagentia worden gebaseerd op de hoeveelheid van het limiterende reagens [100](#page=100). > **Voorbeeld:** Aan 250 ml van een 2,0 M waterstofchloride oplossing worden 5,4 g aluminium toegevoegd. Bereken welk reagens in overmaat is en het volume waterstofgas dat gevormd wordt bij normomstandigheden [98](#page=98). > > Reactie: $2 Al + 6 HCl \rightarrow 2 AlCl_3 + 3 H_2$. > > 1. Mol HCl: $n_{HCl} = C \times V = 2,0 \text{ mol/L} \times 0,250 \text{ L} = 0,50 \text{ mol}$. > 2. Mol Al: Molaire massa Al = 27,0 g/mol. $n_{Al} = \frac{5,4 \text{ g}}{27,0 \text{ g/mol}} = 0,20 \text{ mol}$. > 3. Verhouding $Al:HCl$ in de reactie is 2:6 (of 1:3). > 4. Om 0,20 mol Al volledig te laten reageren, is $0,20 \text{ mol} \times 3 = 0,60 \text{ mol HCl}$ nodig. We hebben echter maar 0,50 mol HCl. Dus, HCl is het limiterende reagens. Aluminium is in overmaat. > 5. Gebaseerd op 0,50 mol HCl: Mol H₂ gevormd (verhouding $HCl:H_2 = 6:3 = 2:1$): $n_{H_2} = \frac{0,50 \text{ mol HCl}}{2} = 0,25 \text{ mol H}_2$. > 6. Volume H₂ bij n.o.: $V_{H_2} = n_{H_2} \times V_{mol} = 0,25 \text{ mol} \times 22,4 \text{ L/mol} = 5,6 \text{ L}$. ### 4.10 Titraties Titratie is een kwantitatieve chemische analyse waarbij het volume van een oplossing met gekende concentratie (titrant) wordt bepaald dat nodig is om een stof in een testoplossing volledig om te zetten . * **Titrant (standaardoplossing):** De oplossing met een bekende concentratie die vanuit een buret wordt toegevoegd . * **Testoplossing:** De oplossing waarvan de concentratie of hoeveelheid bepaald moet worden, die zich in een erlenmeyer bevindt . * **Equivalentiepunt (EP):** Het punt waarop de toegevoegde hoeveelheid titrant de ingezette hoeveelheid te analyseren bestanddeel precies verbruikt heeft . * **Eindpunt:** Het punt waarop een zichtbare verandering optreedt, vaak gemarkeerd door een indicator, wat een benadering is van het equivalentiepunt . > **Voorbeeld:** 10 ml zwavelzuuroplossing wordt getitreerd met 0,1 mol/l natriumhydroxide oplossing. Er is 14,0 ml NaOH nodig om het equivalentiepunt te bereiken (met fenolftaleïne als indicator). Bereken de molariteit van de zwavelzuuroplossing . > > Reactie: $H_2SO_4 + 2 NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2 H_2O$. > > 1. Mol NaOH: $n_{NaOH} = C \times V = 0,1 \text{ mol/L} \times 0,0140 \text{ L} = 0,0014 \text{ mol}$. > 2. Volgens de reactievergelijking is de molverhouding $H_2SO_4:NaOH = 1:2$. > 3. Mol H₂SO₄: $n_{H_2SO_4} = \frac{n_{NaOH}}{2} = \frac{0,0014 \text{ mol}}{2} = 0,0007 \text{ mol}$. > 4. Concentratie H₂SO₄: $C_{H_2SO_4} = \frac{n_{H_2SO_4}}{V_{H_2SO_4}} = \frac{0,0007 \text{ mol}}{0,010 \text{ L}} = 0,07 \text{ mol/L} = 0,07 \text{ M}$. --- # Diffusie en osmose Dit onderdeel definieert en verklaart de fenomenen van diffusie en osmose, beide fundamenteel in biologische en chemische systemen. ### 10.1 Diffusie Diffusie wordt gedefinieerd als de beweging van deeltjes van een plaats van hoge concentratie naar een plaats waar ze minder voorkomen. Dit proces wordt beschouwd als passief transport . ### 10.2 Osmose Osmose treedt op wanneer twee vloeistoffen gescheiden zijn door een semi-permeabele wand. Net als diffusie is osmose een vorm van passief transport . ### 10.3 Gerelateerde concepten en eenheden De studie van diffusie en osmose kan betrekking hebben op verschillende eenheden en concepten, waaronder: * Concentraties . * Verdunningen . * Molaire massa . * Eenvoudige stoichiometrie . --- ## 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 | |------|------------| | Chemische Reactie | Een proces waarbij deeltjes herschikt worden om nieuwe stoffen te vormen, wat gepaard gaat met een energiewisseling. | | Reagentia | De stoffen die aan het begin van een chemische reactie staan en de reactie ondergaan. | | Reactieproducten | De stoffen die ontstaan na afloop van een chemische reactie. | | Molecuulvergelijking | Een chemische vergelijking die de totale reactie weergeeft met alle reagentia en producten als moleculen. | | Ionenvergelijking | Een chemische vergelijking die reagerende stoffen en producten weergeeft als hun respectievelijke ionen, inclusief dissociatie van elektrolyten. | | Essentiële ionenvergelijking | Een vereenvoudigde ionenvergelijking die alleen de ionen weergeeft die daadwerkelijk deelnemen aan de chemische reactie. | | Atoombewaar | Het principe dat het aantal atomen van elk element voor en na een chemische reactie gelijk blijft. | | Ladingsbewaar | Het principe dat de totale lading voor en na een chemische reactie gelijk blijft. | | Stoichiometrische coëfficiënten | Getallen voor chemische formules in een reactievergelijking die de molverhoudingen van reagentia en producten aangeven. | | Oplosbaarheid | De maximale hoeveelheid van een stof die bij een gegeven temperatuur in een bepaalde hoeveelheid oplosmiddel kan worden opgelost. | | Polaire molecule | Een molecule met een ongelijke verdeling van elektrische lading, waardoor een positieve en een negatieve pool ontstaat. | | Niet-polaire stof | Een stof waarvan de moleculen geen significante dipoolmomenten hebben en gelijkmatig geladen zijn. | | Oplosbaarheidsproduct ($K_s$) | Een evenwichtsconstante voor heterogene evenwichten die de oplosbaarheid van een slecht oplosbare verbinding in een verzadigde oplossing kwantificeert. | | Elektrolyt | Een stof die, bij oplossen in water of in gesmolten toestand, ionen vormt en daardoor elektrische stroom geleidt. | | Niet-elektrolyt | Een stof die, bij oplossen in water, geen ionen vormt en daardoor geen elektrische stroom geleidt. | | Combinatiereactie | Een reactie waarbij twee of meer reagentia combineren om één enkel product te vormen. | | Ontbindingsreactie | Een reactie waarbij één reagens wordt afgebroken tot twee of meer eenvoudigere producten. | | Thermolyse | Een ontbindingsreactie die optreedt onder invloed van warmte. | | Elektrolyse | Een ontbindingsreactie die optreedt onder invloed van elektrische energie. | | Uitwisselingsreactie (Metathese) | Een reactie waarbij ionen of groepen tussen twee reagentia worden uitgewisseld. | | Zuur-base reactie | Een reactie tussen een zuur en een base, waarbij een zout en vaak water worden gevormd. | | Neerslagreactie | Een reactie waarbij twee oplosbare stoffen reageren en een onoplosbaar vast product (neerslag) vormen. | | Gasvormingsreactie | Een reactie waarbij een gasvormig product wordt gevormd dat uit de oplossing ontsnapt. | | Zuur (Brønsted) | Een deeltje dat een proton ($H^+$) afstaat aan een andere stof. | | Base (Brønsted) | Een deeltje dat een proton ($H^+$) opneemt van een andere stof. | | Protolyse | Een reactie waarbij een proton wordt uitgewisseld tussen een zuur en een base. | | Ampholyt | Een deeltje dat zich zowel als een zuur als een base kan gedragen. | | Geconjugeerd zuur-base paar | Een paar van een zuur en een base die slechts één proton verschillen. | | Zuurconstante ($K_z$) | Een maat voor de sterkte van een zuur, gebaseerd op het evenwicht van de protolyse van het zuur in water. | | Baseconstante ($K_b$) | Een maat voor de sterkte van een base, gebaseerd op het evenwicht van de reactie van de base met water. | | Polyprotonisch zuur | Een zuur dat meer dan één afsplitsbaar proton per molecule kan afstaan. | | Redoxreactie | Een chemische reactie waarbij elektronen worden uitgewisseld tussen reagentia, leidend tot een verandering in oxidatietoestand. | | Oxidatie | Een proces waarbij een atoom of ion elektronen afstaat, wat resulteert in een toename van de oxidatietoestand. | | Reductie | Een proces waarbij een atoom of ion elektronen opneemt, wat resulteert in een afname van de oxidatietoestand. | | Oxidatietoestand (OG) | Een getal dat de hypothetische lading van een atoom in een molecule of ion aangeeft. | | Oxidator | Een stof die elektronen opneemt en daardoor zelf gereduceerd wordt tijdens een redoxreactie. | | Reductor | Een stof die elektronen afstaat en daardoor zelf geoxideerd wordt tijdens een redoxreactie. | | Redoxkoppel | Een paar van een geoxideerde en een gereduceerde vorm van een element of ion die betrokken zijn bij een redoxreactie. | | Normpotentiaal ($E^0$) | Een kwantitatieve maat voor de neiging van een redoxkoppel om elektronen op te nemen of af te staan onder standaardomstandigheden. | | Spanningsreeks | Een reeks van metalen gerangschikt op basis van hun reducerend vermogen, bepaald door hun normpotentialen. | | Wet van behoud van massa | De totale massa van de reagentia is gelijk aan de totale massa van de reactieproducten in een gesloten systeem. | | Wet van constante massaverhoudingen (Wet van Proust) | Een samengestelde stof bevat altijd dezelfde elementen in dezelfde massaverhoudingen, ongeacht de oorsprong. | | Molaire massa (MM) | De massa van één mol van een stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol). | | Normomstandigheden (n.o.) | Standaardomstandigheden voor gassen, gedefinieerd als 273 K (0°C) en 101,3 kPa (1 atm), waarbij 1 mol gas 22,4 L inneemt. | | Algemene gaswet | Een vergelijking ($pV = nRT$) die de druk, volume, temperatuur en aantal mol van een ideaal gas relateert. | | Dichtheid ($\rho$) | De massa per eenheid van volume van een stof ($\rho = m/V$). | | Molfractie ($X_a$) | De verhouding van het aantal mol van een component tot het totale aantal mol van alle componenten in een mengsel. | | Molaire concentratie (molair, M) | Het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing ($c_A = n_{stof} / V_{opl}$). | | Massaconcentratie (g/L) | De massa opgeloste stof per liter oplossing ($c_m = m_{stof} / V_{opl}$). | | Massaprocent (%m/m) | Het percentage van de massa van de opgeloste stof ten opzichte van de totale massa van de oplossing. | | Volumeprocent (%v/v) | Het percentage van het volume van de opgeloste stof ten opzichte van het totale volume van de oplossing. | | Massa/volumeprocent (%m/v) | Het aantal gram opgeloste stof per 100 ml oplossing. | | Promille (‰) | Duizendste deel; kan betrekking hebben op massa, volume of massa/volume. | | Parts per million (ppm) | Eén miljoenste deel; gebruikt voor zeer lage concentraties. | | Parts per billion (ppb) | Eén miljardste deel; gebruikt voor extreem lage concentraties. | | Verdunnen | Het verminderen van de concentratie van een oplossing door toevoeging van oplosmiddel. | | Verdunningsfactor | De factor waarmee de concentratie van een oplossing wordt verminderd. | | Stoichiometrie | Het berekenen van de relatieve hoeveelheden van reagentia en producten in chemische reacties. | | Theoretische opbrengst | De maximale hoeveelheid product die kan worden gevormd uit een gegeven hoeveelheid reagentia, berekend op basis van de stoichiometrie. | | Werkelijke opbrengst | De hoeveelheid product die daadwerkelijk wordt verkregen in een chemische reactie. | | Rendement (%) | De verhouding van de werkelijke opbrengst tot de theoretische opbrengst, uitgedrukt als een percentage. | | Limiterend reagens | Het reagens dat volledig wordt verbruikt in een chemische reactie en daarmee de hoeveelheid product bepaalt. | | Overmaat van een reagens | Een reagens dat in grotere hoeveelheid aanwezig is dan nodig is om volledig te reageren met het limiterende reagens. | | Titratie | Een analytische methode om de concentratie van een stof te bepalen door reactie met een oplossing van bekende concentratie (titrant). | | Titrant (Titreermiddel) | De oplossing met bekende concentratie die wordt gebruikt om te titreren. | | Standaardoplossing | Een oplossing waarvan de concentratie nauwkeurig bekend is en die gebruikt wordt als titrant. | | Eindpunt | Het punt tijdens een titratie waarop de reactie voltooid is, vaak aangegeven door een kleurverandering van een indicator. | | Indicator | Een stof die een zichtbare verandering ondergaat (meestal kleur) bij het bereiken van het eindpunt van een titratie. | | Diffusie | De spontane beweging van deeltjes van een gebied met hoge concentratie naar een gebied met lage concentratie. | | Osmose | Het transport van een oplosmiddel (meestal water) door een semi-permeabele wand van een gebied met lage concentratie opgeloste stof naar een gebied met hoge concentratie opgeloste stof. |

# Reactiesnelheid en snelheidsvergelijkingen Dit topic behandelt de orde van chemische reacties, de opstelling van snelheidsvergelijkingen op basis van experimentele gegevens en de relatie tussen de snelheidsvergelijking en het reactiemechanisme. ### 1.1 De orde van een chemische reactie De orde van een chemische reactie beschrijft hoe de snelheid van de reactie afhangt van de concentraties van de reactanten. De totale orde van een reactie is de som van de exponenten van de concentraties in de snelheidsvergelijking [1](#page=1). ### 1.2 Snelheidsvergelijkingen Een snelheidsvergelijking (ook wel wet van snelheden genoemd) drukt de reactiesnelheid ($v$) uit als functie van de concentraties van de reactanten en een snelheidsconstante ($k$). De algemene vorm van een snelheidsvergelijking voor een reactie met reactanten A en B is [1](#page=1): $v = k \cdot [A]^m \cdot [B]^n$ [1](#page=1). waarbij: * $v$ de reactiesnelheid is [1](#page=1). * $k$ de snelheidsconstante is [1](#page=1). * $[A]$ en $[B]$ de concentraties van de reactanten A en B zijn [1](#page=1). * $m$ en $n$ de partiële ordes van de reactie ten opzichte van respectievelijk A en B zijn. Deze exponenten worden experimenteel bepaald en komen niet noodzakelijk overeen met de stoichiometrische coëfficiënten in de globale reactievergelijking [1](#page=1). De totale orde van de reactie is $m+n$ [1](#page=1). **Voorbeeld 1: Bepaling van de orde uit experimentele gegevens** [1](#page=1). Stel dat voor een reactie geldt: * Als de concentratie van A verdubbelt, verviervoudigt de reactiesnelheid. Dit impliceert dat de exponent van [A in de snelheidsvergelijking 2 moet zijn ($[A]^2$). * Als de concentratie van B verdubbelt, verdubbelt de reactiesnelheid. Dit impliceert dat de exponent van [B in de snelheidsvergelijking 1 is ($[B]^1$). De snelheidsvergelijking is dan: $v = k \cdot [A]^2 \cdot [B]^1$. De totale orde van de reactie is $2 + 1 = 3$ [1](#page=1). **Voorbeeld 2: Eerste-orde reactie** [1](#page=1). Als een snelheidsvergelijking $v = k \cdot [A]$ is, is de reactie van de eerste orde ten opzichte van A en dus ook van de eerste orde in totaal [1](#page=1). ### 1.3 Relatie tussen snelheidsvergelijking en reactiemechanisme De snelheidsvergelijking is een directe weerspiegeling van het langzaamste (bepalende) elementaire stadium in een reactiemechanisme. Als de snelheidsvergelijking niet overeenkomt met de globale reactievergelijking, betekent dit dat de reactie in meerdere stappen verloopt. De exponenten in de snelheidsvergelijking geven aan hoeveel moleculen van een bepaalde stof betrokken zijn in de snelste elementaire stap die de globale snelheid bepaalt [1](#page=1). **Voorbeeld 3: Reactie van N₂O₅** [1](#page=1). Voor de ontleding van N₂O₅ ($2 \, \text{N}_2\text{O}_5 \longrightarrow 4 \, \text{NO}_2 + \text{O}_2$) kan de snelheidsvergelijking $v = k \cdot [\text{N}_2\text{O}_5]$ zijn. Uit deze vergelijking blijkt dat de reactie eerste-orde is ten opzichte van N₂O₅. De coëfficiënt 2 voor N₂O₅ in de globale reactievergelijking komt niet overeen met de snelheidsvergelijking. Dit suggereert dat de reactie niet in één enkel elementair stadium verloopt, maar in meerdere stappen. De snelste stap die de totale snelheid bepaalt, zou slechts één molecule N₂O₅ kunnen betrekken, mogelijk via een reactie met de wand van het reactievat [1](#page=1). ### 1.4 Snelheidsconstante ($k$) De snelheidsconstante ($k$) is een evenredigheidsfactor die afhankelijk is van factoren zoals de temperatuur en de aanwezigheid van een katalysator. Ze is onafhankelijk van de concentraties van de reactanten [1](#page=1). ### 1.5 Snelheid van reactanten en producten De snelheid van een reactie kan ook uitgedrukt worden in termen van de verandering van de concentraties van reactanten en producten over tijd. Voor de algemene reactie $a\text{A} + b\text{B} \longrightarrow c\text{C} + d\text{D}$ geldt [1](#page=1): $v = -\frac{1}{a} \frac{d[A]}{dt} = -\frac{1}{b} \frac{d[B]}{dt} = \frac{1}{c} \frac{d[C]}{dt} = \frac{1}{d} \frac{d[D]}{dt}$ [1](#page=1). Hierbij zijn $a, b, c, d$ de stoichiometrische coëfficiënten. Het minteken geeft aan dat de concentratie van een reactant afneemt [1](#page=1). **Voorbeeld 4: Snelheid van de vorming van water** [1](#page=1). Voor de reactie $\text{H}_2\text{O}_2 + \text{H}_2 \longrightarrow 2 \, \text{H}_2\text{O}$, kan de snelheid worden uitgedrukt als: $v = -\frac{d[\text{H}_2\text{O}_2]}{dt} = -\frac{d[\text{H}_2]}{dt} = \frac{1}{2} \frac{d[\text{H}_2\text{O}]}{dt}$ [1](#page=1). (dit zijn alle mogelijkheden om de snelheid uit te drukken) [1](#page=1). --- # Reactiemechanismen en elementaire stappen Dit gedeelte verklaart dat de globale reactievergelijking kan afwijken van de snelheidsvergelijking, wat impliceert dat de reactie in meerdere stappen verloopt waarbij de traagste stap de globale snelheid bepaalt. ### 2.1 Globale reactievergelijking versus snelheidsvergelijking De globale reactievergelijking beschrijft de nettoverandering van reagentia naar producten. De snelheidsvergelijking daarentegen, relateert de reactiesnelheid aan de concentraties van de reagentia. Wanneer de snelheidsvergelijking niet overeenkomt met de stoichiometrie van de globale reactievergelijking, duidt dit op een reactie die in meerdere elementaire stappen verloopt. De snelheid van de gehele reactie wordt dan bepaald door de traagste elementaire stap, ook wel de snelheidsbepalende stap genoemd [1](#page=1). #### 2.1.1 Bepalen van de reactie-orde De orde van een reactie ten opzichte van een specifiek reagens wordt bepaald door de exponent van de concentratie van dat reagens in de snelheidsvergelijking. De totale orde van de reactie is de som van de ordes ten opzichte van alle reagentia [1](#page=1). **Voorbeeld:** Beschouw een reactie waarbij de snelheidsvergelijking luidt: $v = k \cdot [A]^2 \cdot [B]^1$ [1](#page=1). * De orde ten opzichte van $[A]$ is 2, omdat als $[A]$ verdubbelt, de snelheid verviervoudigt ($2^2 = 4$) [1](#page=1). * De orde ten opzichte van $[B]$ is 1, omdat als $[B]$ verdubbelt, de snelheid verdubbelt ($2^1 = 2$) [1](#page=1). * De totale orde van de reactie is $2 + 1 = 3$ [1](#page=1). #### 2.1.2 Impilicaties van een afwijkende snelheidsvergelijking Een snelheidsvergelijking die niet overeenkomt met de globale reactievergelijking suggereert dat de reactie niet in één enkele elementaire stap plaatsvindt. Dit betekent dat de reactie via een reeks tussenstappen verloopt. De langzaamste van deze tussenstappen bepaalt de algehele reactiesnelheid. Dit kan bijvoorbeeld impliceren dat effectieve botsingen niet direct tussen meerdere moleculen plaatsvinden, maar dat een molecuul reageert met bijvoorbeeld de wand van het reactievat, zoals bij een eerste-orde reactie waarbij de snelheidsvergelijking slechts één concentratie bevat maar de reactievergelijking een hogere coëfficiënt heeft [1](#page=1). > **Tip:** Wanneer de experimenteel bepaalde snelheidsvergelijking niet overeenkomt met de stoichiometrie van de globale reactie, is dit een sterke aanwijzing dat de reactie een complex mechanisme volgt met meerdere elementaire stappen. #### 2.1.3 Factoren die de snelheidsconstante beïnvloeden De snelheidsconstante ($k$) is specifiek voor een gegeven reactie en is afhankelijk van de temperatuur en de aanwezigheid van een katalysator. De concentraties van de reagentia beïnvloeden de reactiesnelheid, maar niet de waarde van de snelheidsconstante zelf [1](#page=1). **Voorbeeld van reactiesnelheden:** Voor een reactie als $2 \text{NO} + 2 \text{H}_2 \longrightarrow \text{N}_2 + 2 \text{H}_2\text{O}$, kunnen de snelheden van de verschillende componenten gerelateerd worden: $v = -\frac{1}{2} \frac{\Delta[\text{NO}]}{\Delta t} = -\frac{1}{2} \frac{\Delta[\text{H}_2]}{\Delta t} = \frac{1}{1} \frac{\Delta[\text{N}_2]}{\Delta t} = \frac{1}{2} \frac{\Delta[\text{H}_2\text{O}]}{\Delta t}$ [1](#page=1). Als de snelste stap $v = k \cdot [\text{NO}]^2 \cdot [\text{H}_2]$ zou zijn, dan zou dit suggereren dat de totale orde 3 is. Echter, als de snelheidsbepalende stap $v = k \cdot [\text{NO}] \cdot [\text{H}_2]$ is, dan is de orde 2. De vraag noemt de snelheidsvergelijking $v = k \cdot [\text{NO}]^2 \cdot [\text{H}]$ wat dus een andere orde suggereert dan mogelijk uit de globale reactie zou blijken. Dit benadrukt het belang van experimenteel bepaalde snelheidsvergelijkingen [1](#page=1). --- # Concentratietabellen en reactiesnelheid berekeningen Dit topic demonstreert hoe concentratietabellen worden opgesteld en gebruikt om reactiesnelheden te berekenen, rekening houdend met de omgezette hoeveelheden en de reactievergelijking. ### 4.4.1 Het opstellen van een concentratietabel Een concentratietabel is een hulpmiddel om de concentraties van reactanten en producten op verschillende tijdstippen te volgen tijdens een chemische reactie. De concentraties worden standaard uitgedrukt in mol per liter (mol/l). Een typische tabel bevat de volgende kolommen: "Begin" (initiële concentraties), "Omgezet" (de verandering in concentratie door de reactie), en "Einde" (de concentraties na een bepaalde reactietijd) [2](#page=2). ### 4.4.2 Rekenen met de reactievergelijking Bij het opstellen van de concentratieverandering ("Omgezet") is het cruciaal om rekening te houden met de stoichiometrische coëfficiënten uit de reactievergelijking. De verandering in concentratie van een reactant of product is direct evenredig met de coëfficiënt van dat deeltje in de reactievergelijking. Als bijvoorbeeld voor de reactie $2A + 1B \rightarrow 1C + 1D$, er $0,2500$ mol/l van $B$ omgezet wordt, dan wordt er $2 \times 0,2500 = 0,5000$ mol/l van $A$ omgezet, en wordt er $0,2500$ mol/l van $C$ en $0,2500$ mol/l van $D$ gevormd [2](#page=2). > **Voorbeeld:** > Gegeven de reactie: $2 A + 1 B \rightarrow 1 C + 1 D$. > Als de initiële concentraties zijn: $[A]_{begin} = 2,500$ mol/l en $[B]_{begin} = 1,000$ mol/l. > Na 5 minuten is een vierde van $B$ weggereageerd. Dit betekent dat $0,2500$ mol/l van $B$ is omgezet. > De omgezette hoeveelheid van $A$ is dan $2 \times 0,2500 = 0,5000$ mol/l. > De concentraties aan het einde van deze periode zijn: > $[A]_{einde} = [A]_{begin} - \text{omgezet} = 2,500 - 0,5000 = 2,000$ mol/l [2](#page=2). > $[B]_{einde} = [B]_{begin} - \text{omgezet} = 1,000 - 0,2500 = 0,750$ mol/l [2](#page=2). ### 4.4.3 Berekenen van de reactiesnelheid De reactiesnelheid kan berekend worden met behulp van de wet van snelheden, die afhangt van de concentraties van de reactanten en de snelheidsconstante ($k$). Voor een hypothetische reactie, zoals weergegeven in de oefening op pagina 2, met de snelheidsvergelijking $v = k \cdot [A]^2 \cdot [B]$ [2](#page=2): > **Voorbeeld:** > Voor de reactie $2 A + 1 B \rightarrow \dots$ met de snelheidsvergelijking $v = k \cdot [A]^2 \cdot [B]$ [2](#page=2). > Bij een bepaald tijdstip zijn de concentraties: $[A = 2,000$ mol/l en $[B = 0,750$ mol/l [2](#page=2). > De snelheidsconstante is $k = 0,7500$ mol/l$\cdot$s [2](#page=2). > De reactiesnelheid op dat moment is: > $$v = 0,7500 \, \text{mol/l}\cdot\text{s} \cdot (2,000 \, \text{mol/l})^2 \cdot (0,750 \, \text{mol/l})$$ > $$v = 0,7500 \, \text{mol/l}\cdot\text{s} \cdot (4,000 \, \text{mol}^2/\text{l}^2) \cdot (0,750 \, \text{mol/l})$$ > $$v = 2,25 \, \text{mol/l}\cdot\text{s}$$ [2](#page=2). --- ## 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 | |------|------------| | Reactiesnelheid | De snelheid waarmee een chemische reactie verloopt, meestal uitgedrukt als de verandering in concentratie van een reactant of product per tijdseenheid. | | Snelheidsvergelijking | Een wiskundige uitdrukking die de reactiesnelheid relateert aan de concentraties van de reactanten. Het bevat een snelheidsconstante (k) en de concentraties van reactanten, verheven tot hun ordecoëfficiënten. | | Orde van een reactie | De exponent van de concentratie van een reactant in de snelheidsvergelijking. De totale orde van de reactie is de som van de ordes van alle reactanten. | | Elementaire stap | Een individuele reactie binnen een reactiemechanisme. De snelheidsvergelijking van een elementaire stap komt direct overeen met zijn moleculaireiteit. | | Traagste stap | De langzaamste reactie binnen een meerstapsproces die de algehele reactiesnelheid van het proces bepaalt. | | Snelheidsconstante (k) | Een evenredigheidsconstante in de snelheidsvergelijking die de reactiesnelheid koppelt aan de concentraties van de reactanten. De waarde ervan is afhankelijk van temperatuur en de aanwezigheid van een katalysator. | | Concentratietabel | Een tabel die de beginconcentraties, de omgezette hoeveelheden en de eindconcentraties van reactanten en producten in een chemische reactie weergeeft. | | Moleculaireiteit | Het aantal moleculen dat betrokken is bij een elementaire reactie. Dit is gelijk aan de som van de coëfficiënten van de reactanten in de vergelijking van de elementaire stap. | | Katalysator | Een stof die de reactiesnelheid verhoogt zonder zelf permanent verbruikt te worden tijdens de reactie. |

# Berekening van thermodynamische grootheden Dit onderdeel van de studiehandleiding behandelt de berekening en interpretatie van enthalpieveranderingen (∆H), entropieveranderingen (∆S) en Gibbs-vrije energie (∆G) voor diverse chemische reacties, inclusief hun spontaniteit. ### 1.1 Enthalpieverandering (∆H) De enthalpieverandering (∆H) geeft de warmteverandering aan die optreedt bij een reactie onder constante druk [1](#page=1). * **Exotherme reactie:** Hierbij is de enthalpieverandering negatief (∆H < 0), wat betekent dat er warmte vrijkomt uit het systeem. De producten hebben een lagere enthalpie dan de reagentia [1](#page=1). * **Endotherme reactie:** Hierbij is de enthalpieverandering positief (∆H > 0), wat betekent dat er warmte wordt opgenomen door het systeem. De producten hebben een hogere enthalpie dan de reagentia. > **Tip:** Let goed op of een enthalpieverandering wordt gegeven in kilojoules (kJ) of kilojoules per mol (kJ/mol). Als de waarde in kJ wordt gegeven, geldt dit voor de gehele reactie zoals deze is weergegeven, en niet per mol van een specifieke stof [1](#page=1). #### 1.1.1 Voorbeelden van enthalpieveranderingen * Voor de reactie $2 \text{ H}_2\text{S (g) } + 3 \text{ O}_2\text{ (g) } \rightarrow 2 \text{ SO}_2\text{ (g) } + 2 \text{ H}_2\text{O (l)}$ is de enthalpieverandering $\Delta H = –560 \text{ kJ}$ [1](#page=1). * Voor de sublimatie van koolstof $C \text{ (s) } \rightarrow C \text{ (g) }$ is de enthalpieverandering $\Delta H = 717 \text{ kJ/mol}$ [1](#page=1). * Voor de reactie $2 \text{ CO (g) } + \text{ O}_2\text{ (g) } \rightarrow 2 \text{ CO}_2\text{ (g) }$ is de enthalpieverandering $\Delta H = –566 \text{ kJ}$ [1](#page=1). * Een andere reactie heeft een $\Delta H = –1170,4 \text{ kJ}$ [1](#page=1). * De reactie van vorming van ethanol uit etheen en water heeft een $\Delta H = 43,1 \text{ kJ/mol}$ [1](#page=1). ### 1.2 Entropieverandering (∆S) De entropieverandering (∆S) meet de verandering in wanorde of toevalligheid van een systeem tijdens een reactie. Een positieve ∆S duidt op een toename van wanorde, terwijl een negatieve ∆S duidt op een afname van wanorde [1](#page=1). #### 1.2.1 Voorbeelden van entropieveranderingen * Voor de sublimatie van koolstof $C \text{ (s) } \rightarrow C \text{ (g) }$ is de entropieverandering $\Delta S = 155,6 \text{ J/(mol}\cdot\text{K)}$ [1](#page=1). * Voor de reactie $2 \text{ CO (g) } + \text{ O}_2\text{ (g) } \rightarrow 2 \text{ CO}_2\text{ (g) }$ is de entropieverandering $\Delta S = –173 \text{ J/K}$ [1](#page=1). * Een reactie heeft een $\Delta S = –294,2 \text{ J/K}$ [1](#page=1). * De reactie van vorming van ethanol uit etheen en water heeft een $\Delta S = 168,2 \text{ J/(mol}\cdot\text{K)}$ [1](#page=1). ### 1.3 Gibbs-vrije energie (∆G) en spontaniteit De Gibbs-vrije energieverandering (∆G) combineert de enthalpie- en entropieveranderingen om de spontaniteit van een proces bij constante temperatuur en druk te voorspellen. De relatie wordt gegeven door de formule: $$ \Delta G = \Delta H - T\Delta S $$ [1](#page=1). Waarbij: * $\Delta G$ de verandering in Gibbs-vrije energie is. * $\Delta H$ de verandering in enthalpie is. * $T$ de temperatuur in Kelvin is. * $\Delta S$ de verandering in entropie is. #### 1.3.1 Spontaniteit op basis van ∆G * Als $\Delta G < 0$, is de reactie spontaan in de voorwaartse richting. * Als $\Delta G > 0$, is de reactie niet spontaan in de voorwaartse richting (maar wel spontaan in de achterwaartse richting). * Als $\Delta G = 0$, bevindt het systeem zich in evenwicht. > **Tip:** Een hogere temperatuur kan de spontaniteit van een reactie beïnvloeden, met name wanneer de entropieverandering significant is. Dit kan worden geanalyseerd door $\Delta G = 0$ te stellen en op te lossen naar $T$. #### 1.3.2 Voorbeelden van Gibbs-vrije energie en spontaniteit * Voor de sublimatie van koolstof $C \text{ (s) } \rightarrow C \text{ (g) }$ is $\Delta G = 639 \text{ kJ/mol}$. De reactie gaat niet spontaan op, want de Gibbs-vrije energie stijgt ($\Delta G > 0$). Er is echter een (veel hogere) temperatuur waarbij de reactie wel spontaan wordt [1](#page=1). * Voor de reactie $2 \text{ CO (g) } + \text{ O}_2\text{ (g) } \rightarrow 2 \text{ CO}_2\text{ (g) }$ is $\Delta G = –480 \text{ kJ}$. De reactie gaat spontaan op, want de Gibbs-vrije energie daalt ($\Delta G < 0$) [1](#page=1). * Een reactie met $\Delta H = –1170,4 \text{ kJ}$ en $\Delta S = –294,2 \text{ J/K}$ heeft $\Delta G = –1083 \text{ kJ}$. De reactie is spontaan bij 25°C ($\Delta G < 0$) [1](#page=1). * De reactie van vorming van ethanol uit etheen en water heeft $\Delta G = –7024 \text{ J/mol}$. De reactie is dus spontaan bij 25°C. Vanaf –17°C is dit al het geval [1](#page=1). * Voor een bepaalde reactie is $\Delta G = –574 \text{ kJ/mol}$. Deze reactie is een spontaan proces bij kamertemperatuur (21°C of 294 K), want $\Delta G < 0$ [1](#page=1). * Een andere reactie heeft $\Delta G = 13,5 \text{ kJ/mol}$. Deze reactie is geen spontaan proces bij 600 K, want $\Delta G > 0$ [1](#page=1). --- # Spontaniteit van chemische reacties De spontaniteit van een chemische reactie wordt bepaald door de verandering in Gibbs-vrije energie ($\Delta G$), waarbij een negatieve $\Delta G$ duidt op een spontaan proces. De temperatuur heeft een significante invloed op deze spontaniteit, zoals beschreven door de relatie tussen enthalpie ($\Delta H$), entropie ($\Delta S$), en temperatuur ($T$) . ### 2.1 Gibbs-vrije energie en spontaniteit De Gibbs-vrije energie is een thermodynamische grootheid die de maximale hoeveelheid arbeid weergeeft die uit een thermodynamisch systeem kan worden verkregen bij constante temperatuur en druk. De verandering in Gibbs-vrije energie ($\Delta G$) voor een reactie wordt gegeven door de volgende vergelijking : $$ \Delta G = \Delta H - T \Delta S $$ Hierin staat: * $\Delta G$ voor de verandering in Gibbs-vrije energie (meestal in kJ/mol of J/mol) . * $\Delta H$ voor de enthalpieverandering (meestal in kJ/mol of J/mol) [1](#page=1) . * $T$ voor de absolute temperatuur (in Kelvin) . * $\Delta S$ voor de entropieverandering (meestal in J/(mol·K) of J/K) . De interpretatie van $\Delta G$ is cruciaal voor het bepalen van de spontaniteit: * Als $\Delta G < 0$, is de reactie spontaan en verloopt deze in de aangegeven richting . * Als $\Delta G > 0$, is de reactie niet-spontaan in de aangegeven richting. De omgekeerde reactie is dan wel spontaan . * Als $\Delta G = 0$, bevindt het systeem zich in evenwicht . #### 2.1.1 Invloed van enthalpieverandering ($\Delta H$) Een negatieve $\Delta H$ geeft aan dat de reactie exotherm is, wat betekent dat er warmte vrijkomt. Exotherme reacties hebben een neiging om spontaan te verlopen, vooral bij lagere temperaturen, omdat dit de Gibbs-vrije energie verlaagt [1](#page=1). #### 2.1.2 Invloed van entropieverandering ($\Delta S$) Een positieve $\Delta S$ betekent dat de wanorde van het systeem toeneemt tijdens de reactie. Een toename in entropie draagt bij aan een spontane reactie, met name bij hogere temperaturen . #### 2.1.3 Het effect van temperatuur op spontaniteit De temperatuur ($T$) in de vergelijking voor $\Delta G$ bepaalt het relatieve belang van de entropieterm ($-T\Delta S$) ten opzichte van de enthalpieterm ($\Delta H$) . * **$\Delta H < 0$ (exotherm) en $\Delta S > 0$ (toename wanorde):** $\Delta G$ zal altijd negatief zijn, ongeacht de temperatuur. De reactie is altijd spontaan . * **$\Delta H > 0$ (endotherm) en $\Delta S < 0$ (afname wanorde):** $\Delta G$ zal altijd positief zijn, ongeacht de temperatuur. De reactie is nooit spontaan. * **$\Delta H < 0$ (exotherm) en $\Delta S < 0$ (afname wanorde):** De spontaniteit hangt af van de temperatuur. Bij lage temperaturen domineert de exotherme $\Delta H$, wat leidt tot een spontane reactie ($\Delta G < 0$). Bij hoge temperaturen domineert de $-T\Delta S$ term, wat kan leiden tot een niet-spontane reactie ($\Delta G > 0$). Er is een temperatuur waarbij $\Delta G = 0$ . * **$\Delta H > 0$ (endotherm) en $\Delta S > 0$ (toename wanorde):** De spontaniteit hangt af van de temperatuur. Bij lage temperaturen domineert de endotherme $\Delta H$, wat leidt tot een niet-spontane reactie ($\Delta G > 0$). Bij hoge temperaturen domineert de $-T\Delta S$ term, wat kan leiden tot een spontane reactie ($\Delta G < 0$). Er is een temperatuur waarbij $\Delta G = 0$ . ##### 2.1.3.1 Berekenen van de temperatuur waarbij spontaniteit omslaat Om de temperatuur te vinden waarbij een reactie overgaat van spontaan naar niet-spontaan (of omgekeerd), stelt men $\Delta G$ gelijk aan nul en lost men op voor $T$: $$ 0 = \Delta H - T \Delta S $$ $$ T \Delta S = \Delta H $$ $$ T = \frac{\Delta H}{\Delta S} $$ > **Tip:** Zorg ervoor dat de eenheden van $\Delta H$ en $\Delta S$ consistent zijn (bijvoorbeeld beiden in J of beiden in kJ) voordat je deze berekening uitvoert. Temperatuur moet altijd in Kelvin worden uitgedrukt . > **Voorbeeld:** Voor de reactie van etheen naar ethanol, met $\Delta H = 43,1$ kJ/mol en $\Delta S = 168,2$ J/(mol·K), is de omslagtemperatuur: > $T = \frac{43100 \text{ J/mol}}{168,2 \text{ J/(mol·K)}} \approx 256 \text{ K}$ (wat overeenkomt met ongeveer -17°C). Dit betekent dat de reactie spontaan wordt vanaf ongeveer -17°C . ### 2.2 Specifieke reactievoorbeelden Hieronder volgen voorbeelden van spontaniteitstoepassingen: * **Reactie van vast koolstof naar gasvormig koolstof (diamant):** $\Delta H = 717$ kJ/mol, $\Delta S = 155,6$ J/(mol·K). $\Delta G = 639$ kJ/mol. De reactie is niet spontaan bij de gegeven omstandigheden omdat $\Delta G > 0$ . * **Reactie van koolmonoxide en zuurstof naar kooldioxide:** $\Delta H = -566$ kJ, $\Delta S = -173$ J/K. $\Delta G = -480$ kJ. De reactie is spontaan omdat $\Delta G < 0$ . * **Een reactie met:** $\Delta H = -1170,4$ kJ en $\Delta S = -294,2$ J/K. $\Delta G = -1083$ kJ bij 25°C (298 K). De reactie is spontaan bij 25°C omdat $\Delta G < 0$ . * **Een reactie met:** $\Delta G = 13,5$ kJ/mol bij 600 K. Deze reactie is geen spontaan proces omdat $\Delta G > 0$ . --- # Interpretatie van enthalpieveranderingen Dit gedeelte verklaart de betekenis van een negatieve enthalpieverandering, ook wel een exotherme reactie genoemd, en de relatie tussen de enthalpieverandering en de energietoestand van de producten ten opzichte van de reactanten. ### 3.1 Enthalpieverandering als indicator van warmte-uitwisseling De enthalpieverandering, aangeduid met $\Delta H$, is een maat voor de hoeveelheid warmte die bij een constante druk wordt uitgewisseld tussen een chemisch systeem en zijn omgeving tijdens een reactie [1](#page=1). #### 3.1.1 Exotherme reacties: negatieve enthalpieverandering Wanneer een reactie een negatieve enthalpieverandering heeft ($\Delta H < 0$), betekent dit dat er energie in de vorm van warmte vrijkomt uit het systeem naar de omgeving. Dit type reactie wordt een **exotherme reactie** genoemd [1](#page=1). * **Betekenis:** Bij exotherme reacties hebben de producten een lagere enthalpie (en dus een lagere energietoestand) dan de reagentia. De "overtollige" energie wordt afgegeven aan de omgeving [1](#page=1). #### 3.1.2 Endotherme reacties: positieve enthalpieverandering Omgekeerd, wanneer een reactie een positieve enthalpieverandering heeft ($\Delta H > 0$), wordt er energie in de vorm van warmte opgenomen door het systeem uit de omgeving. Dit type reactie wordt een **endotherme reactie** genoemd [1](#page=1). * **Betekenis:** Bij endotherme reacties hebben de producten een hogere enthalpie (en dus een hogere energietoestand) dan de reagentia. De energie moet worden toegevoegd om de reactie te laten plaatsvinden [1](#page=1). #### 3.1.3 Enthalpieverandering per mol versus totale enthalpieverandering Het is belangrijk om onderscheid te maken tussen de enthalpieverandering per mol reactanten of producten ($\Delta H$ in kJ/mol) en de totale enthalpieverandering voor de reactie zoals deze is opgeschreven ($\Delta H$ in kJ) [1](#page=1). * **$\Delta H$ in kJ/mol:** Dit geeft de energieverandering aan per mol van een specifieke stof die in de reactie betrokken is. Dit wordt vaak gebruikt voor standaardreacties zoals de vorming van een stof uit zijn elementen [1](#page=1). * **$\Delta H$ in kJ:** Dit geeft de totale energieverandering aan voor de gestelde reactievergelijking, waarbij de coëfficiënten in de vergelijking bepalend zijn voor de totale hoeveelheid energie die wordt uitgewisseld [1](#page=1). > **Tip:** Bij het interpreteren van $\Delta H$ is het cruciaal om te letten op de eenheid (kJ/mol of kJ) en de context van de reactie om misinterpretaties te voorkomen. **Voorbeeld:** * Een reactie met $\Delta H = -312$ kJ/mol is exotherm [1](#page=1). * Een andere reactie, $2 \text{ H}_2\text{S (g)} + 3 \text{ O}_2\text{ (g)} \rightarrow 2 \text{ SO}_2\text{ (g)} + 2 \text{ H}_2\text{O (l)}$, heeft een $\Delta H = -560$ kJ. Dit betekent dat bij de volledige omzetting van de reagentia volgens deze vergelijking, er 560 kilojoule warmte vrijkomt [1](#page=1). --- ## 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 | |------|------------| | Enthalpieverandering (∆H) | De hoeveelheid warmte die door een systeem wordt opgenomen of afgegeven bij constante druk. Een negatieve waarde duidt op een exotherme reactie waarbij warmte vrijkomt. | | Gibbs-vrije energie (∆G) | Een thermodynamische functie die wordt gebruikt om de spontaniteit van een proces te voorspellen bij constante temperatuur en druk. Een negatieve ∆G geeft een spontaan proces aan, terwijl een positieve ∆G duidt op een niet-spontaan proces. | | Entropie (∆S) | Een maat voor de wanorde of willekeurigheid in een systeem. Een stijging in entropie wordt geassocieerd met een toename van wanorde. | | Exotherme reactie | Een chemische reactie waarbij energie, meestal in de vorm van warmte, vrijkomt aan de omgeving. De enthalpieverandering (∆H) is negatief voor exotherme reacties. | | Spontaan proces | Een proces dat van nature plaatsvindt zonder continue externe energie-input. De Gibbs-vrije energie (∆G) is negatief voor een spontaan proces. | | Reagentia | De beginstoffen in een chemische reactie die worden omgezet in producten. | | Producten | De stoffen die ontstaan als resultaat van een chemische reactie. | | Thermodynamica | Het wetenschapsgebied dat zich bezighoudt met warmte, arbeid, temperatuur en energie, en de relatie daartussen. | | kJ/mol | Een eenheid die de verandering in enthalpie per mol stof aangeeft. Dit wordt gebruikt om de energieverandering van een specifieke reactie te kwantificeren. | | J/(mol∙K) | Een eenheid die de verandering in entropie per mol stof per Kelvin aangeeft. Dit beschrijft de mate van wanorde per hoeveelheid stof en temperatuurverandering. |

# reacties van zouten in water De hydrolyse van zouten in water kan leiden tot een neutrale, zure of basische oplossing, afhankelijk van de relatieve sterktes van de geconjugeerde zuren en basen die gevormd worden [1](#page=1) [2](#page=2). ### 1.1 Hydrolyse van zouten afkomstig van sterke basen en zwakke zuren Zouten die zijn opgebouwd uit een kation van een sterke base (zoals Na$^+$ of K$^+$) en een anion van een zwak zuur zullen in water hydrolyseren. Het kation heeft geen zure of basische eigenschappen. Het anion daarentegen gedraagt zich als een zwakke base, omdat het geconjugeerd is aan een zwak zuur en dus in staat is om een proton op te nemen uit water. Dit proces genereert hydroxide-ionen (OH$^-$), wat resulteert in een pH groter dan 7 [1](#page=1) [2](#page=2). #### 1.1.1 Voorbeeld: Natriumfosfaat (Na$_3$PO$_4$) Natriumfosfaat dissocieert volledig in water tot natriumionen (Na$^+$) en fosfaationen (PO$_4^{3-}$) ] [1](#page=1). $$ \text{Na}_3\text{PO}_4 \rightarrow 3\text{Na}^+ + \text{PO}_4^{3-} $$ De natriumionen zijn afkomstig van een sterke base (NaOH) en vertonen geen hydrolyse. De fosfaationen zijn de geconjugeerde base van het zwakke fosforzuur (H$_3$PO$_4$) . PO$_4^{3-}$ reageert met water [1](#page=1): $$ \text{PO}_4^{3-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HPO}_4^{2-} + \text{OH}^- $$ De evenwichtsconstante voor deze reactie, de $K_b$, is 4,5 x 10$^{-2}$ . Omdat deze $K_b$ relatief groot is (vergeleken met $K_w$), gedraagt het fosfaation zich als een redelijk sterke zwakke base, waardoor de oplossing basisch wordt (pH > 7) ] [1](#page=1). ### 1.2 Hydrolyse van zouten afkomstig van zwakke basen en zwakke zuren Wanneer een zout is opgebouwd uit een kation van een zwakke base (zoals NH$_4^+$) en een anion van een zwak zuur (zoals NO$_2^-$), zullen beide ionen in water hydrolyseren. Het kation gedraagt zich als een zwak zuur, terwijl het anion zich gedraagt als een zwakke base [1](#page=1). #### 1.2.1 Voorbeeld: Ammoniumnitriet (NH$_4$NO$_2$) Ammoniumnitriet dissocieert in water tot ammoniumionen (NH$_4^+$) en nitrietionen (NO$_2^-$) ] [1](#page=1). $$ \text{NH}_4\text{NO}_2 \rightarrow \text{NH}_4^+ + \text{NO}_2^- $$ Het ammoniumion reageert met water om hydroniumionen (H$_3$O$^+$) te vormen, waarbij het zich gedraagt als een zwak zuur [1](#page=1): $$ \text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+ $$ De zuurconstante ($K_z$) voor deze reactie is 5,6 x 10$^{-10}$ ] [1](#page=1). Het nitrietion reageert met water om hydroxide-ionen (OH$^-$) te vormen, waarbij het zich gedraagt als een zwakke base [1](#page=1): $$ \text{NO}_2^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HNO}_2 + \text{OH}^- $$ De baseconstante ($K_b$) voor deze reactie is 2,2 x 10$^{-11}$ ] [1](#page=1). De pH van de oplossing hangt af van de relatieve sterktes van het zure kation en het basische anion. In het geval van ammoniumnitriet is de $K_z$ van NH$_4^+$ groter dan de $K_b$ van NO$_2^-$ . Dit betekent dat het zure evenwicht sterker naar rechts ligt dan het basische evenwicht. Er worden dus meer hydroniumionen geproduceerd dan hydroxide-ionen, wat resulteert in een zure oplossing (pH < 7) ] [1](#page=1). ### 1.3 Hydrolyse van zouten met amfolyten Wanneer een zout een ion bevat dat amfoteer is (zowel een zwak zuur als een zwakke base kan zijn), kan de pH van de oplossing complexer zijn [2](#page=2). #### 1.3.1 Voorbeeld: Kaliumwaterstofsulfiet (KHSO$_3$) Kaliumwaterstofsulfiet dissocieert in water tot kaliumionen (K$^+$) en waterstofsulfietionen (HSO$_3^-$) ] [2](#page=2). $$ \text{KHSO}_3 \rightarrow \text{K}^+ + \text{HSO}_3^- $$ De kaliumionen vertonen geen zure of basische eigenschappen. Het waterstofsulfietion (HSO$_3^-$) is amfoteer; het kan als zuur of als base reageren [2](#page=2). Als zuur reageert HSO$_3^-$ met water: $$ \text{HSO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{SO}_3^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+ $$ De $K_z$ hiervoor is 6,3 x 10$^{-8}$ ] [2](#page=2). Als base reageert HSO$_3^-$ met water: $$ \text{HSO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{SO}_3 + \text{OH}^- $$ De $K_b$ hiervoor is 6,6 x 10$^{-13}$ ] [2](#page=2). Omdat de $K_z$ van HSO$_3^-$ significant groter is dan de $K_b$ , zal het waterstofsulfietion sterker reageren als een zuur dan als een base. Dit leidt tot een overschot aan hydroniumionen, wat resulteert in een zure oplossing (pH < 7) ] [2](#page=2). --- ## 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 | |------|------------| | Hydrolyse | Het proces waarbij een ion in water reageert met watermoleculen, wat leidt tot de vorming van hydroxoniumionen ($H_3O^+$) of hydroxideionen ($OH^-$), en daardoor de pH van de oplossing verandert. | | Zwakke base | Een stof die een kleine hoeveelheid hydroxideionen ($OH^-$) produceert wanneer deze in water wordt opgelost door protonen te accepteren. | | Zwak zuur | Een stof die een kleine hoeveelheid hydroxoniumionen ($H_3O^+$) produceert wanneer deze in water wordt opgelost door protonen af te staan. | | Amfolyt | Een stof die zowel als zuur (protonen afstaan) als als base (protonen accepteren) kan reageren, afhankelijk van de omstandigheden. | | Geconjugeerd zuur | Het deeltje dat ontstaat wanneer een base een proton accepteert. | | Geconjugeerde base | Het deeltje dat overblijft nadat een zuur een proton heeft afgestaan. | | Zuurconstante ($K_z$) | Een maat voor de sterkte van een zuur in water; een hogere $K_z$ duidt op een sterker zuur. | | Baseconstante ($K_b$) | Een maat voor de sterkte van een base in water; een hogere $K_b$ duidt op een sterkere base. |

# Eigenschappen en classificatie van alcoholen Dit onderwerp behandelt de structuur, classificatie (primair, secundair, tertiair) en de belangrijkste fysische eigenschappen van alcoholen, inclusief de vorming van waterstofbruggen. ## 1. Inleiding tot alcoholen Alcoholen zijn organische zuurstofverbindingen die gekenmerkt worden door de aanwezigheid van een hydroxylgroep ($-OH$), die ook wel de alcoholische functie wordt genoemd. De algemene structuurformule is $R-OH$, waarbij $R$ staat voor een alkyl- of arylgroep. Bekende voorbeelden zijn ethanol, dat wordt geproduceerd door gisting, menthol, een geurstof, en cholesterol, een steroïd-alcohol. ## 2. Classificatie van alcoholen Alcoholen kunnen worden geclassificeerd op basis van het type koolstofatoom waaraan de hydroxylgroep is gebonden: * **Primaire alcoholen ($1^\circ$)**: De hydroxylgroep is gebonden aan een koolstofatoom dat op zijn beurt is gebonden aan maximaal één ander koolstofatoom. De algemene formule is $R-CH_2-OH$. * **Secundaire alcoholen ($2^\circ$)**: De hydroxylgroep is gebonden aan een koolstofatoom dat is gebonden aan twee andere koolstofatomen. De algemene formule is $R_1-CH(OH)-R_2$. * **Tertiaire alcoholen ($3^\circ$)**: De hydroxylgroep is gebonden aan een koolstofatoom dat is gebonden aan drie andere koolstofatomen. De algemene formule is $R_1R_2R_3C-OH$. ## 3. Fysische eigenschappen van alcoholen Alcoholen zijn polaire moleculen vanwege de aanwezigheid van de polaire $OH$-groep. Dit heeft invloed op hun fysische eigenschappen, met name het kookpunt en de oplosbaarheid. ### 3.1 Kookpunt Alcoholen hebben relatief hoge kookpunten in vergelijking met alkanen van vergelijkbare molecuulmassa. Dit komt door de mogelijkheid tot waterstofbrugvorming tussen de hydroxylgroepen van verschillende alcoholmoleculen. Deze intermoleculaire krachten vereisen extra energie om te overwinnen tijdens het kookproces. ### 3.2 Oplosbaarheid De oplosbaarheid van alcoholen in water wordt ook sterk beïnvloed door waterstofbruggen. * Lagere alcoholen (zoals methanol, ethanol, propanol) en alcoholen met meerdere hydroxylgroepen (polyolen) zijn volledig mengbaar met water omdat ze gemakkelijk waterstofbruggen kunnen vormen met watermoleculen. * Naarmate het apolaire koolwaterstofgedeelte van de alcohol langer wordt, neemt de oplosbaarheid in water af, omdat het hydrofobe karakter van de $R$-groep dominanter wordt. > **Tip:** De balans tussen de hydrofiele $OH$-groep en de hydrofobe $R$-groep bepaalt de oplosbaarheid in polaire en apolaire oplosmiddelen. ## 4. Chemische reacties van alcoholen De chemische reacties van alcoholen kunnen worden onderverdeeld in twee hoofdcategorieën, waarbij de alcoholfunctionele groep zich gedraagt als een zuur of een nucleofiel, of betrokken is bij substitutie- en eliminatiereacties. ### 4.1 Zure en basische eigenschappen Alcoholen vertonen amfotere eigenschappen, vergelijkbaar met water, hoewel ze over het algemeen zwakkere zuren zijn dan water. * **Alcoholen als zuur**: In aanwezigheid van een sterk basismetaal zoals natrium ($Na$) of kalium ($K$), kunnen alcoholen een proton afstaan en alkoxida-ionen vormen. $$2R-OH + 2Na \longrightarrow 2R-O^-Na^+ + H_2$$ Het alkoxida-ion ($R-O^-$) is een sterkere base dan het hydroxide-ion ($OH^-$). Dit komt doordat de negatieve lading op het zuurstofatoom in het alkoxida-ion minder goed wordt gesolvateerd dan in het hydroxide-ion, mede door het hydrofobe karakter van de $R$-groep. * **Alcoholen als base**: Alcoholen kunnen ook optreden als Brønsted-Lowry bases door een proton te accepteren, waarbij alkoxoniumionen worden gevormd. Dit is vergelijkbaar met de vorming van hydroxoniumionen ($H_3O^+$) uit water. $$R-OH + H^+ \rightleftharpoons R-OH_2^+$$ > **Tip:** De zuursterkte van alcoholen neemt toe naarmate de $R$-groep meer elektronen-onzuiver is, waardoor de stabiliteit van het alkoxida-ion verhoogt. ### 4.2 Nucleofiele eigenschappen De hydroxylgroep in alcoholen bezit vrije elektronenparen op het zuurstofatoom, waardoor alcoholen als nucleofielen kunnen reageren. Echter, de hydroxylgroep is een slechte vertrekkende groep (LG) in $S_N$ reacties. Om reacties te faciliteren waarbij de $OH$-groep wordt vervangen, wordt deze eerst omgezet in een betere vertrekkende groep. Dit gebeurt vaak door protonering met sterke zuren. ### 4.3 Reacties met halogeenalkanen (substitutiereacties) Alcoholen kunnen worden omgezet in alkylhalogeniden door reactie met geconcentreerde waterstofhalogeniden ($HX$, behalve $HF$). * Primaire alcoholen reageren doorgaans via een $S_N2$-mechanisme. $$R-CH_2-OH + HX \longrightarrow R-CH_2-X + H_2O$$ * Secundaire en tertiaire alcoholen reageren vaker via een $S_N1$-mechanisme, omdat de vorming van een stabieler carbokation wordt begunstigd. $$R_1R_2CH-OH + HX \longrightarrow R_1R_2CH-X + H_2O$$ ### 4.4 Eliminatie van water (dehydratatie) Alcoholen kunnen onder invloed van sterke zuren en verwarming een eliminatiereactie ondergaan, waarbij water wordt afgesplitst en een alkeen ontstaat. Dit proces staat bekend als dehydratatie. * Tertiaire alcoholen ondergaan dehydratatie gemakkelijker dan secundaire, en secundaire gemakkelijker dan primaire alcoholen, vanwege de stabiliteit van het intermediaire carbokation. $$R_1R_2R_3C-OH \xrightarrow{H^+, \Delta} R_1R_2C=CR_3 + H_2O$$ ### 4.5 Oxidatie van alcoholen Alcoholen kunnen worden geoxideerd tot verschillende carbonylverbindingen, afhankelijk van hun classificatie als primair, secundair of tertiair. Sterke oxidatoren zoals kaliumdichromaat ($K_2Cr_2O_7$) of chroomtrioxide ($CrO_3$) in zuur milieu, of kaliumpermanganaat ($KMnO_4$) in zuur milieu, worden hiervoor gebruikt. * **Primaire alcoholen**: Kunnen worden geoxideerd tot aldehyden ($R-CHO$) en verder tot carbonzuren ($R-COOH$). $$R-CH_2-OH \xrightarrow{[O]} R-CHO \xrightarrow{[O]} R-COOH$$ * **Secundaire alcoholen**: Worden geoxideerd tot ketonen ($R_1-CO-R_2$). $$R_1-CH(OH)-R_2 \xrightarrow{[O]} R_1-CO-R_2$$ * **Tertiaire alcoholen**: Zijn over het algemeen ongevoelig voor oxidatie onder normale omstandigheden, omdat er geen waterstofatoom aan het koolstofatoom met de $OH$-groep gebonden is. Bij zeer sterke oxidatieomstandigheden kan de koolstofketen zelf worden gesplitst. > **Voorbeeld:** De oxidatie van ethanol in contact met lucht, bijvoorbeeld bij wijn die bederft, leidt tot de vorming van azijnzuur (ethanal). > **Tip:** De kleurverandering van oxidatiemiddelen zoals dichromaat (oranje naar blauwgroen) kan worden gebruikt om de aanwezigheid van alcoholen te detecteren, zoals bij blaaspijpjes voor alcoholcontroles. ### 4.6 Specifieke reacties en toepassingen * **Ethanol** kan door gisting worden gevormd en in het lichaam worden geoxideerd. De versnelde oxidatie, mede door medicatie zoals Antabuse, kan onaangename symptomen veroorzaken bij alcoholmisbruik. * **Methanol** is toxisch en de intoxicatie kan ernstige gevolgen hebben. * **Williamson-ether synthese**: Een belangrijke methode voor de bereiding van ethers, waarbij een alkoxida-ion reageert met een alkylhalogenide. $$R-O^-Na^+ + R'-X \longrightarrow R-O-R' + NaX$$ --- # Reacties van alcoholen: zuur-base en nucleofiele eigenschappen Dit deel van de studiehandleiding behandelt de amfotere eigenschappen van alcoholen, waarbij ze zowel als zuur als base kunnen optreden, en hun nucleofiele capaciteiten. ### 2.1 Amfotere eigenschappen van alcoholen Alcoholen vertonen amfotere eigenschappen, wat betekent dat ze zowel als zuur als als base kunnen reageren, vergelijkbaar met water. #### 2.1.1 Alcoholen als zuur: vorming van alkoxiden Wanneer alcoholen als zuur optreden, doneren ze een proton ($H^+$) en vormen ze een alkoxid-ion. Deze reactie kan worden bewerkstelligd door de reactie met alkalimetalen zoals natrium (Na) of kalium (K). De algemene reactie is: $$ R-\text{OH} + \text{Na} \longrightarrow R-\text{O}^- \text{Na}^+ + \frac{1}{2} \text{H}_2 $$ Alcoholen zijn echter zwakkere zuren dan water. Dit komt doordat de negatieve lading op het alkoxid-ion ($R-O^-$) minder goed wordt gestabiliseerd dan de negatieve lading op het hydroxide-ion ($OH^-$). De apolaire R-groep van het alcohol bemoeilijkt de solvatatie van het alkoxid-ion. > **Tip:** De zure sterkte van een alcohol wordt beïnvloed door de aard van de R-groep. Elektronenzuigende groepen kunnen de zure sterkte verhogen door de negatieve lading op het zuurstofatoom te stabiliseren. #### 2.1.2 Alcoholen als base: vorming van alkoxoniumionen Wanneer alcoholen als base optreden, accepteren ze een proton ($H^+$) en vormen ze een alkoxoniumion. Dit is vergelijkbaar met de vorming van een hydroxoniumion ($H_3O^+$) wanneer water een proton accepteert. De algemene reactie is: $$ R-\text{OH} + H^+ \longrightarrow R-\text{OH}_2^+ $$ ### 2.2 Nucleofiele eigenschappen van alcoholen Alcoholen kunnen ook als nucleofiel optreden vanwege de aanwezigheid van vrije elektronenparen op het zuurstofatoom. Echter, alcoholen zijn relatief zwakke nucleofielen. #### 2.2.1 Versterking van nucleofiliciteit Om de nucleofiliciteit van alcoholen te vergroten, worden ze vaak eerst omgezet in alkoxiden door reactie met een sterke base (zoals natriumhydride, $NaH$, of natriumamide, $NaNH_2$). Alkoxiden zijn veel sterkere nucleofielen dan alcoholen. > **Tip:** De Williamson-ether synthese, een belangrijke methode voor de bereiding van ethers, maakt gebruik van een alkoxide als nucleofiel. #### 2.2.2 Reacties met halogeenalkanen (SN2) Hoewel alcoholen zelf zwakke nucleofielen zijn, kunnen ze in bepaalde gevallen reageren met halogeenalkanen via een nucleofiele substitutiemechanisme (S_N2). Dit is echter minder efficiënt dan wanneer een alkoxide wordt gebruikt. De algemene reactie kan worden weergegeven als: $$ R-\text{OH} + R'-\text{X} \longrightarrow R-O-R' + H-X $$ waarbij $R'$ een alkylgroep is en $X$ een halogeen. ### 2.3 Reacties waarbij de hydroxylgroep wordt omgezet in een betere vertrekkende groep De hydroxylgroep (-OH) is een slechte vertrekkende groep. Om substitutie- of eliminatiereacties te vergemakkelijken, moet de hydroxylgroep eerst worden omgezet in een betere vertrekkende groep. Dit kan op verschillende manieren gebeuren: #### 2.3.1 Protonering De hydroxylgroep kan worden geprotoneerd met een sterk zuur, waardoor een positief geladen zuurstofatoom ontstaat. De afsplitsing van een neutraal watermolecuul ($H_2O$) is dan veel gunstiger dan de afsplitsing van het hydroxide-ion ($OH^-$), dat een sterke base is. $$ R-\text{OH} + H^+ \longrightarrow R-\text{OH}_2^+ $$ #### 2.3.2 Reactie met waterstofhalogeniden (HX) Alcoholen reageren met sterke zuren zoals waterstofhalogeniden ($HX$, behalve $HF$) om alkylhalogeniden te vormen. De reactie verloopt via een S_N1- of S_N2-mechanisme, afhankelijk van de structuur van het alcohol. * **Primaire alcoholen** reageren typisch via een S_N2-mechanisme: $$ R-\text{CH}_2-\text{OH} + HX \longrightarrow R-\text{CH}_2-X + H_2O $$ * **Secundaire en tertiaire alcoholen** reageren doorgaans via een S_N1-mechanisme, waarbij eerst een carbokation wordt gevormd: $$ R_2\text{CH}-\text{OH} + HX \longrightarrow R_2\text{CH}^+ + X^- + H_2O $$ $$ R_2\text{CH}^+ + X^- \longrightarrow R_2\text{CH}-X $$ ### 2.4 Eliminatie van water (dehydratatie) Alcoholen kunnen gemakkelijk eliminatiereacties ondergaan, waarbij een watermolecuul wordt afgesplitst om alkenen te vormen, mits de hydroxylgroep is omgezet in een goede vertrekkende groep. Deze reactie wordt typisch gekatalyseerd door sterke zuren en vereist verwarming. #### 2.4.1 Dehydratatie van tertiaire, secundaire en primaire alcoholen De mate van gemak waarmee dehydratatie plaatsvindt, neemt toe met de rang van het alcohol: tertiaire alcoholen dehydrateren gemakkelijker dan secundaire, en secundaire alcoholen gemakkelijker dan primaire. * **Tertiaire alcoholen** ondergaan dehydratatie relatief gemakkelijk via een S_N1-achtig mechanisme. * **Secundaire alcoholen** vereisen iets hogere temperaturen of een hogere zuurconcentratie. * **Primaire alcoholen** vereisen doorgaans de hoogste temperaturen en/of concentraties. De algemene reactie voor dehydratatie is: $$ R-\text{CH}_2-\text{CH}_2-\text{OH} \xrightarrow{\text{H}^+, \Delta} R-\text{CH}=\text{CH}_2 + H_2O $$ > **Voorbeeld:** De dehydratatie van ethanol levert etheen op: > $$ C_2H_5OH \xrightarrow{H_2SO_4, 170^\circ C} C_2H_4 + H_2O $$ ### 2.5 Oxidatie van alcoholen Alcoholen kunnen worden geoxideerd met verschillende oxidatiemiddelen, zoals dichromaat ($K_2Cr_2O_7$), chromaat ($K_2CrO_4$) of chroomtrioxide ($CrO_3$) in zuur milieu, of kaliumpermanganaat ($KMnO_4$) in zuur milieu. De uitkomst van de oxidatie hangt af van de rang van het alcohol: * **Primaire alcoholen** worden geoxideerd tot aldehyden. Indien de oxidatievoorwaarden sterk genoeg zijn, kunnen aldehyden verder worden geoxideerd tot carbonzuren. $$ R-\text{CH}_2-\text{OH} \xrightarrow{\text{Oxidator}} R-\text{CHO} \xrightarrow{\text{Oxidator}} R-\text{COOH} $$ * **Secundaire alcoholen** worden geoxideerd tot ketonen. Ketonen zijn relatief stabiel en worden niet verder geoxideerd onder normale omstandigheden. $$ R_2\text{CH}-\text{OH} \xrightarrow{\text{Oxidator}} R_2\text{C}=\text{O} $$ * **Tertiaire alcoholen** zijn resistent tegen oxidatie onder de gebruikelijke omstandigheden omdat er geen waterstofatoom aan het koolstofatoom is gebonden dat de hydroxylgroep draagt. Oxidatie vereist het breken van koolstof-koolstofbindingen en leidt tot een mengsel van producten. > **Tip:** De kleurverandering van oranje naar blauwgroen bij het gebruik van dichromaat of chroomtrioxide als oxidator is een indicatie voor de aanwezigheid van alcohol. Dit principe wordt gebruikt in alcoholtests. #### 2.5.1 Oxidatie van ethanol in het lichaam Ethanol kan in het lichaam worden geoxideerd, voornamelijk in de lever. Dit proces kan bijdragen aan de effecten van alcoholconsumptie en bij alcoholverslaving. Antabus, een ontwenningsmiddel, remt de verdere oxidatie van aceetaldehyde, een product van ethanoloxidatie, wat leidt tot onaangename symptomen. #### 2.5.2 Toxische effecten van methanol Methanol is toxisch omdat het in het lichaam wordt geoxideerd tot formaldehyde en mierenzuur, die zeer schadelijk zijn voor het zenuwstelsel en de ogen. --- # Reacties van alcoholen: substitutie en eliminatie Dit deel van de studiehandleiding behandelt de substitutie- en eliminatiereacties van alcoholen, waarbij de hydroxylgroep wordt omgezet in een betere vertrekkende groep voor substitutie, of wordt geëlimineerd als water voor de vorming van alkenen. ### 3.1 Introductie tot reacties van alcoholen Alcoholen (ROH) ondergaan verschillende soorten reacties, die onderverdeeld kunnen worden in twee hoofdcategorieën: 1. **Alcoholen als reactanten in zuren en basen of als nucleofielen:** Hierbij reageert de hydroxylgroep als zuur, base of nucleofiel. 2. **Substitutie- en eliminatiereacties:** Deze reacties betrekken de omzetting van de hydroxylgroep in een betere vertrekkende groep, waarna substitutie of eliminatie kan plaatsvinden. De hydroxylgroep (-OH) zelf is een slechte vertrekkende groep. ### 3.2 Substitutiereacties in alcoholen Substitutiereacties bij alcoholen vereisen dat de hydroxylgroep wordt omgezet in een betere vertrekkende groep, omdat de hydroxide-ion ($OH^-$) een sterke base is en geen goede vertrekkende groep vormt. #### 3.2.1 Omzetting van de hydroxylgroep in een betere vertrekkende groep Directe afsplitsing van de -OH groep is moeilijk omdat de negatieve lading op het zuurstofatoom niet voldoende wordt gestabiliseerd in het hydroxide-ion. Om substitutie mogelijk te maken, wordt de hydroxylgroep geprotoneerd, waardoor deze wordt omgezet in een neutrale watermolecule ($H_2O$), die een uitstekende vertrekkende groep is. > **Tip:** Protonering van de hydroxylgroep is de sleutel tot het mogelijk maken van substitutiereacties bij alcoholen. #### 3.2.2 Reactie met halogenwaterstoffen (HX) Alcoholen kunnen reageren met sterke zuren zoals waterstofbromide (HBr) en waterstofjodide (HI) om alkylhalogeniden te vormen. Waterstoffluoride (HF) reageert minder efficiënt. De algemene reactie is: $R—OH + HX \rightarrow R—X + H_2O$ waar $X$ staat voor Cl, Br, of I. * **Primaire alcoholen:** Reageren via een $S_N2$ mechanisme met geconcentreerde HX-oplossingen. * **Secundaire en tertiaire alcoholen:** Reageren via een $S_N1$ mechanisme. Dit komt doordat de vorming van secundaire en tertiaire carbokationen stabieler is. #### 3.2.3 Reacties met andere reagentia ter activatie van de OH-groep Naast HX kunnen ook andere reagentia zoals thionylchloride ($SOCl_2$) of fosforhalogeniden ($PX_3$, $PX_5$) worden gebruikt om de hydroxylgroep om te zetten in een betere vertrekkende groep (bijvoorbeeld een chloridezout of een fosfietester). ### 3.3 Eliminatiereacties uit alcoholen (dehydratatie) Alcoholen kunnen ook eliminatiereacties ondergaan, waarbij water wordt afgesplitst om alkenen te vormen. Dit proces wordt dehydratatie genoemd. #### 3.3.1 Eliminatie van water Dehydratatie van alcoholen gebeurt doorgaans in aanwezigheid van een sterk zuur (zoals geconcentreerd zwavelzuur, $H_2SO_4$, of fosforzuur, $H_3PO_4$) en verwarming. De hydroxylgroep wordt eerst geprotoneerd om een betere vertrekkende groep te vormen, waarna een watermolecule wordt geëlimineerd. > **Tip:** Dehydratatie is een eliminatiereactie waarbij een watermolecule wordt verwijderd. #### 3.3.2 Reactiviteit bij dehydratatie De mate van dehydratatie is afhankelijk van de structuur van het alcohol: * **Tertiaire alcoholen:** Dehydrateren het gemakkelijkst. * **Secundaire alcoholen:** Dehydrateren minder gemakkelijk dan tertiaire alcoholen. * **Primaire alcoholen:** Vereisen hogere temperaturen en/of sterkere zuren voor dehydratatie. #### 3.3.3 Mechanisme van dehydratatie Dehydratatie volgt vaak een E1 of E2 mechanisme, afhankelijk van de structuur van het alcohol en de reactieomstandigheden. Voor secundaire en tertiaire alcoholen is een E1 mechanisme waarschijnlijker, waarbij eerst een carbokation wordt gevormd. Voor primaire alcoholen kan een E2 mechanisme optreden. > **Example:** Dehydratatie van ethanol bij hoge temperatuur in aanwezigheid van zwavelzuur leidt tot de vorming van etheen. > $$CH_3CH_2OH \xrightarrow{H_2SO_4, \Delta} CH_2=CH_2 + H_2O$$ Het gevormde alkeen kan een mengsel zijn van isomeren als er meerdere waterstofatomen beschikbaar zijn voor eliminatie (regel van Zaitsev). #### 3.3.4 Intermoleculaire dehydratatie Onder mildere omstandigheden of bij lagere temperaturen kan dehydratatie tussen twee alcoholmoleculen optreden, wat leidt tot de vorming van ethers. Dit wordt intermoleculaire dehydratatie genoemd. > **Example:** De vorming van di-ethylether uit ethanol: > $$2 CH_3CH_2OH \xrightarrow{H_2SO_4, \text{lagere } \Delta} CH_3CH_2OCH_2CH_3 + H_2O$$ --- # Oxidatie van alcoholen en toepassingen Dit hoofdstuk behandelt de oxidatiereacties van alcoholen met diverse oxidatiemiddelen, de bijbehorende kleurveranderingen en bespreekt relevante toepassingen zoals ethanolproductie, wijnazijnvorming en de toxiciteit van methanol. ### 4.1 Alcoholen: een introductie Alcoholen zijn organische zuurstofverbindingen die gekenmerkt worden door de aanwezigheid van een hydroxylgroep ($-OH$). Deze groep wordt ook wel de alcoholische functie genoemd. Voorbeelden van belangrijke alcoholen zijn ethanol, bekend van gisting en als bestanddeel van dranken, menthol, dat als geurstof in parfums wordt gebruikt, en cholesterol, een steroïd-alcohol met relevantie voor hart- en vaatziekten. #### 4.1.1 Classificatie van alcoholen Alcoholen worden geclassificeerd als primair ($1^\circ$), secundair ($2^\circ$) of tertiair ($3^\circ$) op basis van het aantal koolstofatomen dat direct gebonden is aan het koolstofatoom waaraan de hydroxylgroep is gebonden. #### 4.1.2 Fysische eigenschappen van alcoholen Alcoholen zijn polaire moleculen. De aanwezigheid van waterstofbruggen tussen de alcoholmoleculen verklaart hun relatief hoge kookpunten. Lagere alcoholen en alcoholen met meerdere hydroxylgroepen zijn volledig mengbaar met water vanwege hun vermogen om waterstofbruggen te vormen met watermoleculen. Bij hogere alcoholen neemt de oplosbaarheid in water af naarmate het apolaire koolwaterstofgedeelte groter wordt. ### 4.2 Reacties van alcoholen De reacties van alcoholen kunnen worden onderverdeeld in twee hoofdcategorieën: 1. Reacties waarbij de alcohol reageert als een zuur of als een nucleofiel. 2. Substitutie- (S) en eliminatiereacties (E), waarbij de hydroxylgroep ($OH$) een slechte vertrekkende groep is en eerst moet worden omgezet in een betere vertrekkende groep. #### 4.2.1 Zure en basische eigenschappen van alcoholen Net als water vertonen alcoholen amfotere eigenschappen, wat betekent dat ze zowel als zuur als als base kunnen reageren. * **Alcohol als zuur:** Alcoholen kunnen reageren met sterk reactieve metalen zoals natrium of kalium onder vorming van alkoxida-ionen (RO$^-$) en waterstofgas. Alcoholen zijn echter zwakkere zuren dan water, omdat de negatieve lading op het zuurstofatoom in het alkoxida-ion minder goed gesolvateerd wordt dan in het hydroxide-ion ($OH^-$). Het apolaire karakter van de R-groep bemoeilijkt deze solvatatie. > **Tip:** De zuursterkte van alcoholen neemt toe met de stabiliteit van het gevormde alkoxida-ion. * **Alcohol als base:** Alcoholen kunnen als protonacceptor fungeren en reageren met sterke zuren om alkoxoniumionen te vormen. Dit is vergelijkbaar met de vorming van hydroxoniumionen ($H_3O^+$) uit water. #### 4.2.2 Nucleofiele eigenschappen van alcoholen Het zuurstofatoom in de hydroxylgroep bezit vrije elektronenparen, wat alcoholen nucleofiele eigenschappen verleent. Echter, alcoholen zijn relatief zwakke nucleofielen. Om hun nucleofiliteit te vergroten, worden ze vaak eerst omgezet in alkoxiden, waardoor een ether synthese mogelijk wordt (Williamson-ethersynthese). #### 4.2.3 Substitutiereacties in alcoholen De directe afsplitsing van de hydroxylgroep ($OH^-$) uit een alcohol is moeilijk, omdat hydroxide-ionen sterke basen zijn en slecht als vertrekkende groep fungeren. Om substitutiereacties mogelijk te maken, wordt de hydroxylgroep eerst omgezet in een betere vertrekkende groep, meestal door protonering met een sterk zuur, waardoor neutral water kan worden afgesplitst. * **Reactie met HX:** Alcoholen reageren met sterke zuren zoals waterstofhalogeniden ($HX$, behalve $HF$) om alkylhalogeniden te vormen. De algemene reactie is: $R—OH + HX \rightarrow R—X + H_2O$ * Primaire alcoholen reageren met geconcentreerde $HX$-oplossingen via een $S_N2$-mechanisme. * Secundaire en tertiaire alcoholen reageren via een $S_N1$-mechanisme. #### 4.2.4 Eliminatie van water uit alcoholen Alcoholen kunnen ook gemakkelijk eliminatiereacties ondergaan, waarbij een watermolecuul wordt afgesplitst om alkenen te vormen. Dit gebeurt onder invloed van sterke zuren en verwarming. Tertiaire alcoholen ondergaan deze dehydratatie gemakkelijker dan secundaire of primaire alcoholen. #### 4.2.5 Oxidatie van alcoholen De oxidatie van alcoholen is een belangrijke reactieklasse waarbij de hydroxylgroep wordt geoxideerd. De aard van het oxidatieproduct is afhankelijk van het type alcohol (primair, secundair of tertiair) en het gebruikte oxidatiemiddel. * **Oxidatiemiddelen:** Veelgebruikte oxidatiemiddelen zijn kaliumdichromaat ($K_2Cr_2O_7$) of chroomtrioxide ($CrO_3$) in zuur milieu, of kaliumpermanganaat ($KMnO_4$) in zuur milieu. * **Oxidatie van primaire alcoholen:** Primaire alcoholen kunnen tot aldehyden en verder tot carbonzuren worden geoxideerd. $R—CH_2OH \xrightarrow{[O]} R—CHO \xrightarrow{[O]} R—COOH$ * **Oxidatie van secundaire alcoholen:** Secundaire alcoholen worden geoxideerd tot ketonen. $R_1—CH(OH)—R_2 \xrightarrow{[O]} R_1—C(=O)—R_2$ * **Oxidatie van tertiaire alcoholen:** Tertiaire alcoholen worden onder normale omstandigheden niet geoxideerd, omdat er geen waterstofatoom aan het koolstofatoom met de hydroxylgroep gebonden is. * **Kleurveranderingen bij oxidatie:** Veel oxidatiemiddelen vertonen duidelijke kleurveranderingen tijdens de reactie. Bij de oxidatie met dichromaat ($Cr_2O_7^{2-}$) of chroomtrioxide ($CrO_3$) in zuur milieu, verandert de oranje kleur van het dichromaat-ion naar de blauwgroene kleur van het chroom(III)-ion ($Cr^{3+}$). Dit principe wordt toegepast in blaaspijpjes voor alcoholcontroles. > **Voorbeeld:** Blaaspijpjes bevatten kaliumdichromaat in een zure oplossing. Bij het blazen van alcoholhoudende lucht door het pijpje, oxideert de ethanol tot ethanaal en vervolgens tot azijnzuur. De kleur van het dichromaat verandert van oranje naar groen, wat aangeeft dat er alcohol aanwezig is. ### 4.3 Toepassingen van alcoholoxidatie De oxidatie van alcoholen heeft diverse praktische toepassingen. * **Ethanolproductie en wijnazijnvorming:** Ethanol wordt in de natuur geproduceerd door gisting. In contact met lucht kan ethanol geoxideerd worden, wat leidt tot de vorming van wijnazijn door de omzetting van ethanol naar azijnzuur. * **Toxiciteit van methanol:** Methanol is toxisch voor de mens. De oxidatie van methanol in het lichaam vindt plaats in de lever en produceert formaldehyde en daarna mierenzuur. Deze metabolieten zijn zeer toxisch en kunnen leiden tot ernstige gezondheidsproblemen, waaronder blindheid en overlijden. > **Voorbeeld:** Ethanolintoxicatie kan worden behandeld met het medicijn Antabuse. Dit medicijn remt de verdere oxidatie van acetaldehyde (een metaboliet van ethanol) tot azijnzuur. Hierdoor hoopt acetaldehyde zich op in het lichaam, wat leidt tot misselijkheid en braken. Dit ontmoedigt de consumptie van alcohol tijdens de behandeling. * **Kwantificering van alcohol:** De kleurverandering die optreedt bij de oxidatie van alcoholen, met name met dichromaat, kan worden gebruikt voor de kwantitatieve bepaling van alcoholconcentraties in verschillende media, zoals in ademanalyseapparaten. --- ## 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 | |------|------------| | Alcoholen | Organische verbindingen die een hydroxylgroep (-OH) bevatten, gebonden aan een verzadigd koolstofatoom. Ze kunnen worden geclassificeerd als primair (1°), secundair (2°) of tertiair (3°) afhankelijk van het aantal koolstofatomen gebonden aan het koolstofatoom dat de hydroxylgroep draagt. | | Hydroxylgroep | Een functionele groep bestaande uit een zuurstofatoom en een waterstofatoom (-OH). In alcoholen is deze groep gebonden aan een koolstofskelet en bepaalt deze mede de chemische eigenschappen van de stof. | | Gisting | Een biochemisch proces waarbij micro-organismen, zoals gisten, suikers omzetten in ethanol en koolstofdioxide onder anaërobe omstandigheden. Dit proces wordt gebruikt bij de productie van alcoholische dranken en biobrandstoffen. | | Steroïd | Een type lipide dat een karakteristieke structuur heeft van vier gefuseerde koolstofringen. Cholesterol is een voorbeeld van een steroïd-alcohol die belangrijk is in biologische systemen en gerelateerd is aan cardiovasculaire gezondheid. | | Waterstofbruggen | Zwakke intermoleculaire aantrekkingskrachten die ontstaan tussen een waterstofatoom gebonden aan een sterk elektronegatief atoom (zoals zuurstof of stikstof) en een ander sterk elektronegatief atoom in een naburig molecuul. Deze bruggen beïnvloeden sterk eigenschappen als kookpunt en oplosbaarheid. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampdruk van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk, waardoor de vloeistof in gasvorm overgaat. Voor alcoholen wordt dit sterk beïnvloed door de aanwezigheid van waterstofbruggen. | | Oplosbaarheid | Het vermogen van een stof (de solute) om op te lossen in een andere stof (de solvent) tot een homogene oplossing. Alcoholen met korte koolstofketens en meerdere hydroxylgroepen zijn goed oplosbaar in water vanwege hun vermogen om waterstofbruggen te vormen. | | Nucleofiel | Een chemische soort (molecuul of ion) die een elektronpaar kan doneren om een covalente binding te vormen met een elektrofiel. De zuurstofatoom in de hydroxylgroep van alcoholen bezit vrije elektronenparen die nucleofiele eigenschappen vertonen. | | Vertrekkende groep (LG) | Een atoom of groep van atomen die een molecuul verlaat tijdens een chemische reactie, meestal in de vorm van een anion of neutraal molecuul. De hydroxylgroep (-OH) is van nature een slechte vertrekkende groep en moet vaak worden omgezet in een betere, zoals water (H₂O). | | Substitutiereactie | Een chemische reactie waarbij een atoom of groep in een molecuul wordt vervangen door een ander atoom of groep. Bij alcoholen kan dit leiden tot de vervanging van de hydroxylgroep of een waterstofatoom. | | Eliminatiereactie | Een chemische reactie waarbij twee atomen of groepen uit aangrenzende atomen in een molecuul worden verwijderd, wat resulteert in de vorming van een dubbele of drievoudige binding. De dehydratatie van alcoholen, waarbij water wordt verwijderd, is een voorbeeld hiervan. | | Oxidatiereactie | Een chemische reactie waarbij het oxidatiegetal van een atoom of molecuul toeneemt. Bij alcoholen impliceert dit vaak de verwijdering van waterstofatomen, wat leidt tot de vorming van aldehyden, ketonen of carbonzuren, afhankelijk van het type alcohol en het oxidatiemiddel. | | Alkoxide | Het anion gevormd wanneer een alcohol een proton verliest, waarbij de negatieve lading op het zuurstofatoom wordt geconcentreerd (RO⁻). Alkoxiden zijn sterke bases en nucleofielen. | | Alkoxoniumion | Een ion gevormd wanneer een alcohol een proton (H⁺) opneemt, waarbij het zuurstofatoom een positieve lading draagt (ROH₂⁺). Dit proces treedt op wanneer alcoholen zich gedragen als basen. | | Dehydratatie | Het proces van het verwijderen van water uit een molecuul. In de context van alcoholen leidt dehydratatie onder zure omstandigheden en verwarming tot de vorming van alkenen. | | Acetaldehyde | Een organische verbinding met de chemische formule $CH_3CHO$. Het is het product van de eerste oxidatiestap van ethanol en speelt een rol bij alcoholvergiftiging en de werking van sommige medicijnen zoals Antabuse. |

# Chemische Reaktionen in wässriger Lösung Chemische Reaktionen in wässriger Lösung umfassen die Grundlagen von Lösungen, die Beschreibung von Konzentrationen und die elektrolytische Dissoziation von Stoffen in Wasser [1](#page=1). ### 1.1 Grundlagen von Lösungen Lösungen sind homogene Mischungen, bestehend aus einem Lösungsmittel (Komponente im Überschuss) und einem gelösten Stoff (Komponente im Unterschuss). In Wasser können Gase, Flüssigkeiten und Feststoffe gelöst werden, beispielsweise Sauerstoff, Ethanol oder Natriumchlorid. Wasser fungiert hierbei oft als "dissoziierendes Lösungsmittel" und kann zur Bildung von Hydroxid- (OH-) und Oxoniumionen (H3O+) führen [2](#page=2). #### 1.1.1 Konzentrationsangaben Zur Beschreibung der Zusammensetzung von Lösungen werden verschiedene Konzentrationsangaben verwendet: * **Gewichtsprozent (Gew.-%)**: Gibt die Masse des gelösten Stoffes in 100 Gramm Lösung an [3](#page=3). * **Volumenprozent (Vol.-%)**: Gibt das Volumen des gelösten Stoffes in 100 cm³ Lösung an [3](#page=3). * **Molarität (mol/L)**: Gibt die Stoffmenge des gelösten Stoffes in einem Liter Lösung an [3](#page=3). * **Molalität (mol/kg Lösungsmittel)**: Gibt die Stoffmenge des gelösten Stoffes in einem Kilogramm Lösungsmittel an [3](#page=3). * **Molprozent (Stoffmengenanteil)**: Gibt die Stoffmenge des gelösten Stoffes in 100 Mol der gesamten Lösung an [3](#page=3). * **Molenbruch**: Gibt das Verhältnis der Stoffmenge einer Komponente zur Gesamtstoffmenge der Lösung an (mol/mol Lösung) [3](#page=3). * **Partialdruck**: Wird für Gase in Lösungen verwendet und kann in bar oder atm angegeben werden [3](#page=3). #### 1.1.2 Sättigungskonzentration Die Sättigungskonzentration beschreibt ein Zweiphasengleichgewicht zwischen einer Lösung und einem ungelösten Feststoff (Bodenkörper) [2](#page=2). ### 1.2 Elektrolytische Dissoziation und Leitfähigkeit Die Auflösung von Salzen in Wasser, wie beispielsweise Kochsalz (NaCl), führt zur Solvatation, bei der sich Solvathüllen um Anionen und Kationen bilden. Dieser Prozess der elektrolytischen Dissoziation ist entscheidend für die Leitfähigkeit wässriger Lösungen. Elektrolyte leiten den elektrischen Strom durch den Transport von Ionen, während Metalle den Strom durch Elektronenleitung leiten (Leiter I. und II. Klasse) [4](#page=4) [5](#page=5). Die quantitative Beschreibung der elektrolytischen Stromleitung erfolgt über die Faraday'schen Gesetze: 1. Das erste Faraday'sche Gesetz besagt, dass die elektrolytisch abgeschiedenen Stoffmengen direkt proportional zur durch den Elektrolyten geflossenen Ladung sind [5](#page=5). 2. Das zweite Faraday'sche Gesetz legt fest, dass zur Abscheidung von 1 Mol Teilchen die Ladungsmenge $z \cdot F$ erforderlich ist, wobei $F$ die Faraday-Konstante ist ($F = N_A \cdot e = 96485$ C/mol). Die Formel hierfür lautet [5](#page=5): $$Fz \cdot m = I \cdot t$$ oder umgestellt nach der Masse $M$: $$M = \frac{Fzm}{t \cdot I}$$ wobei $I$ der Strom, $t$ die Zeit, $m$ die Masse und $z$ die Wertigkeit des Ions ist [5](#page=5). Die Leitfähigkeit von Elektrolyten nimmt mit steigender Temperatur zu, während die Leitfähigkeit von Metallen mit steigender Temperatur abnimmt [5](#page=5). > **Tip:** Die elektrolytische Stromleitung ist untrennbar mit Stofftransport und Stoffumsatz verbunden. #### 1.2.1 Hydratation und Lösungsenthalpie Der Lösungsvorgang ist mit einem Energieumsatz verbunden, der durch die Lösungsenthalpie ($\Delta H_L$) beschrieben wird. Diese ist die Differenz zwischen der Gitterenergie ($U$) des Salzes und der Hydratationsenthalpie ($\Delta H_{Hydr.}$) der gebildeten Ionen [6](#page=6): $$\Delta H_L = U - \Delta H_{Hydr.}$$ Bei Salzen wie KCl ist die Auflösung endotherm ($\Delta H_L > 0$), was bedeutet, dass sich die Lösung abkühlt. Bei anderen Salzen wie CaCl₂ · 2 H₂O kann die Auflösung exotherm sein. Die Auflösung von Salzen kann trotz einer endothermen Lösungsenthalpie ($\Delta H_L > 0$) thermodynamisch begünstigt sein, wenn die Entropiezunahme ($\Delta S_L > 0$) groß genug ist, sodass die freie Enthalpie $\Delta G_L = \Delta H_L - T \Delta S_L < 0$ wird [6](#page=6). ### 1.3 Kollegative Eigenschaften von Lösungen Kollegative Eigenschaften von Lösungen hängen nur von der Anzahl der gelösten Teilchen ab, nicht von deren Art. Dies kann durch Messung des osmotischen Drucks bestimmt werden [7](#page=7). #### 1.3.1 Osmotischer Druck Der osmotische Druck ($\Pi$) beschreibt den Druck, der erforderlich ist, um den Fluss von Lösungsmittel durch eine semipermeable Membran zu verhindern. Er kann durch die van't Hoff-Gleichung beschrieben werden, die dem idealen Gasgesetz ähnelt: $$\Pi \cdot V = n \cdot R \cdot T$$ oder als Konzentration: $$\Pi = c \cdot R \cdot T$$ Hierbei ist $c$ die Gesamtkonzentration aller gelösten Teilchen, $R$ die ideale Gaskonstante und $T$ die absolute Temperatur [8](#page=8). **Beispiele für osmotischen Druck:** * Für 1 Mol Glucose in 22,4 L Wasser: $\Pi_{osm} \approx 1,013$ bar [8](#page=8). * Für 1 Mol NaCl in 22,4 L Wasser: $\Pi_{osm} \approx 2,026$ bar, da NaCl in Na⁺ und Cl⁻ dissoziiert. Dies unterstreicht die Wichtigkeit der Anzahl der gelösten Teilchen [8](#page=8). Der osmotische Druck beeinflusst auch Siedepunkt und Gefrierpunkt von Lösungen [8](#page=8). #### 1.3.2 Siedepunkterhöhung und Gefrierpunkterniedrigung Diese Effekte beruhen auf der Dampfdruckerniedrigung von Lösungen im Vergleich zum reinen Lösungsmittel [9](#page=9). Das **Raoult'sche Gesetz** beschreibt den Gesamtdampfdruck einer Lösung aus zwei Komponenten A und B: $$p = p_A + p_B$$ wobei $p_A = x_A \cdot p°_A$ und $p_B = x_B \cdot p°_B$, mit $x$ als Molenbruch [9](#page=9). Für eine Lösung eines nichtflüchtigen Stoffes B (also $p°_B = 0$) im Lösungsmittel A gilt: $$p = x_A \cdot p°_A = (1 - x_B) \cdot p°_A$$ Die Dampfdruckerniedrigung ($\Delta p$) ist somit: $$\Delta p = p°_A - p = p°_A \cdot x_B$$ Diese Dampfdruckerniedrigung führt zu zwei Temperatureffekten [9](#page=9): * **Siedepunkterhöhung (Ebullioskopie)**: Die Erhöhung des Siedepunkts ($\Delta T_S$) ist proportional zur Dampfdruckerniedrigung und damit zur Stoffmenge des gelösten Stoffes ($n_2$) [11](#page=11). $$\Delta T_S = E_S \cdot n_2$$ wobei $E_S$ die molare Siedepunkterhöhung ist [11](#page=11). * **Gefrierpunkterniedrigung (Kryoskopie)**: Die Erniedrigung des Gefrierpunkts ($\Delta T_G$) ist ebenfalls proportional zur Dampfdruckerniedrigung und Stoffmenge ($n_2$) [11](#page=11). $$\Delta T_G = E_G \cdot n_2$$ wobei $E_G$ die molare Gefrierpunkterniedrigung ist [11](#page=11). Für Wasser betragen die Konstanten $E_S = 0,52$ K kg mol⁻¹ und $E_G = 1,86$ K kg mol⁻¹. Durch Messung der Gefrierpunktserniedrigung und Kenntnis der Einwaage ($m$) kann die Molmasse ($M$) von Stoffen, insbesondere Makromolekülen, bestimmt werden ($n = m/M$) [11](#page=11). > **Tip:** Die Bestimmung der Molmasse von Makromolekülen ist durch Messung der Siedepunkterhöhung oder Gefrierpunkterniedrigung eine wichtige Anwendung kollegativer Eigenschaften. ### 1.4 Neutralisation Die Neutralisation von Säuren und Basen in wässriger Lösung ist eine exotherme Reaktion, die mit einer Enthalpieänderung verbunden ist [12](#page=12). --- # Säuren, Basen und ihre Gleichgewichte Dieser Abschnitt behandelt die grundlegenden Definitionen von Säuren und Basen nach verschiedenen Theorien, die Autoprotolyse des Wassers, die quantitativen Beschreibungen von Säure- und Basenstärken durch Konstanten sowie die Berechnung von pH-Werten und Dissoziationsgraden. ### 2.1 Definitionen von Säuren und Basen Die Konzepte von Säuren und Basen wurden im Laufe der Zeit weiterentwickelt, wobei verschiedene Modelle ihre Eigenschaften und Reaktionen beschreiben. #### 2.1.1 Arrhenius-Konzept Das Arrhenius-Konzept, obwohl grundlegend, ist auf wässrige Lösungen beschränkt und definiert: * **Säuren:** Stoffe, die in Wasser dissoziieren und Wasserstoffionen ($H^+$), die als Oxoniumionen ($H_3O^+$) vorliegen, freisetzen [15](#page=15). * **Basen:** Stoffe, die in Wasser dissoziieren und Hydroxidionen ($OH^-$) freisetzen [16](#page=16). #### 2.1.2 Brønsted-Lowry-Konzept Dieses Konzept erweitert die Definitionen und ist universeller anwendbar: * **Säuren:** Protonendonatoren (geben $H^+$ ab) [17](#page=17). * **Basen:** Protonenakzeptoren (nehmen $H^+$ auf) [17](#page=17). Bei einer Reaktion zwischen einer Säure und einer Base findet ein Protonentransfer statt. Dabei entstehen korrespondierende Säure-Base-Paare: * Eine Säure ($HA$) gibt ein Proton ab und wird zu ihrer korrespondierenden Base ($A^-$). * Eine Base ($B$) nimmt ein Proton auf und wird zu ihrer korrespondierenden Säure ($BH^+$). * **Beispiele für korrespondierende Säure-Base-Paare:** * $HCl$ (Säure) / $Cl^-$ (Base) [17](#page=17). * $H_3O^+$ (Säure) / $H_2O$ (Base) [17](#page=17). * $NH_4^+$ (Säure) / $NH_3$ (Base) [17](#page=17). * $H_2O$ (Säure) / $OH^-$ (Base) [17](#page=17). **Amphoteres Verhalten:** Wasser ist amphoter, d.h., es kann sowohl als Säure als auch als Base agieren [17](#page=17). #### 2.1.3 Lewis-Konzept Das Lewis-Konzept ist die umfassendste Definition und betrachtet Elektronenpaare: * **Lewis-Säuren:** Elektronenpaarakzeptoren. * **Lewis-Basen:** Elektronenpaardonatoren. Dieses Konzept beschreibt auch Reaktionen, bei denen kein Proton übertragen wird, wie z.B. die Reaktion von $BF_3$ (Lewis-Säure) mit $NH_3$ (Lewis-Base). ### 2.2 Säuretypen und Mehrbasigkeit Säuren können nach ihrer Struktur klassifiziert werden [18](#page=18): * **Halogenwasserstoffsäuren:** Z.B. $HCl$, $HBr$, $HI$. Sie lösen sich gut in Wasser und dissoziieren in solvatisierte Ionen [15](#page=15). * **Hydroxosäuren:** Z.B. $Si(OH)_4$. * **Oxosäuren:** Z.B. $H_2SO_4$, $H_3PO_4$. * **Carbonsäuren:** Z.B. $CH_3COOH$. * **Aquasäuren:** Z.B. $[Fe(H_2O)_6]^{3+}$. **Mehrbasige Säuren und Basen:** * **Mehrbasige Säuren** können mehr als ein Proton abgeben (z.B. $H_3PO_4$, $H_2SO_4$) [19](#page=19). * **Mehrbasige Basen** können mehrere Protonen aufnehmen (z.B. $Ca(OH)_2$, $H_2NNH_2$) [19](#page=19). ### 2.3 Autoprotolyse des Wassers Wasser unterliegt der Autoprotolyse, einer Selbstionisierung, bei der ein Wassermolekül ein Proton auf ein anderes überträgt [13](#page=13). $$2 H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-$$ Diese Reaktion ist endotherm. Die Gleichgewichtskonstante für diese Reaktion wird als Ionenprodukt des Wassers ($K_W$) bezeichnet [13](#page=13): $$K_W = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14} \text{ mol}^2/\text{L}^2 \text{ bei 298 K}$$ Unter Standardbedingungen sind die Konzentrationen von $H_3O^+$ und $OH^-$ gleich [13](#page=13): $$[H_3O^+] = [OH^-] = 10^{-7} \text{ mol/L}$$ Die Temperatur hat einen signifikanten Einfluss auf $K_W$: Eine Temperaturerhöhung führt zu einer Steigerung von $K_W$ und damit auch zu einer Verschiebung des Neutralpunkts [13](#page=13). ### 2.4 Säure- und Basenkonstanten Die Stärke von Säuren und Basen wird quantitativ durch ihre Gleichgewichtskonstanten beschrieben. #### 2.4.1 Säurekonstante ($K_S$) Für eine Säure $HA$ im Gleichgewicht mit Wasser gilt: $$HA + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$$ Die Säurekonstante ($K_S$) ist definiert als: $$K_S = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[HA]}$$ Da die Konzentration von Wasser ($[H_2O]$) im wässrigen Milieu als konstant (ca. 55,6 mol/L) angenommen wird, erscheint sie nicht im Ausdruck für $K_S$. Die Einheit von $K_S$ ist mol/L. Der $pK_S$-Wert ist definiert als $pK_S = -\log K_S$. Ein kleinerer $pK_S$-Wert bedeutet eine stärkere Säure [20](#page=20). #### 2.4.2 Basenkonstante ($K_B$) Für eine Base $B$ im Gleichgewicht mit Wasser gilt: $$B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$$ Die Basenkonstante ($K_B$) ist definiert als: $$K_B = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}$$ Ähnlich wie bei $K_S$ wird die Konzentration von Wasser als konstant betrachtet. Die Einheit von $K_B$ ist mol/L. Der $pK_B$-Wert ist definiert als $pK_B = -\log K_B$ [20](#page=20). #### 2.4.3 Beziehung zwischen $K_S$ und $K_B$ für korrespondierende Paare Für ein korrespondierendes Säure-Base-Paar ($HA/A^-$) in Wasser gilt die Beziehung: $$K_S \cdot K_B = K_W$$ Daraus folgt für die $pK$-Werte: $$pK_S + pK_B = pK_W = 14 \text{ (bei 298 K)}$$ #### 2.4.4 Mehrbasige Säuren Bei mehrbasigen Säuren erfolgen die Protonenabgaben in mehreren Schritten, die jeweils durch eine eigene Säurekonstante beschrieben werden. Für Schwefelsäure ($H_2SO_4$): Erste Dissoziationsstufe: $$H_2SO_4 + H_2O \rightleftharpoons HSO_4^- + H_3O^+ \quad K_{S,1} = \frac{[HSO_4^-][H_3O^+]}{[H_2SO_4]}$$ Zweite Dissoziationsstufe: $$HSO_4^- + H_2O \rightleftharpoons SO_4^{2-} + H_3O^+ \quad K_{S,2} = \frac{[SO_4^{2-}][H_3O^+]}{[HSO_4^-]}$$ Die Gesamtkonstante ($K_{S,ges}$) für die Gesamtreaktion ($H_2SO_4 + 2 H_2O \rightleftharpoons SO_4^{2-} + 2 H_3O^+$) ist das Produkt der Einzelkonstanten: $$K_{S,ges} = K_{S,1} \cdot K_{S,2} = \frac{[SO_4^{2-}][H_3O^+]^2}{[H_2SO_4]}$$ ### 2.5 Der pH-Wert Der pH-Wert ist ein Maß für die Acidität oder Alkalinität einer wässrigen Lösung und ist definiert als der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionen-Aktivität, die bei verdünnten Lösungen oft durch die Konzentration angenähert wird [22](#page=22). $$pH = -\log [H_3O^+]$$ Analog dazu wird der pOH-Wert definiert: $$pOH = -\log [OH^-]$$ Zwischen pH und pOH besteht eine direkte Beziehung aufgrund des Ionenprodukts des Wassers: $$pH + pOH = 14 \text{ (bei 298 K)}$$ Dies bedeutet, dass die Angabe des pH-Werts ausreicht, um den Säure-Base-Charakter einer Lösung zu beschreiben, auch wenn diese basisch ist [24](#page=24). * **pH < 7:** saure Lösung * **pH = 7:** neutrale Lösung * **pH > 7:** alkalische (basische) Lösung #### 2.5.1 pH-Berechnungen **Starke Säuren und Basen:** Sie dissoziieren vollständig [25](#page=25). * Beispiel: 0,1 mol/L $HCl$: $[H_3O^+] = 0,1$ mol/L, $pH = 1$ [25](#page=25). * Beispiel: 0,1 mol/L $NaOH$: $[OH^-] = 0,1$ mol/L, $pOH = 1$, $pH = 13$ [25](#page=25). * Beispiel: 0,005 mol/L $H_2SO_4$: Da $H_2SO_4$ zweiprotonig ist und die erste Stufe vollständig dissoziiert, ist $[H_3O^+] = 2 \cdot 0,005$ mol/L $= 0,01$ mol/L $= 10^{-2}$ mol/L, $pH = 2$ [25](#page=25). **Schwache Säuren und Basen:** Sie dissoziieren unvollständig und das Gleichgewicht muss berücksichtigt werden. Die Berechnung erfordert oft die Lösung einer quadratischen Gleichung. * Beispiel: 0,1 mol/L Essigsäure ($CH_3COOH$), $K_S = 1,8 \cdot 10^{-5}$ mol²/L² [26](#page=26). $$K_S = \frac{[CH_3COO^-][H_3O^+]}{[CH_3COOH]} = \frac{[H_3O^+]^2}{0,1 - [H_3O^+]}$$ Die Lösung der quadratischen Gleichung ergibt $[H_3O^+] \approx 1,33 \cdot 10^{-3}$ mol/L, daraus folgt $pH \approx 2,88$ [26](#page=26). ### 2.6 Dissoziationsgrad (Protolysegrad) Der Dissoziationsgrad ($\alpha$) gibt an, welcher Anteil einer Säure oder Base dissoziiert ist [27](#page=27). $$\alpha = \frac{[\text{dissoziiert}]}{[\text{gesamt}]} = \frac{[OAc^-]}{[HOAc + [OAc^-]}$$ Für eine schwache Säure gilt unter Annahme von $[HOAc \approx c$ (Gesamtkonszentration der Säure) und $[OAc^-] = [H_3O^+]$: $$\alpha = \frac{[H_3O^+]}{c}$$ ### 2.7 Ostwaldsches Verdünnungsgesetz Das Ostwaldsche Verdünnungsgesetz besagt, dass bei zunehmender Verdünnung einer schwachen Elektrolytlösung (Säure oder Base) der Dissoziationsgrad $\alpha$ steigt. Das bedeutet, eine Verdünnung führt zu einer stärkeren Dissoziation. Dies kann experimentell über die Ionenleitfähigkeit nachgewiesen werden [27](#page=27) [28](#page=28). Für eine schwache Säure kann dies auch ausgedrückt werden als: $$K_S = \frac{\alpha^2 c}{1-\alpha}$$ Für $\alpha \ll 1$ (sehr schwache Säuren oder stark verdünnte Lösungen) vereinfacht sich dies zu: $$\alpha \approx \sqrt{\frac{K_S}{c}}$$ ### 2.8 Neutralisation und Titration Die Neutralisation ist die Reaktion einer Säure mit einer Base. Die Säure-Base-Titration ist eine Methode, um die Konzentration einer unbekannten Säure oder Base durch Reaktion mit einer Lösung bekannter Konzentration zu bestimmen [30](#page=30). * **Äquivalenzpunkt:** Der Punkt, an dem die Stoffmenge der zugegebenen Säure der Stoffmenge der vorhandenen Base (oder umgekehrt) entspricht. * **Titrationskurven:** Diagramme, die den pH-Wert der Lösung während der Titration gegen den Titrationsgrad (oder das zugegebene Volumen) auftragen [30](#page=30). * **Starke Säure / Starke Base:** Der Äquivalenzpunkt liegt bei pH 7 [30](#page=30). * **Schwache Säure / Starke Base:** Der Äquivalenzpunkt liegt im alkalischen Bereich (pH > 7). Der Pufferbereich ist charakteristisch, und der $pH = pK_S$ im Halbäquivalenzpunkt [31](#page=31). #### 2.8.1 Wahl des Indikators Säure-Base-Indikatoren sind schwache Säuren oder Basen, deren Farbe sich im pH-Bereich ändert. Die Wahl des Indikators hängt vom erwarteten pH-Bereich des Äquivalenzpunkts ab, um eine genaue Bestimmung zu gewährleisten [32](#page=32). ### 2.9 Pufferlösungen Pufferlösungen sind Lösungen, die in der Lage sind, den pH-Wert bei Zugabe kleiner Mengen von Säuren oder Basen nahezu konstant zu halten. Sie bestehen typischerweise aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base (oder einer schwachen Base und ihrer konjugierten Säure) [37](#page=37). * **Beispiel: Acetatpuffer** ($CH_3COOH$/$CH_3COO^-$) [37](#page=37). * **Henderson-Hasselbalch-Gleichung:** Beschreibt den pH-Wert einer Pufferlösung: $$pH = pK_S + \log \frac{[\text{konjugierte Base}]}{[\text{schwache Säure}]}$$ Wenn die konjugierte Base ein Salz ist (z.B. $NaOAc$), lautet die Gleichung: $$pH = pK_S + \log \frac{[\text{Salz}]}{[\text{Säure}]}$$ Diese Gleichung zeigt, dass bei gleichen Konzentrationen von Säure und konjugierter Base ($[\text{Salz}] = [\text{Säure}]$), der pH-Wert gleich dem $pK_S$-Wert der schwachen Säure ist [37](#page=37). **Pufferkapazität:** Ein Maß dafür, wie viel Säure oder Base eine Pufferlösung aufnehmen kann, bevor der pH-Wert signifikant abfällt [38](#page=38). ### 2.10 pH-Abhängigkeit von Gleichgewichten Viele chemische Gleichgewichte, insbesondere solche, die Protonen involvieren, sind vom pH-Wert der Lösung abhängig. Dies folgt dem Prinzip von Le Chatelier. * **Beispiel: Chromat-Dichromat-Gleichgewicht:** $$2 H^+ + 2 CrO_4^{2-} \rightleftharpoons Cr_2O_7^{2-} + H_2O$$ Bei saurem pH (hohe $[H^+]$) liegt das Gleichgewicht auf der Seite des Dichromats (orange), bei alkalischem pH (niedrige $[H^+]$) auf der Seite des Chromats (gelb) [35](#page=35). ### 2.11 Saure bzw. alkalische Reaktion von Salzen Salze können in Wasser hydrolysieren und den pH-Wert der Lösung beeinflussen, abhängig von der Stärke der ursprünglichen Säure und Base, aus denen sie gebildet wurden [36](#page=36). * **Salze starker Säuren und starker Basen:** Z.B. $NaCl$. Sie hydrolysieren nicht und bilden neutrale Lösungen [36](#page=36). * **Salze schwacher Säuren und starker Basen:** Z.B. Natriumacetat ($NaOAc$). Das Anion der schwachen Säure ($OAc^-$) ist eine konjugierte Base und reagiert mit Wasser, wodurch $OH^-$ entsteht und die Lösung alkalisch wird [36](#page=36). $$OAc^- + H_2O \rightleftharpoons HOAc + OH^-$$ * **Salze starker Säuren und schwacher Basen:** Z.B. Ammoniumchlorid ($NH_4Cl$). Das Kation der schwachen Base ($NH_4^+$) ist eine konjugierte Säure und reagiert mit Wasser, wodurch $H_3O^+$ entsteht und die Lösung sauer wird [36](#page=36). $$NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+$$ * **Salze schwacher Säuren und schwacher Basen:** Z.B. Ammoniumacetat ($NH_4OAc$). Der pH-Wert hängt von den relativen Stärken der konjugierten Säure und Base ab ($K_S$ und $K_B$). ### 2.12 Säuren und Basen in der Biosphäre Viele biologische Prozesse sind stark vom pH-Wert und von Puffersystemen abhängig [40](#page=40). * **Biologische Puffersysteme:** Dazu gehören das Kohlensäure/Hydrogencarbonat-System (wichtig im Blut) das Phosphatsystem und Proteinpuffer [40](#page=40). * **pH-Werte biologischer Flüssigkeiten:** Variieren je nach Funktion (z.B. Magensaft, Blutplasma, Speichel) [40](#page=40). ### 2.13 Säurestärke – Trends im Periodensystem Die Säurestärke von Verbindungen wie $HF$, $HCl$, $HBr$, $HI$ oder hydrierten Nichtmetallverbindungen ($CH_4$, $NH_3$, $H_2O$, $HF$) kann anhand von Trends im Periodensystem erklärt werden [43](#page=43). * **Innerhalb einer Periode:** Die Säurestärke nimmt mit zunehmender Elektronegativität des zentralen Atoms zu (z.B. $HF > H_2O > NH_3 > CH_4$) [43](#page=43). * **Innerhalb einer Gruppe:** Die Säurestärke nimmt mit zunehmender Atomgröße und abnehmender Bindungsstärke ab (z.B. $HI > HBr > HCl > HF$) [43](#page=43). Die Säure- und Basenstärke ist jedoch auch durch das Lösungsmittel begrenzt. In Wasser sind $H_3O^+$ die stärkste mögliche Säure und $OH^-$ die stärkste mögliche Base [42](#page=42). --- # Heterogene Gleichgewichte und Fällungsreaktionen Dieser Teilbereich befasst sich mit dem Löslichkeitsprodukt schwerlöslicher Salze, den damit verbundenen Fällungsreaktionen und der Klassifizierung von Salzen hinsichtlich ihrer Löslichkeit [44](#page=44). ### 3.1 Das Löslichkeitsprodukt Heterogene chemische Gleichgewichte treten auf, wenn sich Reaktanten in unterschiedlichen Phasen befinden. Ein typisches Beispiel hierfür ist das Gleichgewicht zwischen einem schwerlöslichen Salz (fest) und den darin gelösten Ionen in einer wässrigen Lösung. Dieses Gleichgewicht kann als Fällungsreaktion oder Auflösung betrachtet werden, abhängig von den Konzentrationen der beteiligten Ionen und der Konstanz des Bodenkörpers [44](#page=44) [45](#page=45). Das Löslichkeitsprodukt, oft mit $K_L$ oder $L$ bezeichnet, ist eine Konstante, die die maximale Konzentration von Ionen in einer gesättigten Lösung eines schwerlöslichen Salzes bei einer gegebenen Temperatur beschreibt. Es ist ein Maß für die Löslichkeit von Salzen [48](#page=48). #### 3.1.1 Definition und Berechnung Für ein schwerlösliches Salz der allgemeinen Formel $A_mB_n$, das sich in Wasser zu den Ionen $A^{n+}$ und $B^{m-}$ dissoziiert, wird das Löslichkeitsprodukt durch die Gleichgewichtskonstante definiert, die die Konzentrationen der gelösten Ionen berücksichtigt: $$K_L = [A^{n+}]^m [B^{m-}]^n$$ [45](#page=45) [48](#page=48). Dabei stehen $[A^{n+}]$ und $[B^{m-}]$ für die molaren Konzentrationen der jeweiligen Ionen in einer gesättigten Lösung. Die Einheiten des Löslichkeitsprodukts hängen von der Stöchiometrie des Salzes ab; beispielsweise hat Bariumsulfat ($BaSO_4$) ein Löslichkeitsprodukt von $1.6 \cdot 10^{-9} \text{ mol}^2/\text{L}^2$ [45](#page=45) [49](#page=49). > **Tipp:** Die Angabe von Konzentrationen in mol/L (molare Konzentration) ist entscheidend für die korrekte Berechnung und Anwendung des Löslichkeitsprodukts. #### 3.1.2 Beispiele für Löslichkeitsprodukte Die Werte für Löslichkeitsprodukte sind tabelliert und geben Aufschluss über die relative Löslichkeit verschiedener Salze [48](#page=48). * Silberchlorid ($AgCl$): $L_{AgCl} = [Ag^+][Cl^-] = 10^{-10} \text{ mol}^2 \cdot \text{L}^{-2}$ [48](#page=48). * Silberbromid ($AgBr$): $L_{AgBr} = [Ag^+][Br^-] = 6 \cdot 10^{-13} \text{ mol}^2 \cdot \text{L}^{-2}$ [48](#page=48). * Silberiodid ($AgI$): $L_{AgI} = [Ag^+][I^-] = 10^{-16} \text{ mol}^2 \cdot \text{L}^{-2}$ [48](#page=48). * Silbersulfid ($Ag_2S$): $L_{Ag_2S} = [Ag^+]^2 [S^{2-}] = 10^{-50} \text{ mol}^3 \cdot \text{L}^{-3}$ [48](#page=48). * Quecksilbersulfid ($HgS$): $L_{HgS} = [Hg^{2+}][S^{2-}] = 10^{-54} \text{ mol}^2 \cdot \text{L}^{-2}$ (Dies ist eine bemerkenswerte Verbindung mit extrem geringer Löslichkeit) [48](#page=48). * Eisen(III)-hydroxid ($Fe(OH)_3$): $L_{Fe(OH)_3} = [Fe^{3+}][OH^-]^3 = 10^{-38} \text{ mol}^4 \cdot \text{L}^{-4}$ [48](#page=48). * Aluminiumhydroxid ($Al(OH)_3$): $L_{Al(OH)_3} = [Al^{3+}][OH^-]^3 = 10^{-33} \text{ mol}^4 \cdot \text{L}^{-4}$ [48](#page=48). #### 3.1.3 Berechnung der Ionenkonzentrationen aus dem Löslichkeitsprodukt Bei schwerlöslichen Salzen, bei denen das Verhältnis der Kationen zu den Anionen konstant ist, kann aus dem Löslichkeitsprodukt direkt die Konzentration der einzelnen Ionen in einer gesättigten Lösung berechnet werden. * **Beispiel für Bariumsulfat ($BaSO_4$)**: Bei der Auflösung von $BaSO_4$ entstehen gleiche Mengen an $Ba^{2+}$ und $SO_4^{2-}$ Ionen. Wenn die Konzentration von $Ba^{2+}$ als $x$ mol/L angenommen wird, dann ist auch die Konzentration von $SO_4^{2-}$ gleich $x$ mol/L. $$K_L = [Ba^{2+}][SO_4^{2-}] = x \cdot x = x^2$$ [49](#page=49). Bei $K_L = 1.6 \cdot 10^{-9} \text{ mol}^2/\text{L}^2$ ergibt sich: $$x = \sqrt{K_L} = \sqrt{1.6 \cdot 10^{-9} \text{ mol}^2/\text{L}^2} \approx 4 \cdot 10^{-5} \text{ mol/L}$$ [49](#page=49). Somit ist die molare Konzentration sowohl von $Ba^{2+}$ als auch von $SO_4^{2-}$ in einer gesättigten Lösung von $BaSO_4$ etwa $4 \cdot 10^{-5} \text{ mol/L}$. * **Beispiel für Calciumfluorid ($CaF_2$)**: Bei der Auflösung von $CaF_2$ entstehen ein $Ca^{2+}$ Ion und zwei $F^-$ Ionen. Wenn die Konzentration von $Ca^{2+}$ als $x$ mol/L angenommen wird, dann ist die Konzentration von $F^-$ gleich $2x$ mol/L. $$K_L = [Ca^{2+}][F^-]^2 = x \cdot (2x)^2 = 4x^3$$ [49](#page=49). Bei $K_L = 1.7 \cdot 10^{-10} \text{ mol}^3/\text{L}^3$ ergibt sich: $$4x^3 = 1.7 \cdot 10^{-10} \text{ mol}^3/\text{L}^3$$ $$x^3 = \frac{1.7 \cdot 10^{-10}}{4} \text{ mol}^3/\text{L}^3 \approx 4.25 \cdot 10^{-11} \text{ mol}^3/\text{L}^3$$ $$x = \sqrt {4.25 \cdot 10^{-11}} \text{ mol/L} \approx 3.5 \cdot 10^{-4} \text{ mol/L}$$ [3](#page=3). Die Konzentration von $Ca^{2+}$ ist $x \approx 3.5 \cdot 10^{-4} \text{ mol/L}$, und die Konzentration von $F^-$ ist $2x \approx 7.0 \cdot 10^{-4} \text{ mol/L}$ [49](#page=49). > **Tip:** Achten Sie genau auf die Stöchiometrie des Salzes, um die Beziehungen zwischen den Ionenkonzentrationen korrekt aufzustellen. ### 3.2 Fällungsreaktionen Fällungsreaktionen treten auf, wenn bei der Mischung zweier Lösungen, die jeweils Ionen enthalten, die Konzentrationen der Ionen so hoch werden, dass das Produkt ihrer Konzentrationen den Wert des Löslichkeitsprodukts überschreitet. Dies führt zur Ausfällung des schwerlöslichen Salzes [45](#page=45). #### 3.2.1 Bedingungen für Ausfällung Eine Fällung tritt ein, wenn das Ionenprodukt (IP) des zu erwartenden schwerlöslichen Salzes größer ist als sein Löslichkeitsprodukt ($K_L$). * Wenn $IP > K_L$: Fällung tritt ein. * Wenn $IP = K_L$: Die Lösung ist gesättigt, und es besteht ein Gleichgewicht zwischen gelösten Ionen und dem festen Niederschlag. * Wenn $IP < K_L$: Es tritt keine Fällung auf, und das Salz ist noch nicht vollständig ausgefällt. > **Tip:** Das Ionenprodukt wird mit der gleichen mathematischen Formel wie das Löslichkeitsprodukt berechnet, verwendet jedoch die aktuellen Konzentrationen der Ionen in der Lösung, nicht unbedingt die maximalen in einer gesättigten Lösung. #### 3.2.2 Einfluss von zugegebenen Ionen auf die Löslichkeit Die Zugabe von gemeinsamen Ionen (Ionen, die bereits im schwerlöslichen Salz vorhanden sind) zu einer gesättigten Lösung führt zu einer Überschreitung des Löslichkeitsprodukts und damit zu einer weiteren Ausfällung des Salzes. Dies verringert die Löslichkeit des ursprünglich vorhandenen Salzes (siehe gemeinsames-Ionen-Effekt). * **Beispiel mit Kaliumperchlorat ($KClO_4$)**: Kaliumperchlorat hat eine geringe Löslichkeit [46](#page=46). * a) Zugabe von Kaliumchlorid ($KCl$): Die Zugabe von $K^+$ oder $ClO_4^-$ Ionen erhöht die Konzentration dieser gemeinsamen Ionen in der Lösung. Dies verschiebt das Gleichgewicht gemäß dem Prinzip von Le Chatelier auf die Seite der Feststoffbildung, was zu einer weiteren Ausfällung von $KClO_4$ führt und dessen Löslichkeit verringert [46](#page=46). * b) Zugabe von $H^+ClO_4^-$: Ähnlich wie bei a) erhöht die Zugabe von $ClO_4^-$ Ionen die Konzentration und führt zur Ausfällung. * c) Zugabe von Natriumchlorid ($NaCl$): Wenn weder $Na^+$ noch $Cl^-$ Teil des schwerlöslichen Salzes sind, hat die Zugabe von $NaCl$ keinen direkten Einfluss auf das Löslichkeitsprodukt oder die Ausfällung von $KClO_4$. Die Löslichkeit ändert sich nicht wesentlich [46](#page=46). > **Beispiel:** Wenn man zu einer gesättigten Lösung von $AgCl$ eine Lösung von $NaCl$ hinzufügt, erhöht sich die Konzentration der $Cl^-$ Ionen. Da $AgCl$ schwerlöslich ist und das Produkt $[Ag^+][Cl^-]$ nun den Wert des Löslichkeitsprodukts überschreitet, fällt mehr $AgCl$ aus, und die Konzentration der gelösten $Ag^+$ Ionen sinkt. ### 3.3 Klassifizierung von Salzen nach ihrer Löslichkeit Salze können grob in leicht lösliche und schwer lösliche Kategorien eingeteilt werden, basierend auf typischen Löslichkeitsbereichen und beobachteten Löslichkeitsprodukten. #### 3.3.1 Leicht lösliche Salze Folgende Anionen führen in der Regel zu leicht löslichen Salzen (mit Ausnahmen) [50](#page=50): * Fluoride ($F^-$) * Chloride ($Cl^-$) * Bromide ($Br^-$) * Iodide ($I^-$) * Nitrate ($NO_3^-$) * Perchlorate ($ClO_4^-$) * Acetate ($CH_3COO^-$) * Sulfate ($SO_4^{2-}$) Ausnahmen bilden hierbei: * Fluoride von $Mg^{2+}$, $Ca^{2+}$, $Sr^{2+}$, $Ba^{2+}$ und $Pb^{2+}$ [50](#page=50). * Halogenide (außer Fluoride) von $Cu^+$, $Ag^+$, $Hg_2^{2+}$, $Tl^+$ und $Pb^{2+}$ [50](#page=50). * Perchlorate von $NH_4^+$, $K^+$, $Rb^+$, $Cs^+$ [50](#page=50). * Sulfate von $Ca^{2+}$, $Sr^{2+}$, $Ba^{2+}$, $Pb^{2+}$ [50](#page=50). #### 3.3.2 Schwer lösliche Salze Folgende Anionen führen in der Regel zu schwer löslichen Salzen (mit Ausnahmen) [51](#page=51): * Oxide ($O^{2-}$) * Hydroxide ($OH^-$) * Carbonate ($CO_3^{2-}$) * Cyanide ($CN^-$) * Sulfide ($S^{2-}$) * Oxalate ($C_2O_4^{2-}$) * Phosphate ($PO_4^{3-}$) * Silicate ($SiO_3^{2-}$) Ausnahmen bilden hierbei: * Oxide, Hydroxide, Cyanide und Sulfide der Alkalimetalle und des $NH_4^+$. Ebenso die Oxoide, Hydroxide und Cyanide der Erdalkalimetalle (außer Sulfide von Erdalkalimetallen) [51](#page=51). * Carbonate, Oxalate und Phosphate der Alkalimetalle und des $NH_4^+$ [51](#page=51). > **Beispiel:** Eisen(III)-hydroxid ($Fe(OH)_3$) ist ein typisches schwerlösliches Salz, erkennbar an seinem sehr niedrigen Löslichkeitsprodukt von $10^{-38} \text{ mol}^4 \cdot \text{L}^{-4}$. Dagegen ist Kaliumnitrat ($KNO_3$) leicht löslich, da Nitrate generell leicht löslich sind [48](#page=48) [50](#page=50). --- # Komplexchemie und Koordinationsverbindungen Die Komplexchemie befasst sich mit Koordinationsverbindungen, die aus einem Zentralatom, meist einem Metallion, und mehreren umgebenden Molekülen oder Ionen, den Liganden, bestehen, wobei die Liganden über koordinative kovalente Bindungen an das Zentralatom gebunden sind [55](#page=55) [60](#page=60). ### 4.1 Lewis-Säure-Base-Konzept Das Lewis-Konzept erweitert das Brønsted-Konzept, indem es Säuren als Elektronenpaar-Akzeptoren und Basen als Elektronenpaar-Donatoren definiert. Metallionen, die typischerweise elektronenarm sind, agieren als Lewis-Säuren. Die Reaktion zwischen einer Lewis-Säure und einer Lewis-Base führt zur Bildung eines Lewis-Säure-Base-Addukts oder Komplexes [52](#page=52) [53](#page=53). ### 4.2 Aufbau von Metallkomplexen Ein Metallkomplex besteht aus einem Zentralatom (oft einem Metallion) und den daran gebundenen Liganden [56](#page=56) [60](#page=60). #### 4.2.1 Liganden Liganden sind Moleküle oder Ionen, die ein freies Elektronenpaar besitzen und dieses einem Zentralatom zur Verfügung stellen können, um eine koordinative kovalente Bindung einzugehen [56](#page=56) [60](#page=60). ##### Nomenklatur von Liganden | Ligand | Name im Komplex | Typ | |----------------|-----------------|-----------| | Ammoniak ($NH_3$) | Ammin | Neutral | | Wasser ($H_2O$) | Aqua | Neutral | | Kohlenmonoxid ($CO$) | Carbonyl | Neutral | | Chlorid ($Cl^-$) | Chlorido | Anion | | Hydroxid ($OH^-$) | Hydroxido | Anion | | Thiocyanat ($SCN^-$) | Thiocyanato | Anion | | Cyanid ($CN^-$) | Cyanido | Anion | #### 4.2.2 Zentralatom Das Zentralatom ist typischerweise ein Metallion, das Elektronen von den Liganden aufnimmt [52](#page=52) [60](#page=60). #### 4.2.3 Koordinationszahl (KZ) Die Koordinationszahl gibt die Anzahl der gebundenen Liganden an das Zentralatom an. Typische Koordinationszahlen sind 2, 4 und 6 [62](#page=62). * **KZ = 2:** Linear, z. B. $[Ag(NH_3)_2]^+$ [62](#page=62). * **KZ = 4:** Tetraedrisch oder quadratisch-planar, z. B. $[Zn(OH)_4]^{2-}$ (tetraedrisch), $[Cu(NH_3)_4]^{2+}$ (quadratisch-planar) [62](#page=62) [64](#page=64). * **KZ = 6:** Oktaedrisch, z. B. $[Co(NH_3)_6]^{3+}$, $[Al(H_2O)_6]^{3+}$ [62](#page=62) [64](#page=64). #### 4.2.4 Koordinationsgeometrie Die Anordnung der Liganden um das Zentralatom herum kann durch idealisierte Polyeder beschrieben werden, wie Tetraeder, quadratische Ebene oder Oktaeder [64](#page=64). ### 4.3 Nomenklatur von Koordinationsverbindungen Die Nomenklatur von Komplexen folgt spezifischen Regeln, um ihre Struktur und Zusammensetzung eindeutig zu beschreiben [61](#page=61). * **Kationische Komplexe:** Das Kation wird zuerst benannt, gefolgt vom Anion. Der komplexbildende Teil wird mit Präfixen für die Anzahl der Liganden und dem Namen des Liganden beschrieben, gefolgt vom Metallnamen mit seiner Oxidationszahl in römischen Ziffern. * Beispiel: $[Fe(H_2O)_6]Cl_3$ wird als Hexaaquaeisen(III)-chlorid bezeichnet [61](#page=61). * **Anionische Komplexe:** Ähnlich wie bei kationischen Komplexen, aber der Metallname endet oft auf "-at" und wird von dem Gegenion (Anion) begleitet. * Beispiel: $Na[Ag(CN)_2]$ wird als Natriumdicyanidoargentat(I) bezeichnet [61](#page=61). ### 4.4 Gleichgewichtskonstanten und Stabilität von Komplexen Die Stabilität von Metallkomplexen wird durch Gleichgewichtskonstanten beschrieben [67](#page=67). * **Komplexbildungskonstante ($K_k$):** Ein Maß für die Gleichgewichtslage der Komplexbildungsreaktion. Eine höhere $K_k$ deutet auf eine höhere Stabilität des Komplexes hin [67](#page=67). * Beispiel: $[Cu(NH_3)_4]^{2+}$ hat eine $K_k = 0.2 \times 10^{14} L^4/mol^4$ [67](#page=67). * Beispiel: $[Ag(NH_3)_2]^+$ hat eine $K_k = \frac{[[Ag(NH_3)_2]^+]}{[Ag^+][NH_3]^2}$ [68](#page=68). * **Konkurrenz der Gleichgewichtskonstanten:** Die Löslichkeit eines schwerlöslichen Salzes kann durch die Bildung eines stabileren Komplexes erhöht werden, wenn die Komplexbildungskonstante die Löslichkeitsproduktkonstante übersteigt [57](#page=57) [58](#page=58). * Beispiel: Schwerlösliches $AgCl$ löst sich in Gegenwart von Ammoniak auf, da $[Ag(NH_3)_2]^+$ gebildet wird [68](#page=68). * **Einfluss auf Redoxpotenziale:** Die Bildung von Komplexen kann die Redoxpotenziale von Metallionen signifikant verändern [68](#page=68). ### 4.5 Chelat-Komplexe Chelat-Komplexe entstehen, wenn ein Ligand über zwei oder mehr Atome an das Zentralatom bindet und dadurch einen oder mehrere Ringe bildet. Diese Liganden werden als mehrzähnige Liganden bezeichnet (z. B. zweizähnig, dreizähnig) [70](#page=70). #### 4.5.1 Chelat-Effekt Der Chelat-Effekt beschreibt die erhöhte Stabilität von Chelat-Komplexen im Vergleich zu Komplexen mit einzähnigen Liganden bei gleicher Anzahl an koordinierenden Atomen. Dies ist auf eine signifikante Erhöhung der Entropie ($ \Delta S > 0 $) bei der Komplexbildung zurückzuführen, was zu einer negativeren freien Enthalpie ($ \Delta G $) und somit zu einer spontaneren Reaktion führt [71](#page=71). * Beispiel: $[Ni(en)_3]^{2+}$ ist stabiler als $[Ni(NH_3)_6]^{2+}$ [71](#page=71). #### 4.5.2 EDTA-Komplexe EDTA (Ethylendiamintetraessigsäure) ist ein sechszähniger Ligand, der mit vielen Metallionen sehr stabile Komplexe bildet [72](#page=72). * **Anwendungen von EDTA-Komplexen:** * Analytische Chemie: Bestimmung von Schwermetallen, Messung der Wasserhärte [72](#page=72) [74](#page=74). * Medizin: Behandlung von Schwermetallvergiftungen, Hemmung der Blutgerinnung (in vitro), Auflösung von Nierensteinen [72](#page=72). #### 4.5.3 Hämoglobin Hämoglobin enthält einen Eisenkomplex im Zentrum, der Sauerstoff binden kann. Die Komplexchemie spielt eine entscheidende Rolle bei der Sauerstoffaufnahme und -abgabe sowie bei der Bindung anderer Moleküle wie Kohlenmonoxid [73](#page=73). ### 4.6 Isomerie bei Koordinationsverbindungen Isomerie tritt auf, wenn zwei oder mehr Verbindungen die gleiche Summenformel, aber eine unterschiedliche Struktur und damit unterschiedliche physikalische und chemische Eigenschaften aufweisen [75](#page=75). #### 4.6.1 Geometrische (Stereo)-Isomerie Diese Art der Isomerie beruht auf der unterschiedlichen räumlichen Anordnung von Liganden um das Zentralatom [76](#page=76). * **cis/trans-Isomerie:** Tritt bei Komplexen mit KZ = 6 und der allgemeinen Formel $[MA_4B_2]$ oder bei KZ = 4 (planar) mit der Formel $[MA_2B_2]$ auf [76](#page=76). * Beispiel: $[CoCl_2(NH_3)_4]^+$ existiert als rotviolettes cis-Isomer und als grünes trans-Isomer [76](#page=76). * Beispiel: Cisplatin ($cis-[PtCl_2(NH_3)_2]$) ist ein wichtiger medizinischer Wirkstoff, während das trans-Isomer unwirksam ist [77](#page=77). #### 4.6.2 Bindungsisomerie Bindungsisomerie liegt vor, wenn ein ambidenter Ligand über verschiedene Atome an das Zentralatom bindet [78](#page=78). * Beispiel: $[Co(NH_3)_5(ONO)]Cl_2$ (Nitrito-O, orangerot) und $[Co(NH_3)_5(NO_2)]Cl_2$ (Nitrito-N, gelb) [78](#page=78). #### 4.6.3 Ionisations- und Hydratisomerie * **Ionisationsisomerie:** Die Gegenionen und Liganden sind vertauscht [78](#page=78). * Beispiel: $trans-[CoCl_2(en)_2](NO_2)$ und $trans-[CoCl(en)_2(NO_2)]Cl$ [78](#page=78). * **Hydratisomerie:** Wassermoleküle können sowohl als Liganden als auch als Gegenionen auftreten [78](#page=78). * Beispiel: $[CrCl_2(OH_2)_4]Cl$ und $[Cr(OH_2)_6]Cl_3$ [78](#page=78). #### 4.6.4 Koordinationsisomerie Hierbei handelt es sich um Komplexe, bei denen sowohl das Kation als auch das Anion Metallkomplexe sind, und die Metallionen zwischen dem Kation und dem Anion vertauscht sind [78](#page=78). * Beispiel: $[Cr(NH_3)_6][Co(CN)_6]$ und $[Co(NH_3)_6][Cr(CN)_6]$ [78](#page=78). --- # Elektrochemie und Redoxreaktionen Dieser Abschnitt befasst sich mit Elektronenübertragungsreaktionen, der Bestimmung von Oxidationszahlen, dem Aufstellen von Redoxgleichungen, elektrochemischen Zellen und der Nernst-Gleichung sowie pH-Abhängigkeiten von Potenzialen [79](#page=79). ### 5.1 Elektronenübertragungsreaktionen (Redoxreaktionen) Redoxreaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen Elektronen übertragen werden. Sie umfassen sowohl Oxidations- als auch Reduktionsprozesse [80](#page=80) [81](#page=81). * **Oxidation:** Prozess des Elektronenentzugs. Ein Stoff wird oxidiert, indem er Elektronen abgibt. Ursprünglich bezog sich dies auf die Reaktion eines Elements mit Sauerstoff zur Bildung eines Oxids [81](#page=81). * **Reduktion:** Prozess der Elektronenaufnahme. Ein Stoff wird reduziert, indem er Elektronen aufnimmt. Ursprünglich bedeutete dies die Rückführung eines Oxids zum reinen Element [81](#page=81). * **Redoxreaktion:** Die kombinierte Reaktion von Oxidation und Reduktion, die den Transfer von Elektronen beinhaltet [81](#page=81). Ein Beispiel für eine Redoxreaktion ist die Reaktion zwischen Permanganat-Anionen und Eisen(II)-Ionen, bei der Mangan von der Oxidationsstufe +7 zu +2 reduziert und Eisen von +2 zu +3 oxidiert wird [82](#page=82). #### 5.1.1 Oxidationszahlen (O.Z.) Oxidationszahlen (auch Oxidationsstufen genannt) geben den formalen Oxidationsgrad von Atomen in Elementen, Ionen und Verbindungen an [83](#page=83). * **Elemente:** Haben eine Oxidationszahl von 0 [83](#page=83). * **Einatomige Ionen:** Die Oxidationszahl entspricht der Ionenladung [83](#page=83) [86](#page=86). * **Verbindungen:** Die Elektronen werden formal dem elektronegativeren Bindungspartner zugeordnet. Die Summe der Oxidationszahlen in einem Molekül oder Ion entspricht der Gesamtladung des Teilchens [83](#page=83) [84](#page=84). **Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen:** [85](#page=85) [86](#page=86). 1. Ein einzelnes Atom oder ein Atom in einem Element hat die OZ Null [86](#page=86). 2. Die OZ eines einatomigen Ions entspricht seiner Ionenladung [86](#page=86). 3. Die Summe der OZ eines mehratomigen Ions oder Moleküls entspricht der Ladung dieses Ions oder Moleküls [86](#page=86). 4. Fluor hat in allen Verbindungen die OZ -I [86](#page=86). 5. Sauerstoff hat meistens die OZ -II. Ausnahmen sind Peroxid-Ionen (OZ -I) und Verbindungen mit Fluor [86](#page=86). 6. Wasserstoff hat in Verbindungen mit Nichtmetallen die OZ +I. In Metallhydriden hat Wasserstoff die OZ -I [86](#page=86). 7. In Verbindungen von Nichtmetallen ist die OZ des elektronegativeren Elements negativ und entspricht der üblichen Ionenladung dieses Elements [86](#page=86). * Das Vorzeichen der Oxidationszahl ergibt sich aus der Elektronegativitätsdifferenz [85](#page=85). * Die maximale OZ entspricht oft der Gruppennummer (> 0) [85](#page=85). * Die minimale OZ entspricht oft der Gruppennummer minus 8 (< 0) [85](#page=85). **Beispiele für Oxidationsstufen:** * Hauptgruppenmetalle und -halbmetalle: Li (+1), Be (+2), Al (+3), Si (+2, +4), etc [89](#page=89). * 3d-Elemente: Sc (+3), Ti (+2, +3, +4), V (+2, +3, +4, +5), Cr (+2, +3, +6), Mn (+2, +3, +4, +7), Fe (+2, +3), Co (+2, +3), Ni (+2), Cu (+1, +2), Zn (+2) [90](#page=90). * Die Farbenvielfalt von Oxidationsstufen (z.B. Vanadium) korreliert oft mit unterschiedlichen OZ [91](#page=91). **Reduktionsmittel und Oxidationsmittel:** * **Reduktionsmittel:** Elektronendonator (wird selbst oxidiert) [92](#page=92) [93](#page=93). * **Oxidationsmittel:** Elektronenakzeptor (wird selbst reduziert) [92](#page=92) [93](#page=93). > **Tip:** Die Zuordnung von Oxidationsmitteln und Reduktionsmitteln ist entscheidend für das Verständnis von Redoxreaktionen. #### 5.1.2 Aufstellen von Redoxgleichungen Das Aufstellen von Redoxgleichungen folgt einem systematischen Verfahren [94](#page=94): 1. **Zerlegung in Teilgleichungen:** Teilen Sie die Redoxreaktion in eine Oxidations- und eine Reduktionsteilgleichung auf. a. Bestimmen Sie die relevanten Oxidationszahlen. b. Stellen Sie die Elektronenbilanz für jede Teilgleichung auf. c. Gleichen Sie die Stoffbilanz aus (verwenden Sie H₂O, H⁺, OH⁻ etc.). 2. **Elektronenbilanz ausgleichen:** Erweitern Sie die Teilgleichungen so, dass die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen gleich ist. 3. **Gesamtgleichung erstellen:** Addieren Sie die beiden Teilgleichungen und kürzen Sie gegebenenfalls. Fügen Sie Gegenionen hinzu. 4. **Nachprüfung:** Überprüfen Sie die Stoffbilanz und Ladungsbilanz. **Beispiele für das Aufstellen von Redoxgleichungen:** [95](#page=95). * **Aufgabe 1: Na + H₂O → Na⁺ + H₂ ausgleichen** * Oxidation: Na → Na⁺ + e⁻ * Reduktion: H⁺ + e⁻ → ½ H₂ * Summe: Na + H⁺ → Na⁺ + ½ H₂ * Gesamt: Na + H₂O → NaOH + ½ H₂ * **Aufgabe 2: MnO₄⁻ + Fe²⁺ + H₃O⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ ausgleichen** * Oxidation: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ | × 5 * Reduktion: MnO₄⁻ + 5 e⁻ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 12 H₂O * Summe: MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 12 H₂O Der fotografische Prozess, die Korrosion von Metallen und die Galvanik sind Anwendungen von Redoxreaktionen [96](#page=96). ### 5.2 Elektrochemische Zellen Elektrochemische Zellen sind Vorrichtungen, die chemische Energie in elektrische Energie umwandeln (galvanische Elemente) oder elektrische Energie nutzen, um chemische Reaktionen zu erzwingen (Elektrolysezellen) [94](#page=94). #### 5.2.1 Galvanische Elemente (Volta'sche Zellen) Galvanische Elemente basieren auf spontanen Redoxreaktionen, die eine elektrische Spannung erzeugen [94](#page=94). * **Daniell-Element:** Ein klassisches Beispiel ist das Daniell-Element aus Zink und Kupfer. Die Gesamtreaktion ist $CuSO_4 + Zn \rightarrow Cu + ZnSO_4$. Die Zellspannung beträgt typischerweise 1,11 Volt [97](#page=97). * **Aufbau:** Besteht aus zwei Halbzellen, die durch eine Salzbrücke verbunden sind. * **Anode:** Hier findet die Oxidation statt (Elektronenabgabe). Sie ist der negative Pol in einem galvanischen Element [97](#page=97) [98](#page=98). * **Kathode:** Hier findet die Reduktion statt (Elektronenaufnahme). Sie ist der positive Pol in einem galvanischen Element [97](#page=97) [98](#page=98). * **Standard-Wasserstoffelektrode (SHE):** Dient als Referenz für die Messung von Standard-Redoxpotenzialen ($E^0$). Ihre Potenzial ist per Definition 0,00 Volt bei 25 °C, 1 bar Druck und einer H₃O⁺-Konzentration von 1 M (pH=0) [100](#page=100) . * **Spannungsreihe:** Eine Anordnung von Redoxsystemen nach ihren Standard-Redoxpotenzialen ($E^0$). * Metalle mit negativen Potenzialen sind "unedel" und können von Säuren gelöst werden . * Elemente mit positiven Potenzialen sind "edel" . **Beispiele für Standard-Redoxpotenziale ($E^0$):** . * $Na^+ + e^- \rightarrow Na$ $E^0 = -2.71 V$ * $Zn^{2+} + 2 e^- \rightarrow Zn$ $E^0 = -0.76 V$ * $H_3O^+ + e^- \rightarrow H_2$ $E^0 = 0.00 V$ * $Cu^{2+} + 2 e^- \rightarrow Cu$ $E^0 = +0.35 V$ * $Ag^+ + e^- \rightarrow Ag$ $E^0 = +0.81 V$ * $F_2 + 2 e^- \rightarrow 2 F^-$ $E^0 = +2.86 V$ Die Zellspannung ($\Delta E$), auch elektromotorische Kraft (EMK) genannt, ist die Differenz der Potenziale zwischen Kathode und Anode . $$ \Delta E = E_{Kathode} - E_{Anode} $$ Die freie Enthalpie ($\Delta G$) ist mit der Zellspannung verknüpft: $$ \Delta G = -z \cdot F \cdot \Delta E $$ wobei $z$ die Anzahl der übertragenen Elektronen und $F$ die Faraday-Konstante ist . #### 5.2.2 Elektrolyse Die Elektrolyse ist die Umkehrung des galvanischen Elements. Hier wird elektrische Energie zugeführt, um nicht-spontane Redoxreaktionen zu erzwingen, wie z.B. die Zersetzung von Verbindungen. Die dafür notwendige Spannung wird als Zersetzungsspannung bezeichnet und kann durch Überspannungen erhöht sein . ### 5.3 Die Nernst-Gleichung Die Nernst-Gleichung beschreibt die Konzentrationsabhängigkeit des Potenzials einer Halbzelle : $$ E = E^0 + \frac{R \cdot T}{z \cdot F} \cdot \ln \frac{[Ox]}{[Red]} $$ wobei: * $E$ das Potential unter nicht-Standardbedingungen ist. * $E^0$ das Standard-Potenzial ist. * $R$ die Gaskonstante ist. * $T$ die Temperatur in Kelvin ist. * $z$ die Anzahl der übertragenen Elektronen ist. * $F$ die Faraday-Konstante ist. * $[Ox]$ die Konzentration der oxidierten Form ist. * $[Red]$ die Konzentration der reduzierten Form ist. Bei 25 °C (298,15 K) vereinfacht sich die Gleichung zu: $$ E = E^0 + \frac{0.059 \, V}{z} \cdot \log \frac{[Ox]}{[Red]} $$ Für Metalle, bei denen die reduzierte Form das reine Metall ist, gilt $[Red = 1$ . #### 5.3.1 pH-Abhängigkeit von Potenzialen Viele Redoxreaktionen sind mit Protolysen (Abgabe oder Aufnahme von Protonen) verknüpft, was zu einer ausgeprägten Abhängigkeit der Redoxpotenziale vom pH-Wert führt . Für die Wasserstoffelektrode lässt sich die Nernst-Gleichung auf die pH-Abhängigkeit anwenden: $$ E_{H_2/H^+} = \frac{0.059 \, V}{2} \cdot \log \frac{p(H_2)}{[H_3O^+]^2} $$ Da bei Standardbedingungen $p(H_2) = 1$ bar und bei pH=0 $[H_3O^+]=1$ M ist ($E^0=0.00$ V), gilt für die H₂/H⁺-Halbzelle: $$ E_{H_2/H^+} = 0.059 \, V \cdot \log \frac{1}{[H_3O^+]^2} = -0.059 \, V \cdot \log[H_3O^+] = -0.059 \, V \cdot pH $$ Dies zeigt, dass das Potenzial der Wasserstoffhalbzelle direkt proportional zum pH-Wert ist . Beispiel für die pH-Abhängigkeit am Beispiel des $MnO_4^- / Mn^{2+}$ Systems: $$ E_{MnO_4^-/Mn^{2+}} = 1.51 \, V + \frac{0.059 \, V}{5} \cdot \log \frac{[MnO_4^-] \cdot [H^+]^8}{[Mn^{2+}]} $$ Hierbei spielt die Konzentration der H⁺-Ionen, also der pH-Wert, eine erhebliche Rolle für das Redoxpotenzial . > **Tip:** Elektrochemische Zellen, insbesondere pH-Meterelektroden (wie die Glaselektrode), nutzen diese pH-Abhängigkeit zur präzisen Bestimmung des pH-Wertes einer Lösung . --- ## Häufige fehler vermeiden - Überprüfen Sie alle Themen gründlich vor Prüfungen - Achten Sie auf Formeln und wichtige Definitionen - Üben Sie mit den in jedem Abschnitt bereitgestellten Beispielen - Memorieren Sie nicht ohne die zugrunde liegenden Konzepte zu verstehen

| Term | Definition | |------|------------| | Lösungsmittel | Die Komponente einer Lösung, die im Überschuss vorhanden ist und den anderen Stoff löst. | | Gelöster Stoff | Die Komponente einer Lösung, die im Unterschuss vorhanden ist und vom Lösungsmittel gelöst wird. | | Molarität | Die Konzentration einer Lösung, angegeben als die Anzahl der Mole des gelösten Stoffes pro Liter Lösung (mol/L). | | Molalität | Die Konzentration einer Lösung, angegeben als die Anzahl der Mole des gelösten Stoffes pro Kilogramm Lösungsmittel (mol/kg Lösungsmittel). | | Molenbruch | Das Verhältnis der Mol eines gelösten Stoffes zur Gesamtzahl der Mole aller Komponenten in der Lösung; ein dimensionsloser Wert. | | Solvatation | Der Prozess, bei dem Lösungsmittelmoleküle sich um gelöste Ionen oder Moleküle anordnen und Solvathüllen bilden. | | Elektrolytische Dissoziation | Die Trennung eines ionischen Festkörpers in seine Bestandteile, Ionen, wenn er in einem polaren Lösungsmittel, typischerweise Wasser, gelöst wird. | | Faraday'sche Gesetze | Gesetze, die die Menge der durch elektrolytische Stromleitung abgeschiedenen oder freigesetzten Stoffmenge mit der durch den Elektrolyten geflossenen Ladung in Beziehung setzen. | | Lösungsenthalpie | Die Enthalpieänderung, die auftritt, wenn ein Stoff in einem Lösungsmittel gelöst wird; sie ist die Differenz zwischen Gitterenergie und Hydratationsenthalpie. | | Osmotischer Druck | Der Druck, der erforderlich ist, um den Fluss von Lösungsmittelmolekülen durch eine semipermeable Membran in eine konzentriertere Lösung zu verhindern; er ist proportional zur Teilchenzahl in der Lösung. | | Raoult'sches Gesetz | Ein Gesetz, das besagt, dass der Gesamtdampfdruck einer Lösung die Summe der Partialdrücke der einzelnen Komponenten ist, wobei der Partialdruck jeder Komponente proportional zu ihrem Molenbruch ist. | | Siedepunkterhöhung | Die Erhöhung des Siedepunkts eines Lösungsmittels, wenn ein gelöster Stoff hinzugefügt wird; sie ist proportional zur Konzentration des gelösten Stoffes. | | Gefrierpunkterniedrigung | Die Senkung des Gefrierpunkts eines Lösungsmittels, wenn ein gelöster Stoff hinzugefügt wird; sie ist proportional zur Konzentration des gelösten Stoffes. | | Autoprotolyse | Die Reaktion, bei der ein Molekül ein Proton auf ein anderes identisches Molekül überträgt, was zur Bildung von Ionen führt, z. B. die Eigen dissoziation von Wasser zu H3O+ und OH-. | | Säurekonstante (KS) | Ein Maß für die Stärke einer Säure, das das Gleichgewicht der Dissoziation einer Säure in wässriger Lösung beschreibt; ein höherer Wert bedeutet eine stärkere Säure. | | Basenkonstante (KB) | Ein Maß für die Stärke einer Base, das das Gleichgewicht der Reaktion einer Base mit Wasser beschreibt; ein höherer Wert bedeutet eine stärkere Base. | | pH-Wert | Der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionen-Aktivität (oder Konzentration) in einer Lösung; er quantifiziert die Acidität oder Basizität einer wässrigen Lösung. | | Dissoziationsgrad (α) | Das Verhältnis der dissoziierten Menge einer Substanz zur gesamten Menge der Substanz in Lösung; es gibt den Anteil an, der in Ionen zerfallen ist. | | Ostwald'sches Verdünnungsgesetz | Beschreibt die Beziehung zwischen dem Dissoziationsgrad einer schwachen Elektrolytlösung und ihrer Konzentration; bei Verdünnung steigt der Dissoziationsgrad. | | Titration | Eine analytische Methode zur Bestimmung der Konzentration einer unbekannten Substanz durch Reaktion mit einer Lösung bekannter Konzentration. | | Äquivalenzpunkt | Der Punkt in einer Titration, an dem die Mengen der Reaktanten stöchiometrisch äquivalent sind und die Reaktion vollständig ist. | | Puffer | Eine Lösung, die dazu neigt, den pH-Wert bei Zugabe kleiner Mengen einer starken Säure oder Base konstant zu halten; typischerweise eine Mischung aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base oder umgekehrt. | | Henderson-Hasselbalch-Gleichung | Eine mathematische Gleichung, die den Zusammenhang zwischen dem pH-Wert einer Pufferlösung, dem pKS der schwachen Säure und dem Verhältnis der Konzentrationen der konjugierten Base zur Säure beschreibt. | | Löslichkeitsprodukt (KL) | Das Produkt der Konzentrationen der Ionen einer schwerlöslichen Verbindung im Gleichgewicht mit ihrem festen Zustand; es beschreibt die maximale Konzentration von Ionen, die sich in Lösung befinden können. | | Fällungsreaktion | Eine chemische Reaktion, bei der sich aus einer Lösung ein unlöslicher Feststoff (Niederschlag) bildet. | | Komplex-Bildungskonstante (Kk) | Eine Gleichgewichtskonstante, die die Stärke der Bindung zwischen einem Metallion und seinen Liganden in einem Komplex beschreibt. | | Ligand | Ein Molekül oder Ion, das sich an ein Zentralatom (typischerweise ein Metallion) bindet, um einen Koordinationskomplex zu bilden. | | Koordinationszahl | Die Anzahl der Ligandenatome, die direkt an das Zentralatom in einem Koordinationskomplex gebunden sind. | | Chelat-Effekt | Eine Erhöhung der Stabilität von Koordinationskomplexen, die durch die Bindung von mehrzähnigen Liganden (Chelatoren) an ein Metallion im Vergleich zu einzähnigen Liganden verursacht wird. | | Isomerie | Das Phänomen, bei dem zwei oder mehr chemische Verbindungen die gleiche Summenformel, aber unterschiedliche Strukturen und somit unterschiedliche physikalische und chemische Eigenschaften haben. | | Geometrische Isomerie | Eine Form der Isomerie, bei der Isomere die gleiche Verknüpfung der Atome, aber unterschiedliche räumliche Anordnungen aufweisen, oft als cis- und trans-Isomere bezeichnet. | | Bindungsisomerie | Eine Art von Koordinationsisomerie, bei der ein Ligand auf verschiedene Weisen an das Zentralatom gebunden sein kann, z. B. durch ein Stickstoff- oder Sauerstoffatom in Nitrito-Liganden. | | Ionisationsisomerie | Eine Form der Koordinationsisomerie, bei der die Gegenionen in der Koordinationssphäre vertauscht sind, was zu unterschiedlichen chemischen Eigenschaften führt. | | Redoxreaktion | Eine chemische Reaktion, bei der Elektronen zwischen Reaktanten übertragen werden, was zu einer Änderung der Oxidationszahlen führt; sie umfasst sowohl Oxidation als auch Reduktion. | | Oxidation | Der Prozess des Elektronenentzugs aus einem Atom, Molekül oder Ion, was zu einer Erhöhung seiner Oxidationszahl führt. | | Reduktion | Der Prozess der Elektronenaufnahme durch ein Atom, Molekül oder Ion, was zu einer Verringerung seiner Oxidationszahl führt. | | Oxidationszahl (O.Z.) | Eine von Chemikern zugewiesene Zahl, die den formalen oxidativen Zustand eines Atoms in einer chemischen Verbindung angibt und auf der Annahme basiert, dass alle Bindungen rein ionisch sind. | | Galvanisches Element | Eine elektrochemische Zelle, die chemische Energie in elektrische Energie umwandelt durch spontane Redoxreaktionen. | | Elektrolyse | Der Prozess der Umwandlung von elektrischer Energie in chemische Energie durch eine nicht-spontane Redoxreaktion, die durch Anlegen einer externen Spannung erzwungen wird. | | Standardpotenzial (E0) | Das Potenzial einer Halbzelle unter Standardbedingungen (1 M Konzentration für Ionen, 1 bar Druck für Gase, 25 °C); es wird relativ zur Standard-Wasserstoffelektrode gemessen. | | Nernst-Gleichung | Eine Gleichung, die die Beziehung zwischen dem Potenzial einer elektrochemischen Zelle und der Konzentration der Reaktanten und Produkte beschreibt. | | Spannungsreihe | Eine Tabelle, die die Standard-Redoxpotenziale von verschiedenen Halbzellen in aufsteigender Reihenfolge anzeigt; sie gibt Auskunft über die relative Fähigkeit von Stoffen, oxidiert oder reduziert zu werden. |