Chemistry

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

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

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

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

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

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

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

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

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

| Term | Definition | |------|------------| | Hybridisatie | De menging van atoomorbitalen om nieuwe hybride orbitalen te vormen met andere energie en ruimtelijke oriëntatie, wat essentieel is voor het verklaren van moleculaire geometrie en bindingen. | | -binding | Een sigma-binding is de sterkste vorm van covalente binding, gevormd door de overlap van atoomorbitalen langs de intermoleculaire as, wat resulteert in een cilindrische symmetrie. | | -binding | Een pi-binding is een zwakkere vorm van covalente binding, gevormd door de zijdelingse overlap van p-orbitalen, die zich boven en onder het vlak van de -binding bevindt en rotatie beperkt. | | Conformationele isomerie | Verschillende ruimtelijke vormen van eenzelfde molecuul die ontstaan door rotatie rondom een enkelvoudige binding, zonder dat bindingen gebroken worden; deze vormen hebben verschillende inwendige energie. | | Newmanprojectie | Een manier om de ruimtelijke structuur van een molecule weer te geven, waarbij men kijkt langs de as van een binding en de substituenten op de voorste en achterste atomen projecteert. | | Torsiehoek | De hoek tussen een binding aan het ene koolstofatoom en een binding aan het naburige koolstofatoom, gemeten rond de as van de binding tussen deze twee atomen. | | Sterische hinder | De afstoting tussen elektronenwolken van naburige groepen in een molecuul, die de ruimtelijke rangschikking beïnvloedt en leidt tot een hogere inwendige energie. | | Bayerspanning | De spanning in een cyclische molecule die voortkomt uit de afwijking van de ideale tetraëdrische valentiehoeken van de sp3-koolstofatomen, wat de inwendige energie verhoogt. | | Pitzerspanning | De spanning in een cyclische molecule die ontstaat door de elektrostatische afstoting tussen geëclipseerde bindingen op naburige koolstofatomen, wat de inwendige energie verhoogt. | | Stoelconformatie | De meest stabiele conformatie van cyclohexaan, waarbij alle bindingen geschrankt staan en zowel Bayerspanning als Pitzerspanning afwezig zijn, wat resulteert in ideale valentiehoeken. | | Equatoriale bindingen | Bindingen van substituenten in de stoelconformatie van cyclohexaan die bijna in het vlak van de ring liggen. | | Axiale bindingen | Bindingen van substituenten in de stoelconformatie van cyclohexaan die loodrecht op het vlak van de ring staan, afwisselend naar boven en beneden gericht. | | Stereo-isomerie | Moleculen met dezelfde brutoformule en sequentie van gebonden atomen, maar met een verschillende ruimtelijke rangschikking van hun atomen. | | Chiraliteit | Een eigenschap van objecten (inclusief moleculen) die niet identiek zijn aan hun spiegelbeeld, vergelijkbaar met de linker- en rechterhand. | | Enantiomeren | Twee stereo-isomeren van een verbinding die elkaars niet-overlappende spiegelbeeld zijn; ze hebben dezelfde fysische en chemische eigenschappen, behalve in interactie met chirale omgevingen. | | Diastereomeren | Stereo-isomeren die geen enantiomeren zijn; ze hebben verschillende fysische en chemische eigenschappen en ontstaan bij moleculen met twee of meer stereogene centra. | | Optische activiteit | Het vermogen van een chirale stof om het vlak van gepolariseerd licht te draaien, waarbij enantiomeren tegengesteld draaien. | | Fisherprojectie | Een tweedimensionale weergave van een chirale molecule, waarbij horizontale lijnen naar de waarnemer wijzen en verticale lijnen van de waarnemer afwijzen, handig voor het visualiseren van stereo-isomeren. | | R,S-nomenclatuur | Een systeem voor het toekennen van een absolute configuratie (R of S) aan stereogene centra op basis van de prioriteit van substituenten, wat helpt bij de naamgeving van stereo-isomeren. | | Meso-verbinding | Een achiraal molecuul dat stereogene centra bevat, maar een intern spiegelvlak heeft, waardoor het identiek is aan zijn spiegelbeeld en geen optische activiteit vertoont. | | Racemaat | Een equimolair mengsel van twee enantiomeren van een verbinding, dat optisch inactief is omdat de rotaties van het gepolariseerde licht door de twee enantiomeren elkaar opheffen. | | Stereoselectiviteit | Het vermogen van een chemische reactie om één stereoisomeer van een product te vormen in voorkeur boven andere stereoisomeren, vaak gestuurd door de chiraliteit van het reagens of de katalysator. | | Functionele groep | Een specifieke groep van atomen binnen een molecule die bepalend is voor de chemische reactiviteit van die molecule en de reeks reacties die het kan ondergaan. | | Carbonylgroep | Een functionele groep die bestaat uit een koolstofatoom dubbel gebonden aan een zuurstofatoom (C=O), kenmerkend voor aldehyden en ketonen. | | Carboxylgroep | Een functionele groep die bestaat uit een carbonylgroep en een hydroxylgroep (COOH), kenmerkend voor carbonzuren. | | Oxidatiereactie | Een chemische reactie waarbij het oxidatiegetal van een atoom toeneemt, vaak geassocieerd met het verlies van elektronen of de toevoeging van zuurstof. | | Reductiereactie | Een chemische reactie waarbij het oxidatiegetal van een atoom afneemt, vaak geassocieerd met het winnen van elektronen of de verwijdering van zuurstof. | | Monosacharide | De eenvoudigste vorm van koolhydraten, die niet verder gehydrolyseerd kan worden tot kleinere eenheden; voorbeelden zijn glucose en fructose. | | Aldose | Een monosacharide met een aldehyde functionele groep aan het ene uiteinde van de koolstofketen. | | Ketose | Een monosacharide met een keton functionele groep binnen de koolstofketen. | | Pyranosevorm | De cyclische vorm van een monosacharide die een zesringstructuur vormt, vergelijkbaar met pyran. | | Furanosevorm | De cyclische vorm van een monosacharide die een vijfringstructuur vormt, vergelijkbaar met furaan. |

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

| Term | Definition | |------|------------| | Hybridisatie | Het proces waarbij atomaire orbitalen van een atoom mengen om nieuwe hybride orbitalen te vormen die geschikt zijn voor covalente bindingen. Dit is cruciaal voor het bepalen van de ruimtelijke structuur van moleculen. | | -binding | Een sigma-binding is de sterkste vorm van covalente binding, gevormd door de overlap van atomaire orbitalen langs de interatomaire as. Rotatie rond een -binding is over het algemeen vrij mogelijk. | | -binding | Een pi-binding is een type covalente binding dat ontstaat door de zijdelingse overlap van p-orbitalen boven en onder de interatomaire as. Rotatie rond een -binding is beperkt en vereist het verbreken van de binding. | | Conformationele isomerie | Verschillende ruimtelijke vormen van eenzelfde molecuul die ontstaan door rotatie rondom een enkelvoudige binding, zonder dat bindingen worden verbroken. Deze isomeren hebben verschillende inwendige energieën. | | Newmanprojectie | Een manier om de ruimtelijke structuur van een molecuul weer te geven, waarbij de waarnemer langs de as van een specifieke binding kijkt. Dit helpt bij het visualiseren van de relatieve oriëntatie van substituenten. | | Torsiehoek | De hoek tussen een binding op het ene atoom en een binding op het naburige atoom, gemeten rond de binding die beide atomen verbindt. Dit is een sleutelparameter in conformationele analyse. | | Sterische hinder | De afstotende interactie tussen elektronenwolken van naburige atomen of groepen die veroorzaakt wordt door hun ruimtelijke nabijheid. Dit kan de stabiliteit en reactiviteit van moleculen beïnvloeden. | | Bayerspanning | De spanning in cyclische moleculen die ontstaat door de afwijking van de ideale tetraëdrische valentiehoek van sp3-koolstofatomen, wat resulteert in een hogere inwendige energie. | | Pitzerspanning | De spanning in cyclische moleculen die veroorzaakt wordt door de afstoting tussen geëclipseerde bindingen op naburige koolstofatomen. Dit draagt bij aan de destabilisatie van de molecuul. | | Cycloalkaan | Een alifatische koolwaterstof die een of meer ringen van koolstofatomen bevat. De structuur en stabiliteit van cycloalkanen worden beïnvloed door hoekspanning en torsiespanning. | | Stoelvorm | De meest stabiele conformatie van cyclohexaan, waarbij alle koolstof-koolstofbindingen geschrankt zijn en de valentiehoeken bijna ideaal zijn, wat resulteert in minimale spanning. | | Axiale bindingen | Bindingen in de stoelvorm van cyclohexaan die loodrecht op het vlak van de ring staan, afwisselend naar boven en naar beneden gericht. | | Equatoriale bindingen | Bindingen in de stoelvorm van cyclohexaan die nagenoeg in het vlak van de ring liggen. | | Stereo-isomerie | Isomerie die optreedt wanneer moleculen dezelfde constitutionele formule hebben, maar verschillen in de driedimensionale rangschikking van hun atomen. | | Stereogeen centrum | Een atoom in een molecuul, meestal een koolstofatoom, dat gebonden is aan vier verschillende substituenten en daardoor aanleiding geeft tot het ontstaan van stereo-isomeren. | | Chiraal | Een molecuul of object dat niet samenvallend is met zijn spiegelbeeld. Chirale moleculen komen voor als enantiomeer paren. | | Enantiomeren | Stereo-isomeren die elkaars niet-overlapbare spiegelbeeld zijn. Ze hebben identieke fysische eigenschappen, behalve hun interactie met gepolariseerd licht. | | Diastereomeren | Stereo-isomeren die geen enantiomeren zijn. Ze ontstaan wanneer een molecuul twee of meer stereogene centra heeft en de substituenten niet als spiegelbeeld ten opzichte van elkaar staan. | | Optische activiteit | Het vermogen van een chiraal molecuul om de polarisatierichting van gepolariseerd licht te roteren. | | Fisherprojectie | Een tweedimensionale weergave van de driedimensionale structuur van een molecuul, vooral nuttig voor het weergeven van stereo-isomeren van verbindingen met één stereogeen centrum. Horizontale lijnen wijzen naar de waarnemer toe, verticale lijnen wijzen van de waarnemer af. | | R,S-nomenclatuur | Een systeem voor het toekennen van absolute configuraties aan stereogene centra in moleculen, gebaseerd op de prioriteit van de substituenten. R staat voor "rectus" (rechts) en S voor "sinister" (links). | | Meso-verbinding | Een achirale verbinding die stereogene centra bevat, maar toch een interne spiegeling heeft waardoor het molecuul als geheel niet chiraal is. | | Racemaat | Een equimolair mengsel van twee enantiomeren van een verbinding. | | Stereoselectiviteit | Het verschijnsel waarbij een reactie een voorkeur heeft voor de vorming van één stereo-isomeer boven de andere. Dit is cruciaal in biologische systemen waar enzymen vaak stereoselectief zijn. |

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

| Term | Definition | |------|------------| | Term | Definitie | | Elektrolyt | Een stof die, wanneer opgelost in water, ionen vormt die de oplossing geleidend maken. Deze ionen zijn in staat om elektrische stroom te transporteren. | | Niet-elektrolyt | Een stof die, wanneer opgelost in water, geen ionen vormt en daardoor geen geleidende oplossing produceert. De opgeloste deeltjes blijven neutraal. | | Hydratatie | Het proces waarbij ionen of moleculen in een oplossing worden omgeven door watermoleculen. Dit gebeurt wanneer een stof oplost in water, waarbij de watermoleculen interactie aangaan met de opgeloste deeltjes. | | Hydratatiesfeer | De laag van watermoleculen die een opgelost ion of molecuul omringt in een waterige oplossing. Deze moleculen worden aangetrokken tot de geladen deeltjes of polaire delen van de opgeloste stof. | | Waterige oplossing | Een oplossing waarbij water het oplosmiddel is. In deze oplossingen kunnen verschillende stoffen, zoals zouten of suikers, worden opgelost om homogene mengsels te vormen. | | Concentratie | Een maat voor de hoeveelheid opgeloste stof in een gegeven hoeveelheid oplosmiddel of oplossing. Vaak uitgedrukt in mol per liter (M) of andere eenheden. | | Verdunning | Het proces waarbij de concentratie van een oplossing wordt verlaagd door het toevoegen van meer oplosmiddel. Hierbij blijft de totale hoeveelheid opgeloste stof constant. | | Molaire concentratie ($M$) | De concentratie van een oplossing uitgedrukt in het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. Dit is een veelgebruikte eenheid in de chemie. | | Niet-ideale gassen | Gassen die niet perfect voldoen aan de ideale gaswet onder alle omstandigheden, vanwege de eindige grootte van de deeltjes en de intermoleculaire aantrekkingskrachten tussen deze deeltjes. | | Ideale gaswet | Een theoretische wet die het gedrag van ideale gassen beschrijft, waarbij wordt aangenomen dat gasdeeltjes puntmassa's zijn zonder intermoleculaire krachten en met een verwaarloosbaar eigen volume. | | Molaire volume | Het volume dat door één mol van een stof wordt ingenomen bij een bepaalde temperatuur en druk. Voor ideale gassen bij standaardomstandigheden (STP) is dit 22,414 L. | | Van der Waalsvergelijking | Een vergelijking die het gedrag van niet-ideale gassen beter beschrijft dan de ideale gaswet, door correcties toe te voegen voor de intermoleculaire aantrekkingskrachten en het eigen volume van de gasdeeltjes. De vergelijking luidt: $P + \frac{an^2}{V^2} \cdot (V - nb) = nRT$. | | Intermoleculaire aantrekkingskrachten | Krachten die werken tussen moleculen. Bij niet-ideale gassen worden deze krachten in rekening gebracht in de Van der Waalsvergelijking met de term $\frac{an^2}{V^2}$, wat leidt tot een lagere gemeten druk dan voorspeld door de ideale gaswet. | | Eindige grootte van deeltjes | Het feit dat gasdeeltjes zelf een bepaald volume innemen, in tegenstelling tot de aanname van puntmassa's in de ideale gaswet. Dit wordt in de Van der Waalsvergelijking gecorrigeerd met de term $nb$, wat leidt tot een groter gemeten volume dan voorspeld door de ideale gaswet. | | Van der Waals constanten | Empirische constanten ($a$ en $b$) die specifiek zijn voor elk gas en worden gebruikt in de Van der Waalsvergelijking. De constante $a$ corrigeert voor intermoleculaire aantrekkingskrachten, terwijl constante $b$ corrigeert voor het eigen volume van de gasdeeltjes. | | Dimensionale analysemethode | Een methode om een hoeveelheid in de ene eenheid om te zetten naar een equivalente hoeveelheid in een andere eenheid door te vermenigvuldigen met een conversiefactor. Hierbij worden eenheden behandeld als getallen die vermenigvuldigd en gedeeld kunnen worden. | | Conversiefactor | De relatie of het verband tussen twee verschillende eenheden, die gebruikt wordt om een hoeveelheid van de ene eenheid naar de andere om te rekenen. Het is een breuk die gelijk is aan één, waarbij de teller en de noemer equivalente waarden in verschillende eenheden vertegenwoordigen. | | Eenheden omzetten | Het proces waarbij een meetwaarde wordt uitgedrukt in een andere eenheid van dezelfde grootheid, bijvoorbeeld het omrekenen van kilometers naar mijlen of van liters naar gallons. Dit is essentieel voor wetenschappelijke berekeningen waarbij verschillende eenheden voorkomen. | | Hoeveelheid in originele eenheid | De oorspronkelijke waarde van een meetbare grootheid, uitgedrukt in de oorspronkelijke eenheid waarin deze is gemeten of gegeven. Deze hoeveelheid wordt vervolgens vermenigvuldigd met een conversiefactor om de waarde in een nieuwe eenheid te verkrijgen. | | Equivalente hoeveelheid in andere eenheid | De waarde van een meetbare grootheid nadat deze is omgerekend van de originele eenheid naar een andere, gerelateerde eenheid. Deze waarde is numeriek anders, maar vertegenwoordigt dezelfde fysieke hoeveelheid. | | Element | Een fundamentele stof die via chemische middelen niet verder kan worden opgedeeld of omgezet in iets eenvoudigers. | | Atoomkern | Het centrale, positief geladen deel van een atoom, bestaande uit protonen en neutronen. | | Atoomnummer (Z) | Het aantal protonen in de kern van een atoom, wat uniek is voor elk element en ook gelijk is aan het aantal elektronen rond de kern. | | Massagetal (A) | Het totale aantal protonen en neutronen in de kern van een atoom. Het wordt berekend als $A = Z + N$, waarbij $Z$ het atoomnummer is en $N$ het aantal neutronen. | | Isotopen | Atomen van hetzelfde element die hetzelfde aantal protonen hebben (dus hetzelfde atoomnummer $Z$), maar een verschillend aantal neutronen en daardoor een verschillend massagetal $A$. | | Atomaire massa-eenheid (amu) of Dalton (Da) | Een standaardeenheid voor massa op atomair niveau, gedefinieerd als 1/12 van de massa van een koolstof-12 ($^{12}$C) atoom. Het is ongeveer gelijk aan $1,66052 \times 10^{-24}$ gram. | | Gemiddelde atoommassa (of atomaire massa) | Het gewogen gemiddelde van de atoommassa's van alle natuurlijk voorkomende isotopen van een element, rekening houdend met hun natuurlijke abundantie. Dit is de waarde die meestal in het periodiek systeem wordt vermeld. | | Partiële druk ($P_i$) | De individuele druk die een specifiek gas in een mengsel uitoefent, alsof het gas alleen in de container aanwezig zou zijn bij dezelfde temperatuur en volume. De som van de partiële drukken van alle componenten in een gasmengsel is gelijk aan de totale druk van het mengsel. | | Wet van Dalton (Wet van de partieeldrukken) | Stelt dat de totale druk die wordt uitgeoefend door een mengsel van gassen in een container bij constant volume en temperatuur gelijk is aan de som van de drukken die elk individueel gas zou uitoefenen als het alleen in de container aanwezig zou zijn. De formule hiervoor is $P_{\text{totaal}} = P_1 + P_2 + P_3 + \dots$. | | Totale druk ($P_{\text{totaal}}$) | De gecombineerde druk van alle gassen in een mengsel, gemeten bij een constant volume en temperatuur. Volgens de wet van Dalton is dit de som van de individuele partiële drukken van elk gascomponent in het mengsel. | | Molfractie ($X_i$) | De verhouding van het aantal mol van een specifieke component in een gasmengsel tot het totale aantal mol van alle componenten in het mengsel. Het wordt berekend als $X_i = \frac{n_i}{n_{\text{totaal}}}$. | | Relatie tussen partiële druk en molfractie | De partiële druk van een individueel gas in een mengsel kan worden berekend door de molfractie van dat gas te vermenigvuldigen met de totale druk van het mengsel. De formule hiervoor is $P_i = X_i \cdot P_{\text{totaal}}$. | | Temperatuur | Een maat voor de mate van warmte of koude van een object of omgeving, die bepaalt in welke richting warmte spontaan stroomt. In het dagelijks leven wordt dit vaak uitgedrukt in graden Celsius (°C), terwijl in wetenschappelijke contexten de SI-eenheid Kelvin (K) wordt gebruikt. | | Kelvin (K) | De SI-eenheid voor temperatuur. Een interval van 1 K is gelijk aan een interval van 1 °C. De schaal begint bij het absolute nulpunt, wat overeenkomt met -273,15 °C. | | Celsius (°C) | Een temperatuurschaal waarbij het vriespunt van water op 0°C en het kookpunt op 100°C ligt bij standaard atmosferische druk. De schaal is 1/100 van het interval tussen het vriespunt en kookpunt van water. | | Fahrenheit (°F) | Een temperatuurschaal die veel wordt gebruikt in de Verenigde Staten. De omrekeningsformule van Celsius naar Fahrenheit is $T (°F) = \frac{9}{5} T (°C) + 32$. | | Absolute nulpunt | De laagst mogelijke temperatuur die theoretisch bereikt kan worden, waarbij deeltjes geen kinetische energie meer bezitten. Dit punt ligt op 0 K of -273,15 °C. | | Temperatuurschaal | Een systeem voor het meten en uitdrukken van temperatuur, zoals Celsius, Kelvin of Fahrenheit, elk met hun eigen referentiepunten en intervallen. | | Conversie van eenheden | Het proces van het omzetten van een meting van de ene eenheid naar de andere, waarbij de numerieke waarde verandert, maar de fysieke hoeveelheid hetzelfde blijft. Dit is essentieel in de chemie om resultaten te kunnen vergelijken en berekeningen uit te voeren. | | Massa | De hoeveelheid materie in een object, meestal uitgedrukt in kilogram (kg) of pond (lb). Bij conversies is het belangrijk om de juiste omrekeningsfactor te gebruiken, zoals 1 pond = 0,454 kg. | | Volume | De hoeveelheid ruimte die een stof inneemt, vaak gemeten in liters (L) of gallons (gal). Bij chemische berekeningen is het omzetten van volume-eenheden cruciaal, bijvoorbeeld 1 gal = 3,78 L. | | Dikte | De maat van hoe dik iets is, uitgedrukt in een lengte-eenheid zoals nanometers (nm). Bij het berekenen van de oppervlakte van een olievlek wordt de dikte van de olielaag gebruikt. | | Afstand | De lengte tussen twee punten, gemeten in kilometers (km) of mijlen (mijl). In chemische en fysische contexten is het omzetten van afstanden, zoals 1 mijl = 1,609 km, vaak noodzakelijk. | | Snelheid | De mate waarin een object van positie verandert, uitgedrukt als afstand per tijdseenheid, zoals kilometer per uur (km/u) of mijl per uur (mijl/u). Het berekenen van snelheid vereist conversies van zowel afstand als tijd. | | Energie | Het vermogen om arbeid te verrichten, gemeten in Joules (J) of calorieën (cal). Bij chemische reacties, zoals de verbranding van waterstofgas, wordt de vrijgekomen energie vaak uitgedrukt in kilojoules (kJ) of kilocalorieën (kcal). | | Warmte | Energie die wordt overgedragen tussen systemen als gevolg van een temperatuurverschil. De hoeveelheid warmte die nodig is om de temperatuur van een bepaalde massa water te verhogen, is een veelvoorkomende berekening. | | Omrekeningsfactor | Een verhouding die wordt gebruikt om een meting van de ene eenheid naar de andere om te zetten. Deze factoren zijn gebaseerd op de definitie van de eenheden en zijn essentieel voor nauwkeurige berekeningen. | | Stoichiometrie | De studie van de kwantitatieve relaties tussen reagentia en producten in chemische reacties, gebaseerd op de wetten van behoud van massa en de wet van constante samenstelling. Het maakt berekeningen mogelijk van de hoeveelheden stoffen die bij een reactie betrokken zijn. | | Limiterend reagens | Het reagens dat volledig wordt verbruikt in een chemische reactie en daardoor de hoeveelheid product bepaalt die gevormd kan worden. Zodra het limiterende reagens op is, stopt de reactie. | | Gebalanceerde reactievergelijking | Een chemische vergelijking waarin het aantal atomen van elk element aan beide zijden van de pijl gelijk is, wat het principe van behoud van massa weerspiegelt. Dit is essentieel voor het uitvoeren van stoichiometrische berekeningen. | | Mol | De SI-eenheid voor de hoeveelheid stof. Eén mol bevat $6,022 \times 10^{23}$ deeltjes (zoals atomen, moleculen of ionen), bekend als het getal van Avogadro. Het wordt gebruikt om de hoeveelheid stof in chemische berekeningen uit te drukken. | | Molmassa (MM) | De massa van één mol van een stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol). De molmassa wordt berekend door de atoommassa's van alle atomen in een molecuul op te tellen. | | Theoretische opbrengst | De maximale hoeveelheid product die kan worden gevormd uit een gegeven hoeveelheid reagentia, berekend op basis van de stoichiometrie van de reactie. Dit is de opbrengst die wordt verkregen als de reactie volledig en zonder verlies verloopt. | | Werkelijke opbrengst | De hoeveelheid product die daadwerkelijk wordt verkregen na het uitvoeren van een chemische reactie in een laboratorium. Deze is vaak lager dan de theoretische opbrengst door factoren zoals onvolledige reacties of bijproductvorming. | | Ideaal gas | Een gas dat de gaswetten exact volgt, waarbij de fysische eigenschappen zoals druk, temperatuur, volume en aantal mol specifieke verbanden met elkaar hebben. | | Wet van Charles (of Wet van Gay-Lussac) | Stelt dat het volume van een constante hoeveelheid ideaal gas, bij een constante druk, rechtevenredig is met de absolute temperatuur (uitgedrukt in Kelvin). Dit kan wiskundig worden weergegeven als $V \infty T$ of $\frac{V}{T}$ = constante, wanneer $n$ en $P$ constant zijn. | | Rechtevenredig | Een relatie tussen twee variabelen waarbij de ene variabele toeneemt of afneemt met dezelfde factor als de andere variabele. Als de ene variabele verdubbelt, verdubbelt de andere ook. | | Volume ($V$) | De ruimte die een gas inneemt, gemeten in kubieke meters ($m^3$) of liters ($L$). Het volume van een gas kan veranderen afhankelijk van de druk en temperatuur. | | Temperatuur ($T$) | Een maat voor de gemiddelde kinetische energie van de deeltjes in een gas. Voor gaswetten wordt de temperatuur altijd uitgedrukt in Kelvin ($K$). | | Partiële druk | De partiële druk van een gas in een mengsel is de druk die dat specifieke gas zou uitoefenen als het alleen in hetzelfde volume en bij dezelfde temperatuur aanwezig zou zijn. Dit concept is cruciaal voor het begrijpen van gasmengsels. | | Wet van Dalton | De wet van Dalton stelt dat de totale druk van een gasmengsel gelijk is aan de som van de partiële drukken van de individuele gassen die het mengsel vormen. Dit betekent dat de gassen in het mengsel elkaar niet beïnvloeden qua druk. | | Molaire massa | De molaire massa van een stof is de massa van één mol van die stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol). Het is een fundamentele eigenschap die wordt gebruikt om de hoeveelheid stof te relateren aan zijn massa. | | Molaire concentratie | De molaire concentratie, ook wel molariteit genoemd, is een maat voor de concentratie van een opgeloste stof in een oplossing. Het wordt gedefinieerd als het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing, uitgedrukt in mol/L of M. | | Constante volume | Een situatie waarbij het volume van het systeem waarin een gas zich bevindt, niet verandert tijdens een proces. Dit impliceert dat veranderingen in druk en temperatuur direct gerelateerd zijn volgens de gaswetten. | | Constante druk | Een proces waarbij de druk van het gas gedurende de reactie of verandering gelijk blijft. In dit geval zijn volume en temperatuur direct evenredig met elkaar. | | Dichtheid | De dichtheid van een object is gedefinieerd als de massa van dat object gedeeld door zijn volume. De standaardeenheid voor dichtheid in het SI-systeem is kilogram per kubieke meter ($kg/m^3$). | | Afgeleide eenheid | Een eenheid die is afgeleid van de basiseenheden van een stelsel, zoals de dichtheid die is afgeleid van massa en volume. | | Temperatuursafhankelijkheid | Het fenomeen waarbij de dichtheid van een stof verandert als gevolg van temperatuurvariaties, omdat de meeste stoffen van volume veranderen bij opwarming of afkoeling. | | Relatieve dichtheid (specifieke zwaartekracht) | De verhouding tussen de dichtheid van een stof en de dichtheid van water bij een gespecificeerde temperatuur. Dit geeft aan hoe dicht een stof is ten opzichte van water. | | Atoom | De kleinste eenheid van een chemisch element die nog steeds de eigenschappen van dat element bezit. Atomen bestaan uit een kern met protonen en neutronen, omringd door elektronen. | | Atoommassa | De massa van een atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (amu). Dit is een relatieve maat die wordt gebruikt om de massa van atomen te vergelijken. | | Gemiddelde atoommassa | Het gewogen gemiddelde van de atoommassa's van alle isotopen van een element, rekening houdend met hun natuurlijke abundantie. Dit is de waarde die meestal in periodieke tabellen wordt vermeld. | | Isotoop | Een atoom van een element dat een ander aantal neutronen in de kern heeft dan de meest voorkomende vorm van dat element. Isotopen van hetzelfde element hebben hetzelfde aantal protonen, maar verschillende massagetallen. | | Natuurlijke abundantie | Het percentage van een bepaald isotoop dat van nature voorkomt in een monster van een element. Dit percentage wordt gebruikt bij het berekenen van de gemiddelde atoommassa. | | Elektronen | Negatief geladen subatomaire deeltjes die rond de atoomkern cirkelen. De massa van elektronen is verwaarloosbaar klein in vergelijking met die van protonen en neutronen. | | Atomaire massa-eenheid (amu) | Een standaardeenheid voor het uitdrukken van de massa van atomen en moleculen. Eén amu is ongeveer gelijk aan $1,66052 \times 10^{-24}$ gram. | | Getal van Avogadro ($N_A$) | De constante die het aantal deeltjes (atomen, moleculen, ionen, etc.) in één mol van een stof vertegenwoordigt. De waarde is $6,02214076 \times 10^{23}$ deeltjes per mol. | | Stofhoeveelheid ($n$) | Een fysische grootheid die de hoeveelheid materie in een monster aangeeft, gemeten in mol. Het kan worden berekend met de formule $n = \frac{m}{MM}$, waarbij $m$ de massa is en $MM$ de molaire massa. | | Reactievergelijking | Een symbolische weergave van een chemische reactie, waarbij de reagentia aan de linkerkant en de reactieproducten aan de rechterkant van een reactiepijl staan. | | Reagentia | De chemische stoffen die aan het begin van een chemische reactie staan en die met elkaar reageren om nieuwe stoffen te vormen. | | Reactieproducten | De chemische stoffen die ontstaan als gevolg van een chemische reactie, weergegeven aan de rechterkant van de reactiepijl. | | Wet van behoud van massa | Een fundamenteel principe in de chemie dat stelt dat de totale massa van de reagentia gelijk is aan de totale massa van de reactieproducten in een gesloten systeem; massa wordt niet gecreëerd of vernietigd tijdens een chemische reactie. | | Coëfficiënt (in reactievergelijking) | Een getal dat voor een chemische formule in een reactievergelijking wordt geplaatst om het aantal formule-eenheden van die stof aan te geven dat nodig is om de reactie te balanceren. | | Aggregatietoestand | De fysieke fase waarin een chemische verbinding zich bevindt, aangegeven met symbolen zoals (s) voor vast, (l) voor vloeistof, (g) voor gas, en (aq) voor een waterige oplossing. | | Katalysator | Een stof die de snelheid van een chemische reactie verhoogt zonder zelf verbruikt te worden; de aanwezigheid ervan wordt aangegeven boven de reactiepijl. | | Stoichiometrische berekeningen | Berekeningen die worden uitgevoerd om de hoeveelheden (in mol of massa) van reagentia en producten in een chemische reactie om te zetten, gebaseerd op de molverhoudingen in de gebalanceerde reactievergelijking. | | Opbrengst | De hoeveelheid product die daadwerkelijk wordt verkregen in een chemische reactie, vaak vergeleken met de theoretisch berekende hoeveelheid. | | Molariteit (M) | De concentratie van een oplossing uitgedrukt in het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. De formule is $M = \frac{n}{V}$, waarbij $n$ het aantal mol is en $V$ het volume in liters. | | Mol (n) | De basiseenheid voor het meten van de hoeveelheid stof in de chemie. Stoichiometrische berekeningen zijn altijd gebaseerd op het aantal mol. | | Volume van de oplossing (V) | Het totale volume dat de oplossing inneemt, inclusief zowel de opgeloste stof als het oplosmiddel. Dit is het relevante volume voor molariteitsberekeningen, niet het oorspronkelijke volume van het oplosmiddel. | | Molariteitsvergelijking bij verdunning | Een formule die de relatie tussen de initiële en uiteindelijke concentratie en volumes bij een verdunning beschrijft: $M_1V_1 = M_2V_2$ of $c_1V_1 = c_2V_2$. | | Universele gasconstante ($R$) | Een fysische constante die in de ideale gaswet wordt gebruikt en een gelijke waarde heeft voor alle gassen. De waarde is afhankelijk van de gebruikte eenheden voor druk, volume en temperatuur. | | Standaard Temperatuur en Druk (STP) | Een reeks gestandaardiseerde omstandigheden waaronder metingen van gassen worden vergeleken. Typisch gedefinieerd als een druk van 1 atm en een temperatuur van 0 °C (273,15 K). | | Dichtheid van een gas ($\rho_{gas}$) | De massa van een gas per volume-eenheid, meestal uitgedrukt in gram per liter (g/L). De dichtheid van een gas is afhankelijk van zijn molaire massa, druk en temperatuur. | | Molariteit | Molariteit (M) is een maat voor de concentratie van een oplossing, gedefinieerd als het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing. Het wordt berekend met de formule $M = \frac{\text{mol opgeloste stof}}{\text{liter oplossing}}$. | | Reactiestoichiometrie | Reactiestoichiometrie is de studie van de kwantitatieve relaties tussen reagentia en producten in chemische reacties, gebaseerd op de wetten van behoud van massa en energie. Het maakt het mogelijk om de hoeveelheden van stoffen die betrokken zijn bij een reactie te berekenen. | | Homogeen mengsel | Een homogeen mengsel is een mengsel waarin de samenstelling uniform is door het gehele volume. Gassen vormen altijd homogene mengsels omdat hun deeltjes ver uit elkaar staan en weinig interactie hebben, waardoor ze zich volledig vermengen. | | Samendrukbaarheid | Samendrukbaarheid is de eigenschap van een stof om in volume af te nemen onder invloed van druk. Gassen zijn zeer samendrukbaar omdat ze grotendeels uit lege ruimte bestaan, terwijl vaste stoffen en vloeistoffen een quasi vast volume hebben. | | Druk (P) | Druk is de kracht die per oppervlakte-eenheid wordt uitgeoefend. Bij gassen ontstaat druk door de botsingen van gasdeeltjes met de wanden van de container. De eenheid van druk is Pascal (Pa), gedefinieerd als $1 \, \text{Pa} = 1 \, \frac{\text{N}}{\text{m}^2}$. | | Atmosfeerdruk | Atmosfeerdruk is de druk die wordt uitgeoefend door de massa lucht in de atmosfeer op het aardoppervlak. Deze druk is het gevolg van de zwaartekracht die op de luchtmoleculen werkt en wordt gemeten met instrumenten zoals barometers. | | Millimeter kwik (mm Hg) | Millimeter kwik (mm Hg) is een eenheid voor druk, oorspronkelijk gebaseerd op de hoogte van een kwikkolom in een barometer. 760 mm Hg is gelijk aan de standaard atmosfeerdruk op zeeniveau. | | Torr | Torr is een eenheid voor druk die gelijk is aan millimeter kwik (mm Hg). 1 Torr is dus gelijk aan 1 mm Hg en wordt vaak gebruikt in vacuümmetingen. | | Atmosfeer (atm) | Atmosfeer (atm) is een standaardeenheid voor druk die ongeveer gelijk is aan de gemiddelde atmosfeerdruk op zeeniveau. 1 atm is gedefinieerd als 760 mmHg of 101325 Pa. | | Bar | Bar is een eenheid voor druk die gelijk is aan 100.000 Pascal. Het is een veelgebruikte eenheid in meteorologie en technische toepassingen. 1 bar is iets minder dan 1 atm. | | Manometer | Een manometer is een instrument dat wordt gebruikt om de druk van een gas in een container te meten. Het werkt door het drukverschil te meten tussen het gas en de omgevingsdruk, vaak met behulp van een kwikkolom. | | Chemische binding | Een kracht die atomen aan elkaar bindt om moleculen of verbindingen te vormen, voornamelijk door interacties tussen elektronen. | | Covalente binding | Een chemische binding die ontstaat wanneer twee atomen elektronen met elkaar delen, waardoor een stabiele moleculaire structuur ontstaat. | | Gedeeld elektronenpaar | Twee elektronen die door twee atomen worden gedeeld om een covalente binding te vormen, waardoor beide atomen een stabielere elektronenconfiguratie bereiken. | | Molecule | Een neutrale groep van twee of meer atomen die door covalente bindingen aan elkaar zijn gebonden en die de kleinste eenheid van een chemische verbinding vormen. | | Chemische formule | Een notatie die de chemische samenstelling van een stof weergeeft door middel van symbolen voor elementen en cijfers om de verhouding van de atomen aan te geven. | | Structuurformule | Een grafische weergave van de moleculaire structuur die de rangschikking van atomen en de bindingen daartussen toont. | | Ball-and-stick model | Een moleculair model dat atomen voorstelt als bollen en covalente bindingen als stokken die de bollen verbinden, om de structuur en hoeken te visualiseren. | | Space-filling model | Een moleculair model dat de globale vorm van een molecuul weergeeft door de relatieve grootte van atomen en hun ruimtelijke arrangement te tonen, zonder expliciet de bindingen te visualiseren. | | Ionische binding | Een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen tegengesteld geladen ionen, gevormd door de overdracht van elektronen van een metaal naar een niet-metaal. | | Overdracht van elektronen | Het proces waarbij een atoom één of meer elektronen afstaat aan een ander atoom, wat leidt tot de vorming van ionen en een ionische binding. | | Kation | Een positief geladen ion dat ontstaat wanneer een neutraal atoom elektronen afstaat. | | Anion | Een negatief geladen ion dat ontstaat wanneer een neutraal atoom elektronen opneemt. | | Eigenlijke opbrengst | De gemeten hoeveelheid reactieproduct die na de voltooiing van een chemische reactie wordt verkregen. Dit is de werkelijke hoeveelheid product die wordt geïsoleerd. | | Procentuele opbrengst | De verhouding van de eigenlijke opbrengst tot de theoretische opbrengst, uitgedrukt als een percentage. Het geeft aan hoe efficiënt een reactie is verlopen. De formule is: `% opbrengst = (eigenlijke opbrengst / theoretische opbrengst) * 100%`. | | Reagens in overmaat | Een reagens dat in een chemische reactie in een grotere hoeveelheid aanwezig is dan nodig is om volledig te reageren met het limiterende reagens. Een deel van dit reagens blijft na de reactie over. | | Molmassa | De massa van één mol van een stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol). Het is de som van de atoommassa's van alle atomen in een molecuul of formule-eenheid. | | Fysische grootheid | Een eigenschap die beschreven wordt aan de hand van een meting. De waarde van een grootheid wordt steeds gegeven door een getalwaarde met zijn eenheid. | | Lengte | De afstand tussen twee punten. De definitie van 1 meter is de afstand die het licht aflegt in vacuüm gedurende 1/299.792.458 seconde. | | Kinetische energie | De energie die een object bezit vanwege zijn beweging. Het wordt berekend met de formule $E_k = \frac{1}{2}mv^2$. | | Potentiële energie | De in een systeem opgeslagen energie, die kan worden omgezet in kinetische energie. Voorbeelden zijn gravitatie-energie ($E_p = mgh$) en elektrostatische potentiële energie. |

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

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

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

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

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

| Term | Definition | |------|------------| | Radikaal | Een molecuul of atoom dat een ongepaard elektron bezit, wat het zeer reactief maakt. Radikalen ontstaan vaak door homolytische splitsing van een covalente binding. | | Homolytische splitsing | Een chemische reactie waarbij een covalente binding breekt, waarbij elk van de twee atomen die de binding vormden een van de twee elektronen van het oorspronkelijke elektronenpaar behoudt, wat resulteert in de vorming van twee radikalen. | | Thermolyse | Een chemische reactie die wordt geïnitieerd door warmte, waarbij moleculen worden afgebroken tot kleinere fragmenten, vaak inclusief radikalen. | | Octet-configuratie | De neiging van atomen, met name in de tweede periode, om acht valentie-elektronen te bezitten om zo een stabiele elektronenschil te bereiken, vergelijkbaar met edelgassen. | | Covalente binding | Een chemische binding die wordt gevormd door het delen van elektronenparen tussen twee atomen, waardoor een stabiele moleculaire structuur ontstaat. | | Alkanen | Verzadigde koolwaterstoffen die alleen enkele bindingen tussen koolstofatomen bevatten. Ze zijn over het algemeen weinig reactief. | | Paraffinen | Een oude naam voor alkanen, afgeleid van het Latijnse 'parum affinis', wat 'weinig affiniteit' betekent, verwijzend naar hun lage reactiviteit. | | Ultraviolet (UV) licht | Elektromagnetische straling met een golflengte korter dan zichtbaar licht, die voldoende energie kan leveren om chemische bindingen te breken en reacties, zoals de vorming van radikalen, te initiëren. | | Exotherme reactie | Een chemische reactie waarbij energie wordt vrijgegeven aan de omgeving, meestal in de vorm van warmte, wat leidt tot een daling van de temperatuur van het reactiesysteem. | | Ketenmechanisme | Een reactiemechanisme waarbij een reactieve intermediair, zoals een radikaal, een reeks cyclische reacties initieert die eindigen met de regeneratie van de intermediair, wat leidt tot de omzetting van grote hoeveelheden reagentia. | | Initiatiestap | De eerste stap in een ketenreactie, waarbij de initiële reactieve intermediair wordt gevormd, bijvoorbeeld door de splitsing van een molecuul door licht of warmte. | | Propagatiestap | De stappen in een ketenreactie waarbij de reactieve intermediair reageert met een substraat om een product te vormen en een nieuwe intermediair te regenereren, waardoor de kettingreactie wordt voortgezet. | | Substitutiereactie | Een chemische reactie waarbij een atoom of groep in een molecuul wordt vervangen door een ander atoom of groep. | | Concentratie | De hoeveelheid van een stof in een bepaald volume of massa, uitgedrukt in eenheden zoals mol per liter. | | Terminatiestap | De laatste stap in een ketenreactie, waarbij de reactieve intermediair wordt verbruikt zonder regeneratie, wat leidt tot het einde van de kettingreactie. | | Polychloorderivaten | Organische verbindingen die meerdere chlooratomen bevatten die aan een koolstofskelet zijn gebonden. | | Alkylhalogeniden | Organische verbindingen die een alkylgroep en een halogeenatoom bevatten, verbonden door een covalente binding. | | Onverzadigdheid | De aanwezigheid van dubbele of drievoudige bindingen tussen koolstofatomen in een organische verbinding, wat deze chemisch reactiever maakt dan verzadigde verbindingen. | | Polymerisatie | Een chemisch proces waarbij kleine moleculen, monomeren genaamd, zich herhaaldelijk aan elkaar binden om lange ketens of netwerken, polymeren genaamd, te vormen. | | Moleculaire gewichten | De som van de atoommassa's van alle atomen in een molecuul, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (u). | | Carbokation | Een positief geladen ion dat een koolstofatoom met een positieve lading en een orbitaal dat een elektron mist bevat. | | Delokalisatie | De spreiding van elektronendichtheid over meerdere atomen of bindingen in een molecuul, wat leidt tot stabilisatie van het molecuul of de intermediair. | | Resonantie | Een concept in de chemie dat de stabilisatie van een molecuul of ion beschrijft door de delokalisatie van elektronen over meerdere atomen, weergegeven door meerdere Lewis-structuren die in werkelijkheid één enkele structuur vertegenwoordigen. | | Nucleofiel | Een chemische soort die een elektron paar kan doneren om een covalente binding te vormen. Nucleofielen reageren vaak met elektrofile centra. | | Elektrofilen | Een chemische soort die een elektron paar kan accepteren om een covalente binding te vormen. Elektrofilen reageren vaak met nucleofiele centra. | | Polarisatie | Een scheiding van elektrische lading binnen een molecuul, waardoor een gedeeltelijk positieve en een gedeeltelijk negatieve pool ontstaan. | | Carbonylgroep | Een functionele groep bestaande uit een koolstofatoom dat dubbel gebonden is aan een zuurstofatoom (C=O). Het is een kenmerk van aldehyden, ketonen, carbonzuren en hun derivaten. | | Additiereactie | Een chemische reactie waarbij twee of meer moleculen zich combineren tot een groter molecuul, vaak door toevoeging aan een dubbele of drievoudige binding. | | Geminaal diol (gem-diol) | Een molecuul waarin twee hydroxylgroepen (-OH) aan hetzelfde koolstofatoom zijn gebonden. | | Vicinaal diol (vic-diol) | Een molecuul waarin twee hydroxylgroepen (-OH) aan twee aangrenzende koolstofatomen zijn gebonden. | | Evenwichtsconstante (K) | Een maat voor de relatieve concentraties van producten en reactanten in een chemisch evenwicht. Een K > 1 geeft aan dat het evenwicht aan de productzijde ligt. | | Elektronduwende groepen (+I) | Chemische groepen die elektronendichtheid naar een ander deel van een molecuul verplaatsen, wat de positieve polarisatie op een naburig atoom kan verminderen. | | Katalysator | Een stof die de snelheid van een chemische reactie verhoogt zonder zelf verbruikt te worden in het proces. | | Zuur katalyse | Het gebruik van een zuur om de reactiesnelheid te verhogen, vaak door de polarisatie van een functionele groep te vergroten. | | Basische katalyse | Het gebruik van een base om de reactiesnelheid te verhogen, vaak door de vorming van een nucleofiele intermediair te bevorderen. | | Hydroxylion (OH-) | Een negatief geladen ion dat bestaat uit een zuurstofatoom en een waterstofatoom. Het is een sterke base en een goed nucleofiel. | | Alcoholaat anion | Een anion dat wordt gevormd wanneer een alcohol een proton verliest. Het is een sterke base. | | Hemiacetaal | Een organische verbinding die wordt gevormd door de reactie van een aldehyde of keton met één equivalent alcohol. Het bevat zowel een hydroxylgroep als een alkoxygroep gebonden aan hetzelfde koolstofatoom. | | Acetaal | Een organische verbinding die wordt gevormd door de reactie van een aldehyde of keton met twee equivalenten alcohol. Het bevat twee alkoxygroepen gebonden aan hetzelfde koolstofatoom. | | Hemiketal | Een organische verbinding die wordt gevormd door de reactie van een keton met één equivalent alcohol. Het bevat zowel een hydroxylgroep als een alkoxygroep gebonden aan hetzelfde koolstofatoom. | | Ketal | Een organische verbinding die wordt gevormd door de reactie van een keton met twee equivalenten alcohol. Het bevat twee alkoxygroepen gebonden aan hetzelfde koolstofatoom. | | Intermoleculair | Een reactie of interactie die plaatsvindt tussen verschillende moleculen. | | Intramoleculair | Een reactie of interactie die plaatsvindt binnen hetzelfde molecuul. | | Cyclisch molecuul | Een molecuul waarin een reeks atomen een gesloten ring vormt. | | Imines | Organische verbindingen die een koolstof-stikstof dubbele binding (C=N) bevatten. Ze worden gevormd door de reactie van aldehyden of ketonen met primaire amines. | | Schiffse Basen | Een synoniem voor imines, vooral wanneer ze worden gevormd uit de reactie van aldehyden of ketonen met primaire amines. | | Tautomerie | Een vorm van isomerie waarbij twee of meer verbindingen in snel evenwicht met elkaar staan, waarbij een atoom of groep (meestal een proton) snel van plaats verandert. | | Keto-enol tautomerie | Het evenwicht tussen een keton (of aldehyde) met een waterstofatoom op de alfa-koolstof en zijn enol-isomeer, dat een dubbele binding en een hydroxylgroep bevat. | | Enolaat anion | Een anion dat wordt gevormd wanneer een alfa-waterstofatoom van een carbonylverbinding wordt verwijderd. Het wordt gestabiliseerd door resonantie. | | Koolstofzuren | Een informele term voor koolstofatomen die voldoende zuur zijn om een proton te doneren, zoals de alfa-koolstofatomen in carbonylverbindingen die enolaten kunnen vormen. | | Aldolcondensatie | Een organische reactie waarbij twee moleculen van een aldehyde of keton, die ten minste één alfa-waterstofatoom bezitten, zich onder invloed van een base combineren om een bèta-hydroxycarbonylverbinding te vormen. | | -hydroxy-aldehyden | Aldehyden met een hydroxylgroep op het bèta-koolstofatoom (het derde koolstofatoom vanaf de carbonylgroep). | | -hydroxy-ketonen | Ketonen met een hydroxylgroep op het bèta-koolstofatoom. | | , onverzadigde aldehyden/ketonen | Aldehyden of ketonen met een dubbele binding tussen het alfa- en bèta-koolstofatoom, naast de carbonylgroep. | | Retro-aldol condensatie | De omgekeerde reactie van een aldolcondensatie, waarbij een bèta-hydroxycarbonylverbinding wordt gesplitst in twee carbonylmoleculen. | | Glycolyse | Het metabole proces waarbij glucose wordt afgebroken tot pyrodruivenzuur, met energieproductie. | | Enamine | Een organische verbinding die een dubbele binding tussen een koolstofatoom en een stikstofatoom bevat, vergelijkbaar met een imine maar met een amine-substituent aan het stikstofatoom. | | Carbonzuur | Een organische verbinding die een carboxylgroep (-COOH) bevat. | | Carboxylaat | Het anion dat wordt gevormd wanneer een carbonzuur een proton verliest. | | Alkaan-carbonzuur | Een naamgevingsmethode voor carbonzuren waarbij het koolstofatoom van de carboxylgroep niet wordt meegeteld in de ketenlengte. | | Alkaanzuur | Een naamgevingsmethode voor carbonzuren waarbij het koolstofatoom van de carboxylgroep wel wordt meegeteld in de ketenlengte. | | Amiden | Organische verbindingen die een carbonylgroep en een aminogroep bevatten die aan hetzelfde koolstofatoom zijn gebonden (-CONR2). | | Esters | Organische verbindingen die worden gevormd door de reactie van een carbonzuur met een alcohol, waarbij de hydroxylgroep van het carbonzuur wordt vervangen door een alkoxygroep (-COOR). | | Thioesters | Organische verbindingen vergelijkbaar met esters, waarbij de zuurstof in de alkoxygroep is vervangen door een zwavelatoom (-COSR). | | Anhydriden | Organische verbindingen die worden gevormd door de condensatie van twee carbonzuurmoleculen met eliminatie van water. Ze hebben de algemene structuur R-CO-O-CO-R. | | Zuurchloriden | Organische verbindingen met de algemene formule R-CO-Cl, waarbij de hydroxylgroep van een carbonzuur is vervangen door een chlooratoom. | | Acylgroep | De groep R-CO-, afgeleid van een carbonzuur. | | Acylering | Een chemische reactie waarbij een acylgroep wordt overgedragen aan een ander molecuul. | | Vetzuren | Carbonzuren met lange, alifatische alkylketens. Ze kunnen verzadigd of onverzadigd zijn. | | Dicarbonzuren | Organische zuren die twee carboxylgroepen bevatten. | | Hydrolyse | Een chemische reactie waarbij een molecuul wordt gesplitst door de toevoeging van water. | | Verzeping (saponificatie) | De hydrolyse van esters in basisch milieu, waarbij een carbonzuurzout en een alcohol worden gevormd. | | Amfifiel | Een molecuul dat zowel hydrofiele (waterminnende) als hydrofobe (waterafstotende) delen bevat. | | Micellen | Aggregaten van amfifiele moleculen in een oplossing, waarbij de hydrofobe delen naar elkaar toe gericht zijn en de hydrofiele delen naar de waterige omgeving. | | Fisher-verestering | Een zuur-gekatalyseerde reactie tussen een carbonzuur en een alcohol om een ester en water te vormen. | | Le Châtelier principe | Een principe dat stelt dat als een systeem in evenwicht wordt blootgesteld aan een verandering in omstandigheden, het systeem zal verschuiven om die verandering tegen te gaan. | | Fosfo-esters | Organische verbindingen waarin een fosfaatgroep via een esterbinding is gekoppeld aan een alcohol. | | Fosfo-anhydriden | Verbindingen waarin twee fosfaatgroepen met elkaar verbonden zijn via een anhydridebinding. Ze spelen een sleutelrol in energietransport in cellen. | | Pyrofosfaat (difosfaat) | Een verbinding die twee orthofosfaatmoleculen bevat die met elkaar zijn verbonden door een zuurstofatoom. | | Trifosfaat | Een verbinding die drie fosfaatgroepen bevat, die met elkaar zijn verbonden via anhydridebindingen. | | Orthofosfaat (mono-fosfaat) | Het anion dat is afgeleid van fosforzuur (H3PO4) door het verlies van drie protonen. | | Fosforylering | Het proces waarbij een fosfaatgroep wordt aangebracht op een molecuul. | | Adenosinedifosfaat (ADP) | Een nucleotide dat een belangrijke rol speelt in het energiemetabolisme, bestaande uit adenosine en twee fosfaatgroepen verbonden door fosfo-anhydridebindingen. | | Adenosinetrifosfaat (ATP) | Een nucleotide die de belangrijkste energiedrager is in cellen. Het bestaat uit adenosine en drie fosfaatgroepen verbonden door fosfo-anhydridebindingen. | | Decarboxylatie | Een chemische reactie waarbij een carboxylgroep wordt verwijderd van een molecuul, meestal in de vorm van koolstofdioxide (CO2). | | -ketocarbonzuur | Een carbonzuur met een carbonylgroep op het bèta-koolstofatoom ten opzichte van de carboxylgroep. | | -hydroxyboterzuur | Een hydroxycarbonzuur met een hydroxylgroep op het gamma-koolstofatoom en een carboxylgroep. | | Lacton | Een cyclische ester die ontstaat door intramoleculaire verestering van een hydroxycarbonzuur. | | -aminozuren | Carbonzuren met een aminogroep op het alfa-koolstofatoom (het koolstofatoom naast de carboxylgroep). Ze zijn de bouwstenen van eiwitten. | | Lactam | Een cyclische amide die ontstaat door intramoleculaire vorming van een amidebinding. | | Peptidebinding | Een amidebinding die de aminozuureenheden in een polypeptide of eiwit verbindt. | | Polypeptide | Een lange keten van aminozuren die met elkaar zijn verbonden door peptidebindingen. | | Eiwit | Een macromolecuul bestaande uit één of meer polypeptideketens, die opgevouwen zijn tot een specifieke driedimensionale structuur en diverse biologische functies uitvoeren. | | Verzeping | Een basische hydrolyse van esters die leidt tot de vorming van een carbonzuurzout en een alcohol. | | Chloroformiaat | Een ester van chloormierenzuur, met de algemene formule Cl-CO-OR. Het bezit zowel een zuurchloride als een ester functionaliteit. | | Alkylcarbamaten | Esters van carbaminezuur (H2NCOOH), met de algemene formule R-NH-CO-OR'. | | Ureïden | Derivaten van ureum die gevormd worden door acylering. | | Barbituraten | Een klasse van sedatieve en hypnotische geneesmiddelen die structureel gerelateerd zijn aan barbituurzuur. | | Ureum | Een diamine van koolzuur (H2N-CO-NH2), een belangrijke afbraakproduct van eiwitmetabolisme. |

# Oxidatie- en reductiereacties in de organische chemie Dit onderwerp behandelt de concepten van oxidatie en reductie in organische moleculen, inclusief hun definities gebaseerd op zuurstof- en elektronenrijkdom, en de striktere definitie via oxidatiegetallen, met specifieke aandacht voor de oxidatie van alcoholen [1](#page=1). ### 1.1 Algemene concepten van oxidatie en reductie Oxidatie en reductie zijn fundamentele transformaties in de organische chemie, die vaak uit meerdere stappen bestaan en soms reeds bekende reactietypes zoals zuur-base reacties, substitutie-, additie- of eliminatiereacties omvatten. Soms worden individuele elektronen getransfereerd [1](#page=1). Een organische molecule wordt als geoxideerd beschouwd wanneer deze "rijker" wordt aan zuurstof, en als gereduceerd wanneer deze "rijker" wordt aan elektronen. Formeel gaan oxidatie en reductie altijd hand in hand: de oxidatie van de ene reactant gaat gepaard met de reductie van een andere reactant. Meestal focust de interesse echter op één van de reactanten, waarbij de transformatie wordt gedefinieerd als oxidatie of reductie afhankelijk van de verandering van het organische substraat [1](#page=1). #### 1.1.1 Definitie via oxidatiegetallen Een striktere definitie van oxidatie en reductie is gebaseerd op de verandering van het oxidatiegetal van de betrokken C-atomen. Per conventie wordt het oxidatiegetal van een C-atoom bepaald door de relatieve elektronegativiteit van de elementen waaraan het gebonden is. Een binding met een meer elektronegatief element verhoogt het oxidatiegetal met +1, terwijl een binding met een minder elektronegatief element (inclusief waterstof) het oxidatiegetal met -1 verlaagt [1](#page=1) [2](#page=2). * **Oxidatie:** De som van de oxidatiegetallen van de betrokken C-atomen stijgt [2](#page=2). * **Reductie:** De som van de oxidatiegetallen van de betrokken C-atomen daalt [2](#page=2). De additie van water aan een alkeen is bijvoorbeeld geen oxidatieproces, omdat er rekening gehouden moet worden met alle C-atomen van het substraat. Het is belangrijk te onthouden dat C-atomen hier geen formele ladingen dragen; de toekenning van oxidatiegetallen is een conventie die specifiek voor dit doel nuttig is [2](#page=2). ### 1.2 Oxidatiereacties van alcoholen Bij de oxidatie van alcoholen worden sterke oxiderende reagentia gebruikt, zoals kaliumpermanganaat ($\text{KMnO}_4$) en chroomtrioxide ($\text{CrO}_3$), dat in situ wordt gevormd uit $\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7$ en $\text{K}_2\text{CrO}_4$ in oplossing (het "Jones" reagens). Het resultaat van de oxidatie hangt af van de substitutiegraad van het alcohol: primair, secundair of tertiair [2](#page=2) [3](#page=3). #### 1.2.1 Oxidatie van primaire alcoholen Primaire alcoholen kunnen geoxideerd worden tot aldehyden. Dit proces kan gezien worden als de onttrekking van een $\text{H}^+$ en een $\text{H}^-$ uit de C-OH binding, wat resulteert in de vorming van $\text{H}_2$. Aldehyden kunnen vervolgens verder geoxideerd worden tot carbonzuren. Om de synthese van aldehyden te bewerkstelligen, kan het vluchtige aldehyde uit het reactiemengsel worden verwijderd door destillatie om verdere oxidatie te voorkomen [3](#page=3) [4](#page=4) [6](#page=6). > **Tip:** Omdat aldehyden vluchtiger zijn dan zowel de uitgangsalcohol als het gevormde carbonzuur, kan destillatie effectief worden ingezet om het aldehyde te isoleren en verdere reactie te minimaliseren [4](#page=4). #### 1.2.2 Oxidatie van secundaire alcoholen Secundaire alcoholen worden door oxidatie omgezet in ketonen. In het geval van isopropanol, dat een secundair alcohol is, evolueert het koolstofatoom met oxidatiegetal 0 naar een oxidatiegetal van +2 in aceton. Het chroomtrioxide-reactieproces in zuur milieu illustreert de stappen [3](#page=3) [4](#page=4): * De eerste stap omvat de vorming van $\text{H}_2\text{CrO}_3$ uit chroomzuur ($\text{CrO}_3$ in zuur waterig milieu), waarbij het oxidatiegetal van chroom van +6 naar +4 gaat [3](#page=3) [4](#page=4). * De tweede stap toont gelijkenis met een $\text{E}_2$-eliminatiereactie [4](#page=4). #### 1.2.3 Oxidatie van tertiaire alcoholen Tertiaire alcoholen kunnen niet geoxideerd worden met de gebruikelijke oxiderende reagentia. Dit komt doordat het koolstofatoom waaraan de hydroxylgroep is gebonden, geen $\text{C-H}$ binding meer bezit die kan worden afgestaan in het oxidatieproces [3](#page=3). #### 1.2.4 Biologische oxidatie van alcoholen In biologische systemen vinden eveneens oxidaties van alcoholen plaats, vaak gekatalyseerd door enzymen. Ethanol wordt in de lever door het enzym alcoholdehydrogenase geoxideerd tot acetaldehyde [4](#page=4). $$ \text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH} \xrightarrow{\text{alcoholdehydrogenase}} \text{CH}_3\text{CHO} $$ De snelheid van deze oxidatie is constant, ongeacht de ethanolconcentratie, wat kan leiden tot intoxicatie wanneer de opname sneller verloopt dan de afbraak. Acetaldehyde wordt vervolgens door aldehyde-dehydrogenase geoxideerd tot acetaat, een bouwsteen voor vetzuren en cholesterol [4](#page=4). Methanol wordt door alcoholdehydrogenase geoxideerd tot formaldehyde, wat toxische effecten heeft, met name op het netvlies, en kan leiden tot permanente blindheid. Formaldehyde wordt verder omgezet in formiaat door aldehyde-dehydrogenase. Formiaat accumuleert in het bloed als mierenzuur, wat kan leiden tot acidosis en een fatale toestand [5](#page=5). > **Tip:** Bij methanolvergiftiging wordt ethanol toegediend omdat zowel methanol als ethanol door alcoholdehydrogenase worden geoxideerd. Ethanol concurreert met methanol voor het enzym, waardoor de vorming van toxisch formaldehyde wordt vertraagd [5](#page=5). Een belangrijke oxidator in biologische processen is nicotinamideadenine dinucleotide ($\text{NAD}^+$). Het reactieve deel, de nicotineamidegroep, neemt twee elektronen en één $\text{H}^+$ op, waarbij $\text{NAD}^+$ wordt omgezet tot $\text{NADH} + \text{H}^+$ [5](#page=5). Voorbeelden van $\text{NAD}^+$-betrokken oxidaties zijn: * Oxidatie van melkzuur tot pyrodruivenzuur [6](#page=6). * Oxidatie van isocitroenzuur tot oxalobarnsteenzuur [6](#page=6). ### 1.3 Oxidatie van primaire alcoholen en aldehyden Zoals eerder vermeld, worden primaire alcoholen eerst geoxideerd tot aldehyden. Deze aldehyden worden gemakkelijk verder geoxideerd tot carbonzuren, tenzij ze door destillatie uit het reactiemengsel worden verwijderd. De oxidatie van aldehyden tot carbonzuren kan worden bewerkstelligd met oxidanten zoals $\text{KMnO}_4$ of $\text{CrO}_3$ [6](#page=6). ### 1.4 Reductie van carbonylfunctie De reductie van een carbonylfunctie beoogt het omgekeerde van de oxidatiereacties van alcoholen; hierbij wordt een alcohol verkregen uit een overeenkomstig aldehyde of keton met behulp van een reductans. Een veelgebruikte methode is katalytische hydrogenatie met $\text{H}_2$-gas en een katalysator zoals $\text{Pt}$, $\text{Ni}$ of $\text{Pd}$ onder matige druk, vergelijkbaar met de hydrogenatie van alkenen [7](#page=7). Aldehyden worden hierdoor gereduceerd tot primaire alcoholen, en ketonen tot secundaire alcoholen. Tertiaire alcoholen kunnen op deze wijze niet worden verkregen [7](#page=7). $$ \text{R}_1\text{COR}_2 + \text{H}_2 \xrightarrow{\text{katalysator}} \text{R}_1\text{CH(OH)R}_2 $$ --- # Structuur en indeling van suikers (sachariden) Dit deel introduceert suikers (sachariden of koolhydraten), hun natuurlijke voorkomen en biologische rol, en beschrijft hun classificatie in monosachariden, oligosachariden en polysachariden, evenals hun basisstructuren zoals aldosen en ketosen. ### 2.1 Inleiding tot suikers Suikers, ook wel sachariden of koolhydraten genoemd, zijn de meest voorkomende organische moleculen in de natuur en spelen diverse cruciale rollen, waaronder als energiebron (bv. glucose, zetmeel) en voor stevigheid (bv. cellulose). Ze zijn bouwstenen in celwanden van bacteriën, komen voor op het oppervlak van eiwitten en zijn betrokken bij cel-cel interacties. Bovendien zijn specifieke suikermoleculen integrale onderdelen van nucleïnezuren, die erfelijk materiaal vormen [8](#page=8). Suikers worden gevormd door fotosynthese in planten, waarbij zonlicht de omzetting van $H_2O$ en $CO_2$ in eenvoudige suikermoleculen aandrijft. De algemene reactievergelijking is [8](#page=8): $$6 \text{ CO}_2 + 6 \text{ H}_2\text{O} \xrightarrow{\text{Zonlicht}} \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6 \text{ O}_2$$ [8](#page=8). De zonne-energie die in suikermoleculen wordt opgeslagen, voornamelijk als glucose, wordt door planten vrijgegeven voor hun metabolisme. Mensen en dieren zijn eveneens afhankelijk van glucose voor hun energiehuishouding door het consumeren van planten, direct of indirect. Dit hoofdstuk richt zich op de chemische structuur, eigenschappen, indeling, nomenclatuur en biologische/biomedische rol van verschillende soorten suikers [8](#page=8). ### 2.2 Definitie en indeling van suikers De term 'koolhydraat' stamt uit de 19e eeuw, toen werd aangenomen dat de brutoformule van veel suikermoleculen de vorm $(CH_2O)_n$ had, wat de indruk gaf van 'hydraten van koolstof'. De term 'sacharide' is afgeleid van het Latijnse woord voor suiker (saccharum), wat oorspronkelijk 'zoet zand' betekende [9](#page=9). 'Suikers' is een verzamelnaam voor verbindingen die opgebouwd zijn uit één of meerdere monosachariden [9](#page=9). #### 2.2.1 Monosachariden Monosachariden zijn de kleinste moleculen die alle karakteristieke suikereigenschappen bezitten, waaronder een zoete smaak. Ze zijn ofwel aldosen (polyhydroxyaldehyden) ofwel ketosen (polyhydroxyketonen). Met uitzondering van het carbonylkoolstofatoom, is elk koolstofatoom doorgaans gebonden aan één hydroxylgroep. Op basis van het aantal koolstofatomen in de keten worden ze geclassificeerd als triosen ($C_3$), tetrosen ($C_4$), pentosen ($C_5$), hexosen ($C_6$) en heptosen ($C_7$) [9](#page=9). Voorbeelden van structuren: * Aldose: Bevat een aldehydegroep (CHO) [9](#page=9). * Ketose: Bevat een ketongroep (C=O) [9](#page=9). De naamgeving, zoals aldohexose of ketotetrose, geeft de aard van de carbonylgroep en de lengte van de koolstofketen aan. De meest voorkomende suikers zijn hexosen en pentosen. Bekende monosachariden zijn ribose, glucose en fructose [10](#page=10) [9](#page=9). #### 2.2.2 Oligosachariden Oligosachariden bestaan uit een beperkt aantal (2 tot 10) monosachariden die chemisch aan elkaar verbonden zijn. Disachariden en trisachariden komen het meest voor. Voorbeelden van disachariden zijn sucrose en lactose [10](#page=10). #### 2.2.3 Polysachariden Polysachariden zijn opgebouwd uit 10 of meer aan elkaar verbonden monosachariden. Zowel oligosachariden als polysachariden kunnen homogeen zijn (bestaan uit één type monosacharide, bv. cellulose, chitine) of heterogeen (bestaan uit verschillende soorten monosachariden, bv. zetmeel). De grote diversiteit in monosachariden maakt de vorming van zeer complexe moleculen mogelijk [10](#page=10). #### 2.2.4 Gefunctionaliseerde suikers Sachariden kunnen ook gefunctionaliseerd zijn, wat betekent dat andere functionele groepen dan hydroxylgroepen, zoals amines of carbonzuurfuncties, aanwezig zijn op het koolstofskelet [10](#page=10). #### 2.2.5 Deoxysuikers Deoxysuikers worden gekenmerkt door de vervanging van een hydroxylgroep door een waterstofatoom op één koolstofatoom. Ribose is een bouwsteen van RNA, terwijl de deoxyvorm, deoxyribose, wordt gebruikt in DNA [10](#page=10). ### 2.3 Monosachariden #### 2.3.1 Chemische structuur van monosachariden: aldosen Het eenvoudigste aldose is glyceraldehyde, een triose. Het centrale koolstofatoom in glyceraldehyde is stereogeen, wat leidt tot twee enantiomeren (spiegelbeelden) [10](#page=10) [11](#page=11). > **Tip:** De D, L-nomenclatuur, ontwikkeld door Emil Fischer, wordt nog steeds gebruikt voor suikers en aminozuren, ondanks de latere ontwikkeling van de R,S-nomenclatuur. D staat voor 'dextro' (rechts) en L voor 'levo' (links) [11](#page=11). De D-vorm van glyceraldehyde heeft de hydroxylgroep rechts in de Fisher-projectie, en de L-vorm heeft deze links [11](#page=11). Voor tetrosen, pentosen en hexosen met respectievelijk 2, 3 en 4 stereogene koolstofatomen, kunnen er 4, 8 en 16 verschillende stereoisomeren onderscheiden worden [11](#page=11). De D-aldosen en aldohexosen worden gekenmerkt doordat de -OH groep van het stereochemisch centrum dat het verst van de carbonylgroep ligt, rechts van de hoofdketen staat in de Fisher-projectie. Alle stereoisomeren van monosachariden worden ingedeeld in een D- en L-familie op basis van de configuratie van het voorlaatste koolstofatoom (geteld vanaf de carbonylfunctie). De familie van D-suikers kan afgeleid worden uit D-glyceraldehyde via een stamboomstructuur (Figuur 12.1) [12](#page=12). De structuur van elke suiker wordt verkregen door een nieuwe H-C-OH 'eenheid' toe te voegen tussen het carbonylkoolstof en bestaande eenheden. Aangezien elke toegevoegde CHOH-eenheid een stereogeen koolstofatoom is, kan dit op twee manieren: H-C-OH of HO-C-H, wat het aantal monosachariden verdubbelt per toegevoegd koolstofatoom. Vanuit D-glyceraldehyde ontstaan zo twee D-aldotetrosen, die elk leiden tot twee D-aldopentosen, en vervolgens tot twee D-aldohexosen. In totaal kunnen acht verschillende D-aldohexosen worden afgeleid van D-glyceraldehyde. Een analoge stamboom voor L-glyceraldehyde kan worden opgesteld door de spiegelbeelden te nemen [13](#page=13). De hexosen die uit glyceraldehyde ontstaan, hebben triviale namen die de status van systematische namen hebben verkregen: Allose, Altrose, Glucose, Mannose, Gulose, Idose, Galactose en Talose [13](#page=13). > **Definitie:** **Epimeren** zijn twee monosachariden die slechts verschillen in de configuratie rond één stereogeen centrum. Bijvoorbeeld D-glucose en L-idose, of D-gulose en D-idose zijn epimeren [15](#page=15). Het wijzigen van de configuratie van het voorlaatste koolstofatoom resulteert in de omzetting van een D-monosacharide naar een L-monosacharide en een ander diastereomeer met een nieuwe naam. Een wijziging aan een ander stereogeen centrum dan het voorlaatste behoudt de D- of L-configuratie, maar genereert een ander diastereomeer [15](#page=15). In de natuur komt overwegend de D-vorm van monosachariden voor, met enkele uitzonderingen [15](#page=15). Voorbeelden van structuren: * D-glyceraldehyde [14](#page=14). * L-glyceraldehyde [14](#page=14). * D-glucose [14](#page=14). * L-glucose [14](#page=14). * D-erytrose [14](#page=14). * D-treose [14](#page=14). * D-allose [14](#page=14). * D-glucose (vergelijking met L-idose) [15](#page=15). #### 2.3.2 Chemische structuur van monosachariden: ketosen Hoewel minder algemeen dan aldosen, hebben ketosen belangrijke vertegenwoordigers. Ketosen zijn intermediairen in sleutelprocessen van biochemische suikersynthese en metabolisme [16](#page=16). De eenvoudigste ketose is dihydroxyaceton, een isomeer van glyceraldehyde. Dihydroxyaceton heeft geen stereogeen centrum, dus geen D, L-vorm [16](#page=16). * Dihydroxyaceton structuur [16](#page=16). De belangrijkste ketosen hebben de carbonylfunctie op C2. Ze kunnen worden afgeleid van dihydroxyaceton door de invoeging van een H-C-OH eenheid tussen de carbonylgroep en de terminale CH2OH eenheid. Elk ingevoegd stereogeen koolstofatoom leidt tot verschillende stereo-isomeren [16](#page=16). Wanneer een H-C-OH eenheid aan dihydroxyaceton wordt toegevoegd, ontstaat erythrulose, dat in twee enantiomere vormen voorkomt (één stereogeen centrum). Ook bij erythrulose kan men onderscheid maken tussen een D-vorm en een L-vorm, gebaseerd op de positie van de hydroxylgroep op het voorlaatste koolstofatoom in de Fisher-projectie [16](#page=16). De D-ketosen bestaan uit 3 tot 6 koolstofatomen. De -OH groep van het stereochemisch centrum dat het verst van de carbonylgroep ligt, is steeds rechts gelegen ten opzichte van de hoofdketen. Elke opgesplitste pijl in Figuur 12.2 verwijst naar twee ketosen met dezelfde configuratie, behalve op C3 [17](#page=17). --- # Cyclische structuren en representaties van monosachariden Dit onderwerp verkent de cyclische vormen van monosachariden, de methoden om ze weer te geven, en de bijbehorende isomerie. ### 3.1 Mutarotatie en cyclische vormen Monosachariden zoals D-glucose kunnen in verschillende vormen voorkomen, die onderscheiden worden door hun specifieke rotatie. De vorm met een specifieke rotatie van $+113$ graden wordt aangeduid als $\alpha$-D-glucose, terwijl de vorm met $+19$ graden bekend staat als $\beta$-D-glucose. De specifieke rotatie van een zuivere oplossing van $\alpha$-D-glucose of $\beta$-D-glucose is niet stabiel en verandert in de loop van de tijd, om uiteindelijk een constante waarde van $+52$ graden te bereiken [18](#page=18). Dit fenomeen, waarbij de specifieke rotatie van een verse oplossing van een zuiver sacharide met de tijd verandert, wordt **mutarotatie** genoemd. Mutarotatie treedt op bij aldohexosen, aldopentosen (zoals D-Ribose) en sommige ketohexosen (zoals D-fructose) [18](#page=18). De oorzaak van mutarotatie ligt in het feit dat deze suikers, naast een lineaire vorm, ook in een cyclische vorm kunnen voorkomen. Deze cyclische vorm ontstaat door **inwendige hemiacetalvorming** (bij aldehyden) of **hemiketalvorming** (bij ketonen). Door deze cyclisatie ontstaat een nieuw stereogeen koolstofatoom, wat leidt tot de vorming van twee mogelijke stereoisomeren [18](#page=18). Wanneer men uitgaat van de zuivere $\alpha$-vorm, vertoont de oplossing aanvankelijk de specifieke rotatie van dit isomeer. In aanwezigheid van zure katalyse kan het $\alpha$-isomeer terugkeren naar de lineaire vorm. Aangezien het stereogene koolstofatoom hierbij verdwijnt, kan bij hernieuwde hemiacetalvorming zowel het $\alpha$- als het $\beta$-isomeer ontstaan. Dit verklaart de mutarotatie. De uiteindelijke verhouding tussen de $\alpha$- en $\beta$-isomeren, en dus de uiteindelijke specifieke rotatie, wordt bepaald door de relatieve stabiliteit van de aanwezige vormen; de lineaire vorm is doorgaans slechts in zeer geringe mate aanwezig [19](#page=19). > **Tip:** Begrijpen dat mutarotatie het gevolg is van een dynamisch evenwicht tussen lineaire en cyclische vormen is cruciaal voor het begrijpen van sacharidenchemie. ### 3.2 Definities, representaties en soorten cyclische monosachariden #### 3.2.1 Furanose- en pyranosevormen Aldopentosen en aldohexosen kunnen aanleiding geven tot het vormen van vijfringen (furanose) of zesringen (pyranose). Deze cyclische vormen worden vaak aangeduid met de uitgang "pyranose" of "furanose", bijvoorbeeld $\alpha$-D-glucopyranose of $\alpha$-D-ribofuranose, hoewel dit vaak wordt weggelaten als er geen ambiguïteit is [20](#page=20). #### 3.2.2 Fisherprojectie van cyclische vormen De Fisherprojectie van de cyclische $\alpha$- en $\beta$-pyranosevormen kan worden afgeleid uit de Fisherprojectie van de lineaire structuur door hemiacetalvorming tussen de eindstandige aldehyde en de C5-OH groep [20](#page=20). Bij D-suikers bevindt het hemiacetale zuurstofatoom in de ring zich rechts in de Fisherprojectie, waardoor deze cyclische representaties nog steeds als D-vormen kunnen worden herkend. De toekenning van de $\alpha$- en $\beta$-vorm gebeurt op basis van de positie van de hydroxylgroep op C1 (de glycosidische hydroxylgroep) ten opzichte van de C5-OH groep in de Fisherprojectie. Indien de C1-OH zich aan dezelfde zijde bevindt als de C5-OH, is het de $\alpha$-vorm; aan tegengestelde zijden is het de $\beta$-vorm [20](#page=20) [21](#page=21). > **Tip:** De Fisherprojectie van cyclische suikers kan verwarrend zijn omdat het de driedimensionale structuur niet goed weergeeft. Andere representaties zijn daarom nuttiger. #### 3.2.3 Haworthprojectie De Haworthprojectie is een meer praktische weergave van cyclische monosachariden, afgeleid van de Fisherprojectie. Het proces omvat [21](#page=21): 1. Cyclische permutatie van de substituenten op het onderste koolstofatoom in de Fisherprojectie [22](#page=22). 2. 90 graden draaien van de gemanipuleerde Fisherprojectie [22](#page=22). 3. Tekenen van een platte representatie van de pyranose/furanose vorm, waarbij bindingen die naar de waarnemer toe wijzen vetgedrukt worden [22](#page=22). 4. Verticaal plaatsen van de hydroxylsubstituenten boven of onder het vlak van de platte weergave [22](#page=22). Bij D-sachariden is de glycosidische hydroxylgroep naar onder gericht in de $\alpha$-vorm en naar boven gericht in de $\beta$-vorm in Haworthprojecties, waarbij de zesring als vlak wordt verondersteld [23](#page=23). > **Voorbeeld:** De Haworthprojectie van $\alpha$-D-glucopyranose en $\beta$-D-galactopyranose. #### 3.2.4 Stoelprojectie De stoelprojectie is een meer accurate weergave van de cyclische zesring, omdat het rekening houdt met de niet-vlakke aard ervan. Deze kan worden verkregen uit de Haworthprojectie door [23](#page=23): * De stoelvorm zo te tekenen dat C1 naar beneden en C4 naar boven wijst. * De substituenten die in de Haworthprojectie naar boven of onder gericht zijn, op de stoelvorm op gelijke wijze boven of onder het vlak te plaatsen [23](#page=23). #### 3.2.5 Anomeer koolstofatoom en glycosidische hydroxylgroep Het **anomeer koolstofatoom** is het koolstofatoom in de ring dat verbonden is met twee zuurstofatomen. Het correspondeert met het carbonylkoolstofatoom in de lineaire vorm en is het nieuw gevormde stereogene koolstofatoom. De hydroxylgroep die aan het anomeer koolstofatoom gebonden is, wordt de **glycosidische hydroxylgroep** genoemd. Deze hydroxylgroep is afwezig in de lineaire vorm en vertoont afwijkende chemische eigenschappen vergeleken met reguliere hydroxylgroepen [24](#page=24) [25](#page=25). > **Tip:** Het anomeer koolstofatoom is cruciaal voor de vorming van glycosidische bindingen en daarmee voor de opbouw van polysachariden. ### 3.3 Pyranose en furanose vormen van aldohexosen Aldohexosen kunnen zowel in een pyranosevorm (zesring) als in een furanosevorm (vijfring) voorkomen. De pyranosevorm is bij aldohexosen de meest voorkomende [25](#page=25). Voor D-glucose wordt in water een verdeling gevonden van ongeveer 36% in de $\alpha$-D-vorm, 64% in de $\beta$-D-vorm, en slechts 0,01% in de lineaire vorm. De dominantie van de $\beta$-D-vorm over de $\alpha$-D-vorm kan verklaard worden door de equatoriale positie van de glycosidische OH in de $\beta$-vorm ten opzichte van de axiale positie in de $\alpha$-vorm op de zesring [25](#page=25). > **Tip:** De stabiliteit van cyclische suikers hangt sterk af van de stereochemische positie van substituenten, met equatoriale posities die energetisch gunstiger zijn dan axiale posities. De Haworthprojecties van D-mannose en D-galactose kunnen worden afgeleid uit hun Fisherprojecties. Door deze om te zetten naar stoelconformaties kan worden aangetoond dat $\beta$-D-glucose de meest energetisch stabiele pyranosevorm is van alle aldohexosen [26](#page=26). De furanosevorm van D-glucose, D-mannose en D-galactose is energetisch minder gunstig dan de pyranosevorm vanwege ongunstige eclipsinteracties in de vijfring. Furanosevormen komen daarom slechts in geringe percentages voor in waterige oplossingen (<1%), maar kunnen wel voorkomen als onderdeel van grotere sachariden [26](#page=26). ### 3.4 Cyclische vorm van aldopentosen: D-Ribose Bij aldopentosen ontstaan furanosederivaten door hemiacetalvorming met de C4-OH groep. Pyranosederivaten kunnen ook ontstaan wanneer de hemiacetalvorming plaatsvindt met de C5-OH groep, wat leidt tot $\alpha$- en $\beta$-D-ribopyranose. Deze pyranosevormen zijn energetisch minder gunstig door de aanwezigheid van axiale hydroxylgroepen, waardoor de zesring stoelvormen minder stabiel zijn dan de vijfring furanosevormen [27](#page=27). ### 3.5 Cyclische vorm van ketohexosen: D-Fructose Bij ketohexosen zoals D-fructose ontstaat de cyclische vorm door hemiketalvorming tussen de C6-OH en de ketonfunctie op C2 (vorming van een pyranose) of tussen de C5-OH en de ketonfunctie op C2 (vorming van een furanose) [28](#page=28). Een oplossing van D-fructose in water bestaat uit een mengsel van deze isomeren, waarbij de open vorm slechts voor 0,25% aanwezig is [28](#page=28). ### 3.6 Chemische reactiviteit van cyclische monosachariden Monosachariden die cyclische ringen kunnen vormen, komen voor meer dan 99% in deze gesloten vormen voor, met slechts kleine concentraties van de open, lineaire vorm. Omdat het evenwicht tussen lineaire en cyclische vormen snel verloopt, kunnen monosachariden zowel de karakteristieke reacties van hemiacetalen/hemiketale n als van aldehyden/ketonen vertonen, naast die van alcoholen. De chemie van monosachariden wordt dus bepaald door deze drie functionele groepen [28](#page=28). --- # Reacties van sachariden Dit deel behandelt de chemische reacties van suikers, specifiek hun reductie tot polyalcoholen en de oxidatie van aldosen tot carbonzuren, wat de basis vormt voor de classificatie van reducerende suikers [29](#page=29) [30](#page=30). ### 4.1 Reductie van suikers Ketosen en aldosen kunnen gereduceerd worden tot polyalcoholen. De gereduceerde suikers die hierdoor ontstaan, krijgen een naam door de uitgang –ose te vervangen door –itol. De verbindingen die ontstaan uit de reductie van aldohexosen en ketohexosen worden hexitolen genoemd en komen in de natuur voor, met name in veel planten [29](#page=29). * Uit D-mannose ontstaat mannitol [29](#page=29). * Uit D-galactose ontstaat galactitol [29](#page=29). * Het reductieproduct van D-glucose staat bekend als sorbitol (in plaats van glucitol). Sorbitol smaakt zoeter dan gewoon suiker, maar is minder schadelijk voor het gebit omdat het niet door mondbacteriën kan worden omgezet [29](#page=29). De reductie van D-glucose naar sorbitol kan als volgt worden weergegeven: $$ \text{D-glucose} \xrightarrow{H_2, Pt} \text{sorbitol} $$ [29](#page=29). De aanwezigheid van de ketogroep in D-fructose leidt tot de vorming van twee mogelijke diastereomeren, sorbitol en mannitol, na reductie [30](#page=30). > **Tip:** De namen van de gereduceerde suikers eindigen altijd op "-itol". ### 4.2 Oxidatie van suikers Suikers met een aldehyde groep zijn gemakkelijk te oxideren, waardoor ze gedetecteerd kunnen worden met behulp van de Tollens- en Fehlings-test voor aldehyden. Bij deze oxidatie ontstaat een carbonzuurfunctie. De naam van de carbonzuurderivaten wordt afgeleid van de naam van het suikermolecuul door de uitgang –ose te vervangen door –onzuur [30](#page=30). De oxidatie van D-glucose tot D-gluconzuur kan als volgt worden weergegeven: $$ \text{D-glucose} \xrightarrow{\text{oxidatie}} \text{D-gluconzuur} $$ [30](#page=30). Suikers die deze oxidatiereactie vertonen, worden reducerende suikers genoemd [30](#page=30). > **Tip:** De classificatie van suikers als "reducerend" is direct gekoppeld aan hun vermogen om geoxideerd te worden, wat typisch is voor aldehyden. --- ## 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 | |------|------------| | Oxidatiegetal | Een getal dat de mate van oxidatie van een atoom in een molecuul of ion aangeeft, gebaseerd op een conventioneel systeem waarbij elektronen aan het meest elektronegatieve atoom worden toegewezen. | | Oxiderend reagens | Een stof die een andere stof oxideert, waarbij het zelf wordt gereduceerd. | | Reductiemiddel | Een stof die een andere stof reduceert, waarbij het zelf wordt geoxideerd. | | Monosacharide | De eenvoudigste vorm van suiker die niet verder gehydrolyseerd kan worden tot kleinere eenheden; het is een polyhydroxyaldehyde (aldose) of polyhydroxyketon (ketose). | | Oligosacharide | Een koolhydraat dat bestaat uit een klein aantal (meestal 2 tot 10) monosacharide-eenheden die met elkaar verbonden zijn door glycosidische bindingen. | | Polysacharide | Een complex koolhydraat dat bestaat uit een groot aantal (meer dan 10) monosacharide-eenheden die met elkaar verbonden zijn door glycosidische bindingen. | | Aldose | Een monosacharide dat een aldehyde-functionele groep bevat. | | Ketose | Een monosacharide dat een keton-functionele groep bevat. | | Stereochemie | Het onderdeel van de chemie dat zich bezighoudt met de driedimensionale structuur van moleculen en hoe deze structuur de chemische eigenschappen beïnvloedt. | | Enantiomeren | Stereoisomeren die elkaars spiegelbeelden zijn en niet op elkaar superponeerbaar zijn. | | Diastereomeren | Stereoisomeren die geen spiegelbeelden van elkaar zijn en niet op elkaar superponeerbaar zijn. | | Epimeren | Twee monosachariden die in configuratie verschillen rond slechts één stereogeen centrum. | | Mutarotatie | Het fenomeen waarbij de specifieke rotatie van een oplossing van een zuiver suiker in de tijd verandert totdat een evenwicht is bereikt, veroorzaakt door de cyclisatie en de vorming van anomeren. | | Hemiacetal | Een functionele groep gevormd door de reactie van een aldehyde of keton met een alcohol. In suikers ontstaat dit door reactie van de carbonylgroep met een hydroxylgroep binnen hetzelfde molecuul, leidend tot cyclisatie. | | Hemiketal | Een functionele groep gevormd door de reactie van een keton met een alcohol. In suikers ontstaat dit door reactie van de ketongroep met een hydroxylgroep binnen hetzelfde molecuul, leidend tot cyclisatie. | | Anomeer koolstofatoom | Het koolstofatoom in een cyclische suiker dat oorspronkelijk de carbonylkoolstof was in de lineaire vorm en dat nu gebonden is aan twee zuurstofatomen (één in de ring en de glycosidische zuurstof). | | Glycosidische hydroxylfunctie | De hydroxylgroep die gebonden is aan het anomere koolstofatoom in een cyclische suiker. | | Pyranose | Een cyclische vorm van een suiker die een zesring (vijf koolstofatomen en één zuurstofatoom) bevat. | | Furanose | Een cyclische vorm van een suiker die een vijfring (vier koolstofatomen en één zuurstofatoom) bevat. | | Haworth projectie | Een manier om de cyclische structuur van suikers weer te geven, waarbij de ring als plat wordt voorgesteld en de substituenten boven of onder het vlak van de ring worden geplaatst. | | Stoelconformatie | Een driedimensionale weergave van een zesringige structuur (zoals een pyranose) waarbij de ring de vorm van een stoel aanneemt om de energetisch meest stabiele configuratie weer te geven. | | Reducerende suiker | Een suiker die in staat is om een reducerende agent te reduceren, wat vaak het geval is bij suikers met een vrije aldehyde- of ketongroep (of die in evenwicht zijn met hun open ketenvorm). |

# Organische oxidatie en reductie reacties Dit hoofdstuk behandelt organische oxidatie- en reductiereacties, met een focus op de transformaties van alcoholen naar carbonylverbindingen en vice versa, gedefinieerd door veranderingen in zuurstofgehalte en oxidatiegetallen [1](#page=1). ### 1.1 Algemene concepten van oxidatie en reductie Oxidatie en reductie zijn fundamentele transformaties in de organische chemie die vaak meerdere stappen omvatten, waarbij bekende reactietypes zoals zuur-base reacties, substituties, addities of eliminaties een rol spelen, en soms ook individuele elektronentransfers plaatsvinden [1](#page=1). Een organische molecule wordt als geoxideerd beschouwd wanneer deze "rijker" wordt aan zuurstof, en als gereduceerd wanneer deze "rijker" wordt aan elektronen. Oxidatie en reductie zijn altijd aan elkaar gekoppeld; de oxidatie van het ene reactant gaat gepaard met de reductie van een ander reactant [1](#page=1). Een striktere definitie is gebaseerd op de verandering van het oxidatiegetal van de betrokken koolstofatomen. Per conventie wordt het oxidatiegetal van een koolstofatoom bepaald door de relatieve elektronegativiteit van de gebonden elementen [1](#page=1). * Een binding met een meer elektronegatief element verhoogt het oxidatiegetal met +1 [1](#page=1). * Een binding met een minder elektronegatief element (inclusief waterstof) verlaagt het oxidatiegetal met -1 [1](#page=1). Bij oxidatie stijgt de som van de oxidatiegetallen van de betrokken C-atomen, terwijl deze bij reductie daalt. Het is belangrijk op te merken dat de additie van water aan een alkeen bijvoorbeeld geen oxidatieproces is, omdat er rekening gehouden moet worden met alle C-atomen op het substraat. Het toekennen van oxidatiegetallen is een conventie die enkel nut heeft voor dit specifieke gebruik [2](#page=2). ### 1.2 Oxidatiereacties van alcoholen De oxidatie van alcoholen vereist sterke oxiderende reagentia zoals kaliumpermanganaat ($KMnO_4$) of chroomtrioxide ($CrO_3$), dat in situ wordt gevormd uit kaliumdichromaat ($K_2Cr_2O_7$) of kaliumchromaat ($K_2CrO_4$) in oplossing (het "Jones"-reagens). Het resultaat van de oxidatie hangt af van de substitutiegraad van het alcohol (primair, secundair of tertiair) [2](#page=2). > **Tip:** De oxidatie van alcoholen kan worden gezien als de onttrekking van een $H^+$ en een $H^-$ uit de C-OH binding, resulterend in de vorming van $H_2$ [3](#page=3). Tertiaire alcoholen kunnen niet worden geoxideerd omdat er geen C-H binding aanwezig is op het koolstofatoom waaraan de hydroxylgroep is gebonden [3](#page=3). #### 1.2.1 Oxidatie van secundaire alcoholen Secundaire alcoholen worden geoxideerd tot ketonen. Bijvoorbeeld, isopropanol wordt geoxideerd tot aceton [2](#page=2) [4](#page=4). #### 1.2.2 Oxidatie van primaire alcoholen Primaire alcoholen worden eerst geoxideerd tot aldehyden. Aldehyden kunnen vervolgens verder worden geoxideerd tot de corresponderende carbonzuren door het oxiderende reagens. Dit maakt de reactie met deze reagentia minder geschikt voor de synthese van aldehyden, tenzij het aldehyde uit het reactiemengsel wordt verwijderd door destillatie, aangezien aldehyden vluchtiger zijn dan de carbonzuren [2](#page=2) [4](#page=4) [6](#page=6). > **Tip:** Om verdere oxidatie van het aldehyde tot carbonzuur te voorkomen, kan het aldehyde uit het reactiemengsel worden afgedestilleerd zodra het gevormd is [4](#page=4). #### 1.2.3 Biologische oxidatie van alcoholen De oxidatie van alcoholen tot carbonylverbindingen en de omgekeerde reductie van carbonylverbindingen tot alcoholen komen ook voor in biologische systemen. Ethanol wordt in de lever geoxideerd tot acetaldehyde door het enzym alcoholdehydrogenase [4](#page=4). $CH_3CH_2OH \xrightarrow{alcoholdehydrogenase} CH_3CHO$ [4](#page=4). De snelheid van deze oxidatie is constant in het menselijk lichaam, onafhankelijk van de ethanolconcentratie. Acetaldehyde wordt vervolgens verder geoxideerd tot acetaat door aldehyde-dehydrogenase [4](#page=4). $CH_3CHO \xrightarrow{aldehyde-dehydrogenase} CH_3COO^-$ [4](#page=4). ##### 1.2.3.1 Rol van NAD+ $NAD^+$ (nicotinamide adenine dinucleotide) speelt een cruciale rol in vele enzymatische oxidatiereacties, waarbij het wordt gereduceerd tot $NADH$ [6](#page=6). Voorbeelden van $NAD^+$ betrokken reacties: * Oxidatie van een secundaire alcohol tot een keton: $$ \underset{\text{secundair alcohol}}{R_1CH(OH)R_2} + NAD^+ \rightleftharpoons \underset{\text{keton}}{R_1C(=O)R_2} + NADH + H^+ $$ * Oxidatie van melkzuur tot pyrodruivenzuur: $$ \underset{\text{melkzuur}}{CH_3CH(OH)COOH} + NAD^+ \rightleftharpoons \underset{\text{pyrodruivenzuur}}{CH_3C(=O)COOH} + NADH + H^+ $$ * Oxidatie van isocitroenzuur tot oxalobarnsteenzuur (onderdeel van de citroenzuurcyclus): $$ \underset{\text{isocitroenzuur}}{\text{citraat}} + NAD^+ \rightarrow \underset{\text{oxalobarnsteenzuur}}{\alpha\text{-ketoglutaraat}} + NADH + H^+ + CO_2 $$ ### 1.3 Oxidatie van primaire alcoholen en aldehyden De oxidatie van primaire alcoholen leidt initieel tot de vorming van een aldehyde. Dit aldehyde wordt echter gemakkelijk verder geoxideerd tot het corresponderende carbonzuur, tenzij het wordt verwijderd door destillatie uit het reactiemengsel. Oxidatiemiddelen zoals $KMnO_4$ of $CrO_3$ kunnen worden gebruikt voor deze omzetting [6](#page=6). ### 1.4 Reductie van carbonylfunctie De reductie van een carbonylfunctie behelst de omgekeerde transformatie van de oxidatiereacties. Aldehyden of ketonen worden gereduceerd tot de overeenkomstige alcoholen met behulp van geschikte reductiemiddelen [7](#page=7). Een veelgebruikte methode is katalytische hydrogenatie met waterstofgas ($H_2$) in aanwezigheid van een katalysator zoals platina (Pt), nikkel (Ni) of palladium (Pd), onder gematigde druk. Dit proces is vergelijkbaar met de katalytische hydrogenatie van alkenen en verloopt op een analoge manier [7](#page=7). $$ \underset{\text{aldehyde/keton}}{R_1C(=O)R_2} + H_2 \xrightarrow{\text{katalysator (Pt, Ni, Pd)}} \underset{\text{alcohol}}{R_1CH(OH)R_2} $$ Hierbij ontstaan uit aldehyden primaire alcoholen en uit ketonen secundaire alcoholen. Tertiaire alcoholen kunnen op deze wijze niet worden verkregen [7](#page=7). --- # Biologische aspecten van oxidatie en reductie Dit onderwerp verkent de rol van oxidatie- en reductiereacties in biologische systemen, met specifieke aandacht voor de afbraak van alcoholen zoals ethanol en methanol, en de functie van cofactoren zoals NAD+. ### 2.1 Oxidatie van alcoholen in biologische systemen Talrijke chemische transformaties die in laboratoria worden uitgevoerd, hebben biologische tegenhangers in levende organismen. De oxidatie van alcoholen tot carbonylverbindingen, of de omgekeerde reactie, de reductie van carbonylverbindingen tot alcoholen, is hier een prominent voorbeeld van. Deze reacties komen voor in diverse biologische processen [4](#page=4). #### 2.1.1 De afbraak van ethanol Ethanol (CH₃CH₂OH) wordt in de lever geoxideerd tot aceetaldehyde. Dit proces wordt gekatalyseerd door het enzym alcoholdehydrogenase [4](#page=4). De reactie kan als volgt worden weergegeven: $$ \text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH} \xrightarrow{\text{alcoholdehydrogenase}} \text{CH}_3\text{CHO} $$ De snelheid van deze oxidatie in het menselijk lichaam is constant en onafhankelijk van de ethanolconcentratie. Wanneer de opname van ethanol uit alcoholische dranken sneller plaatsvindt dan de afbraak ervan, accumuleert ethanol in de bloedbaan, wat leidt tot intoxicatie [4](#page=4). Aceetaldehyde wordt vervolgens verder geoxideerd tot acetaat door het enzym aldehyde-dehydrogenase [4](#page=4). De reactie hiervan is: $$ \text{CH}_3\text{CHO} \xrightarrow{\text{aldehyde-dehydrogenase}} \text{CH}_3\text{COO}^- $$ Het resulterende acetaat dient in het lichaam als bouwsteen voor de synthese van vetzuren en cholesterol [5](#page=5). #### 2.1.2 De afbraak van methanol Methanol wordt in het lichaam door hetzelfde enzym, alcoholdehydrogenase, geoxideerd tot formaldehyde [5](#page=5). De reactie is: $$ \text{CH}_3\text{OH} \xrightarrow{\text{alcoholdehydrogenase}} \text{HCHO} $$ Formaldehyde is toxisch voor de cellen van het netvlies, wat verklaart waarom methanol kan leiden tot permanente blindheid [5](#page=5). Vervolgens oxideert het aldehyde-dehydrogenase formaldehyde tot formiaat [5](#page=5). Deze reactie is: $$ \text{HCHO} \xrightarrow{\text{aldehyde-dehydrogenase}} \text{HCOO}^- $$ Formiaat wordt niet verder benut in het lichaam en accumuleert in het bloed als mierenzuur. Dit leidt tot een daling van de pH in het bloed onder het fysiologisch normale peil, wat resulteert in een levensbedreigende toestand genaamd acidose [5](#page=5). > **Tip:** Een behandelingsstrategie voor methanolvergiftiging maakt gebruik van het competitieve effect op het enzym alcoholdehydrogenase. Door ethanol toe te dienen, wordt het enzym verzadigd met het minder toxische ethanol, waardoor de oxidatie van methanol tot het schadelijke formaldehyde wordt vertraagd [5](#page=5). ### 2.2 De rol van NAD+ in biologische oxidaties Een van de belangrijkste oxidatoren in biologische processen is het nicotineamideadenine dinucleotide, afgekort als NAD+. Het reactieve deel van dit molecuul is de nicotineamidegroep, die in staat is twee elektronen en één proton (H⁺) op te nemen. Hierbij wordt NAD+ omgezet in NADH + H⁺ [5](#page=5). Het oxidatiegetal van een atoom is een theoretische lading die wordt toegekend aan een atoom in een molecuul of ion, uitgaande van de hypothese dat alle bindingen volledig polair zijn. Bij de oxidatie van isopropanol naar aceton evolueert het oxidatiegetal van het secundaire koolstofatoom van 0 naar +2 [4](#page=4). Aldehyden, die ontstaan door oxidatie van primaire alcoholen, kunnen verder geoxideerd worden tot carbonzuren. Dit maakt de synthese van aldehyden via deze methode minder efficiënt. Aangezien aldehyden vluchtiger zijn dan alcoholen en carbonzuren, kan destillatie worden gebruikt om het aldehyde uit het reactiemengsel te verwijderen en verdere reactie te voorkomen [4](#page=4). --- # Structuur en chemie van suikers (sachariden) Dit onderwerp introduceert suikers (sachariden of koolhydraten) en hun diverse rollen in de natuur, met een focus op hun classificatie, structuur en chemische eigenschappen. ### 3.1 Inleiding Suikers, ook wel sachariden of koolhydraten genoemd, zijn wijdverbreide organische moleculen in de natuur die fungeren als energiebronnen (glucose, zetmeel) en structurele componenten (cellulose). Ze spelen ook een rol in cel-cel interacties en zijn bouwstenen in nucleïnezuren. Suikers worden gevormd door fotosynthese, waarbij CO2 en H2O worden omgezet in eenvoudige suikermoleculen met behulp van zonlicht. De algemene reactievergelijking voor fotosynthese is [8](#page=8): $$ 6 \text{ CO}_2 + 6 \text{ H}_2\text{O} \xrightarrow{\text{Zonlicht}} \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6 \text{ O}_2 $$ [8](#page=8). De zonne-energie die in suikermoleculen wordt opgeslagen, is essentieel voor het metabolisme van planten, mens en dier [8](#page=8). ### 3.2 Suikers: definities en indeling De term 'koolhydraat' stamt uit de 19e eeuw en verwijst naar de oorspronkelijke observatie dat veel suikermoleculen een brutoformule hadden van de vorm $(CH_2O)_n$, wat de indruk wekte van hydraten van koolstof. 'Sacharide' is afgeleid van het Latijnse woord voor suiker [9](#page=9). Suikers zijn chemische verbindingen die opgebouwd zijn uit één of meerdere monosachariden [9](#page=9). #### 3.2.1 Monosachariden Monosachariden zijn de kleinste moleculen die de kenmerkende eigenschappen van een suiker bezitten, zoals een zoete smaak. Ze zijn hetzij aldosen (polyhydroxyaldehyden) of ketosen (polyhydroxyketonen). Elk koolstofatoom, met uitzondering van het carbonylkoolstof, is doorgaans verbonden aan één hydroxylfunctie [9](#page=9). Monosachariden worden geclassificeerd op basis van het aantal koolstofatomen in hun keten: * Triosen (C3) * Tetrosen (C4) * Pentosen (C5) * Hexosen (C6) * Heptosen (C7) [9](#page=9). De naamgeving van monosachariden, zoals 'aldohexose' of 'ketotetrose', geeft de aard van de carbonylgroep en de lengte van de koolstofketen aan. De meest voorkomende suikers zijn hexosen en pentosen. Bekende voorbeelden zijn ribose, glucose en fructose [10](#page=10) [9](#page=9). #### 3.2.2 Oligosachariden Oligosachariden bestaan uit een beperkt aantal (2 tot 10) monosachariden die chemisch aan elkaar verbonden zijn. Disachariden en trisachariden komen het meest voor, met sucrose en lactose als voorbeelden van disachariden [10](#page=10). #### 3.2.3 Polysachariden Polysachariden zijn opgebouwd uit 10 of meer met elkaar verbonden monosachariden. Zowel oligosachariden als polysachariden kunnen homogeen zijn (één soort monosacharide, bv. cellulose) of heterogeen (verschillende soorten monosachariden, bv. zetmeel) [10](#page=10). #### 3.2.4 Gefunctionaliseerde sachariden Sachariden kunnen gefunctionaliseerd zijn, wat betekent dat er andere functionele groepen dan hydroxylgroepen (zoals amine of carbonzuur) aanwezig zijn op het koolstofskelet. Deoxysuikers hebben een hydroxylgroep die vervangen is door een waterstofatoom, zoals deoxyribose in DNA, in tegenstelling tot ribose in RNA [10](#page=10). ### 3.3 Monosachariden: structuur en stereochemie #### 3.3.1 Chemische structuur van monosachariden: aldosen Het eenvoudigste aldose is glyceraldehyde (een triose). Glyceraldehyde heeft een stereogeen koolstofatoom, wat leidt tot twee enantiomeren: D-glyceraldehyde en L-glyceraldehyde [10](#page=10) [11](#page=11). ##### 3.3.1.1 D, L-nomenclatuur Vanwege de historische ontwikkeling van de stereochemie van suikers, wordt nog steeds het D, L-nomenclatuursysteem van Emil Fischer gebruikt. In dit systeem wordt de rechtsdraaiende vorm D-vorm genoemd (van dextro) en de linksdraaiende vorm L-vorm (van levo). De D-vorm komt overeen met de Fisher-voorstelling waarin de hydroxylgroep rechts staat, en de L-vorm met de hydroxylgroep links [11](#page=11). ##### 3.3.1.2 Stereoisomeren van aldosen Het aantal stereoisomeren neemt exponentieel toe met het aantal koolstofatomen: * Tetrosen (2 stereogene koolstofatomen): 4 stereoisomeren * Pentosen (3 stereogene koolstofatomen): 8 stereoisomeren * Hexosen (4 stereogene koolstofatomen): 16 stereoisomeren [11](#page=11). De D-familie van suikers wordt afgeleid van D-glyceraldehyde. De configuratie van het voorlaatste koolstofatoom (geteld vanaf de carbonylgroep) bepaalt of een suiker tot de D- of L-familie behoort. De Fisher-projecties tonen de ruimtelijke verdeling van hydroxylsubstituenten rondom elk koolstofatoom [12](#page=12). De structuur van een suiker wordt verkregen door een H–C–OH eenheid toe te voegen tussen het carbonylkoolstof en de bestaande eenheden. Elk toegevoegd CHOH-segment introduceert een nieuw stereogeen koolstofatoom, wat leidt tot twee mogelijke configuraties (H–C–OH of HO–C–H) en dus tot een verdubbeling van het aantal stereoisomeren per toegevoegd koolstofatoom [13](#page=13). Vanuit D-glyceraldehyde ontstaan aldus: * Twee D-aldotetrosen * Vier D-aldopentosen * Acht D-aldohexosen [13](#page=13). Een analoge stamboom kan worden opgesteld voor de L-isomeren. De specifieke rotatie is onafhankelijk van het D- of L-statuut [13](#page=13) [14](#page=14). Triviale namen zijn de gangbare benamingen voor deze suikers, met acht bekende D-hexosen: Allose, Altrose, Glucose, Mannose, Gulose, Idose, Galactose en Talose [13](#page=13). ##### 3.3.1.3 Epimeren Twee monosachariden die enkel in configuratie rond één stereogeen centrum verschillen, worden epimeren genoemd. Bijvoorbeeld, D-glucose en L-idose verschillen in alle stereogene centra, terwijl D-gulose en D-idose epimeren zijn [15](#page=15). * Het wijzigen van de configuratie aan het voorlaatste koolstofatoom leidt tot een omzetting van een D-monosacharide naar een L-monosacharide en een ander diastereomeer met een andere naam [15](#page=15). * Het wijzigen van de configuratie aan een ander stereogeen centrum dan het voorlaatste behoudt het D- of L-statuut, maar resulteert in een ander diastereomeer [15](#page=15). In de natuur komen voornamelijk de D-vormen van monosachariden voor [15](#page=15). #### 3.3.2 Chemische structuur van monosachariden: ketosen Ketosen zijn ook belangrijke verbindingen, hoewel minder algemeen voorkomend dan aldosen. Ze zijn intermediairen in biochemische suikersynthese en metabolisme [15](#page=15) [16](#page=16). Het eenvoudigste ketose is dihydroxyaceton, een isomeer van glyceraldehyde. Dihydroxyaceton heeft geen stereogeen centrum en dus geen D- of L-vorm [16](#page=16). De belangrijkste ketosen hebben de carbonylfunctie op C2. Ze worden afgeleid van dihydroxyaceton door insertie van een H–C–OH eenheid tussen de carbonylgroep en de terminale CH2OH. Hierbij wordt telkens een stereogeen koolstofatoom geïntroduceerd, wat leidt tot verschillende stereo-isomeren [16](#page=16). Bij toevoeging van een H–C–OH eenheid aan dihydroxyaceton ontstaat erythrulose, dat voorkomt in twee enantiomere vormen (1 stereogeen centrum). Erythrulose kan ook worden onderverdeeld in een D- en L-vorm, afhankelijk van de positie van de hydroxylgroep op het voorlaatste koolstofatoom in de Fisher-projectie. Figuur 12.2 toont de D-ketosen met 3 tot 6 koolstofatomen, waarbij de -OH groep van het stereochemisch centrum dat het verst van de carbonylgroep ligt, steeds rechts is gelegen [16](#page=16) [17](#page=17). --- # Cyclische structuren en stereochemie van monosachariden Dit gedeelte behandelt de cyclische vormen van monosachariden, zoals pyranose en furanose, en de bijbehorende stereochemie. Concepten als mutarotatie, anomeer koolstofatoom en de D,L-nomenclatuur worden gedetailleerd uitgelegd met behulp van Fisher-, Haworth- en stoelprojecties. ### 4.1 Lineaire structuren en stereochemie van monosachariden #### 4.1.1 Algemene principes en nomenclaturen Monosachariden zijn de eenvoudigste koolhydraten en bestaan uit aldehyden (aldosen) of ketonen (ketosen) met meerdere hydroxylgroepen. De kleinste monosachariden zijn triosen, zoals glyceraldehyde [10](#page=10). ##### 4.1.1.1 D,L-nomenclatuur Vanwege de historische ontwikkeling van de stereochemie van suikers, wordt nog steeds het D,L-nomenclatuursysteem van Emil Fischer gebruikt, in plaats van het R,S-systeem. Fisher benoemde de rechtsdraaiende vorm D (van *dextro*) en de linksdraaiende vorm L (van *levo*). Hij associeerde de D-vorm met de Fisherprojectie waarin de hydroxylgroep rechts staat, en de L-vorm met de hydroxylgroep links op het voorlaatste koolstofatoom. Deze aanname bleek correct [11](#page=11). * **D-glyceraldehyde** [11](#page=11) [14](#page=14). * **L-glyceraldehyde** [11](#page=11) [14](#page=14). Het aantal stereoisomeren neemt exponentieel toe met het aantal koolstofatomen: triosen hebben 2 stereoisomeren, tetrosen 4, pentosen 8 en hexosen 16. De D-familie van monosachariden wordt afgeleid van D-glyceraldehyde, en de configuratie van het voorlaatste koolstofatoom bepaalt of een suiker tot de D- of L-familie behoort [11](#page=11) [12](#page=12). > **Tip:** De D,L-nomenclatuur is gebaseerd op de configuratie van het stereogeen koolstofatoom dat het verst van de carbonylgroep verwijderd is. Bij D-suikers staat de hydroxylgroep van dit centrum rechts in de Fisherprojectie [12](#page=12). ##### 4.1.1.2 Epimeren Monosachariden die slechts in één stereogeen centrum verschillen, worden epimeren genoemd. Bijvoorbeeld, D-glucose en L-idose zijn epimeren, net als D-gulose en D-idose [15](#page=15). #### 4.1.2 Aldosen Aldosen bevatten een aldehyde functionele groep. De Fisherprojectie van glyceraldehyde illustreert de stereochemie van de eenvoudigste aldose. Bij het afleiden van langere aldosen uit glyceraldehyde door toevoeging van CHOH-eenheden, verdubbelt het aantal mogelijke stereoisomeren per toegevoegd koolstofatoom [10](#page=10) [11](#page=11) [13](#page=13). De acht D-aldohexosen zijn: Allose, Altrose, Glucose, Mannose, Gulose, Idose, Galactose en Talose [13](#page=13). * **D-glucose** [14](#page=14) [15](#page=15). * **L-glucose** [14](#page=14). * **D-erytrose** [14](#page=14). * **D-treose** [14](#page=14). * **D-allose** [14](#page=14). Het wijzigen van de configuratie op het voorlaatste koolstofatoom van een D-monosacharide resulteert in een L-monosacharide en een ander diastereomeer. Het wijzigen van de configuratie op andere stereogene centra binnen een familie behoudt de D- of L-status, maar creëert een ander diastereomeer. In de natuur komen voornamelijk D-vormen van monosachariden voor [15](#page=15). #### 4.1.3 Ketosen Ketosen bevatten een keton functionele groep. Dihydroxyaceton is de eenvoudigste ketose en een isomeer van glyceraldehyde. Omdat dihydroxyaceton geen stereogeen centrum heeft, kent het geen D- of L-vorm [15](#page=15) [16](#page=16). De belangrijkste ketosen hebben de carbonylgroep op C2. Ze kunnen worden afgeleid van dihydroxyaceton door de insertie van een H–C–OH eenheid [16](#page=16). * **Dihydroxyaceton** [16](#page=16). * **D-erythrulose** [16](#page=16). Net als bij aldosen, ontstaan bij ketosen verschillende stereo-isomeren wanneer een stereogeen koolstofatoom wordt geïntroduceerd. De D-vormen van ketosen met 3 tot 6 koolstofatomen worden weergegeven in Figuur 12.2 [16](#page=16) [17](#page=17). ### 4.2 Cyclische structuren van monosachariden Monosachariden kunnen, naast hun lineaire vorm, ook cyclische vormen aannemen door inwendige hemiacetal- of hemiketalvorming. Deze cyclisatie introduceert een nieuw stereogeen koolstofatoom, het anomeer koolstofatoom, wat leidt tot de vorming van twee diastereomere cyclische vormen: de $\alpha$- en $\beta$-anomeren [18](#page=18). #### 4.2.1 Mutarotatie Mutarotatie is het fenomeen waarbij de specifieke rotatie van een vers bereide oplossing van een zuiver cyclisch monosacharide in de tijd verandert, totdat een evenwichtstoestand wordt bereikt. Dit wordt veroorzaakt door de reversibele opening van de cyclische ring naar de lineaire vorm, gevolgd door hernieuwde cyclisatie, waarbij beide anomeren gevormd kunnen worden. De uiteindelijke verhouding van de anomeren wordt bepaald door hun relatieve stabiliteit [18](#page=18) [19](#page=19). > **Tip:** De lineaire vorm van monosachariden is doorgaans slechts in zeer lage concentraties aanwezig in de evenwichtsoplossing [19](#page=19). #### 4.2.2 Definities en voorstellingswijzen ##### 4.2.2.1 Pyranose- en Furanosevormen Aldopentosen en aldohexosen kunnen vijfringen (furanosevorm) of zesringen (pyranosevorm) vormen. De pyranosevorm is bij aldohexosen doorgaans de meest voorkomende [20](#page=20) [25](#page=25). * **Pyranosevorm:** Ontstaat door hemiacetalvorming tussen de aldehydefunctie (C1) en de hydroxylgroep op C5 [20](#page=20). * **Furanosevorm:** Ontstaat door hemiacetalvorming tussen de aldehydefunctie (C1) en de hydroxylgroep op C4 [20](#page=20). ##### 4.2.2.2 Anomeer koolstofatoom en glycosidische hydroxylfunctie Het **anomeer koolstofatoom** is het koolstofatoom in de ring dat verbonden is met twee zuurstofatomen. Het correspondeert met het oorspronkelijke carbonylkoolstofatoom in de lineaire vorm en is het nieuw gevormde stereogene centrum [24](#page=24). De **glycosidische hydroxylgroep** is de hydroxylgroep die gebonden is aan het anomeer koolstofatoom. Deze groep vertoont afwijkende chemische eigenschappen ten opzichte van reguliere hydroxylgroepen [24](#page=24) [25](#page=25). ##### 4.2.2.3 Fisher-, Haworth- en stoelprojecties * **Fisherprojectie:** Beperkt nuttig voor cyclische structuren; de hydroxylgroep op C5 en C1 worden naast elkaar geplaatst om de cyclisatie aan te geven [20](#page=20). * **Haworthprojectie:** Een vlakke voorstelling van de cyclische structuur, waarbij substituenten boven of onder het vlak worden weergegeven [22](#page=22) [23](#page=23). * Bij D-sachariden is de glycosidische hydroxylgroep in de $\alpha$-vorm naar beneden gericht en in de $\beta$-vorm naar boven gericht in de Haworthprojectie [23](#page=23). * **Stoelprojectie:** Een meer realistische weergave van de cyclische zesring, die de ruimtelijke conformatie toont. Hierbij worden substituenten in axiale of equatoriale posities geplaatst [23](#page=23). > **Tip:** De stoelprojectie geeft een beter inzicht in de energetische stabiliteit van cyclische monosachariden dan de Haworthprojectie [23](#page=23) [26](#page=26). #### 4.2.3 Cyclische vormen van specifieke monosachariden ##### 4.2.3.1 Alexosen * **D-glucose:** In waterige oplossing komt D-glucose voor als een mengsel van $\alpha$-D-glucopyranose (36%), $\beta$-D-glucopyranose (64%) en een zeer kleine hoeveelheid lineaire D-glucose (0.01%). De dominantie van de $\beta$-vorm wordt verklaard door de equatoriale positie van de glycosidische OH-groep. De furanosevormen van D-glucose zijn energetisch minder gunstig en komen in geringe percentages (<1%) voor in waterige oplossingen, maar kunnen deel uitmaken van grotere sacchariden [25](#page=25) [26](#page=26). * $\alpha$-D-glucopyranose [23](#page=23) [25](#page=25). * $\beta$-D-glucopyranose [23](#page=23) [25](#page=25). * $\alpha$-D-glucofuranose [26](#page=26). * $\beta$-D-glucofuranose [26](#page=26). * **D-mannose en D-galactose:** De Haworthprojecties van D-mannose en D-galactose worden weergegeven. $\beta$-D-glucose blijkt de meest energetisch stabiele pyranosevorm te hebben van alle aldohexosen [26](#page=26). ##### 4.2.3.2 Aldopentosen (D-Ribose) Bij aldopentosen, zoals D-ribose, ontstaan door hemiacetalvorming met C4-OH furanosederivaten. Pyranosederivaten kunnen ook ontstaan door hemiacetalvorming met C5-OH, maar deze zijn energetisch minder gunstig door de aanwezigheid van axiale hydroxylgroepen [27](#page=27). * $\alpha$-D-ribofuranose [27](#page=27). * $\beta$-D-ribofuranose [27](#page=27). ##### 4.2.3.3 Ketohexosen (D-Fructose) Bij ketohexosen, zoals D-fructose, ontstaat de cyclische vorm door hemiketalvorming. Dit kan gebeuren tussen [28](#page=28): * Het eindstandige C6-OH en de ketonfunctie op C2, met vorming van een pyranosevorm [28](#page=28). * De C5-OH en de ketonfunctie op C2, met vorming van de furanosevorm [28](#page=28). Een oplossing van D-fructose in water bestaat uit een mengsel van deze isomeren, met slechts 0,25% van de open vorm. De furanosevorm wordt vaker aangetroffen in complexere sacchariden dan de pyranosevorm [28](#page=28). #### 4.2.4 Reactiviteit van cyclische monosachariden Monosachariden die cyclische vormen kunnen aannemen, komen voor meer dan 99% in deze gesloten vormen voor. Door de snelle evenwichtsinstelling tussen lineaire en cyclische vormen, kunnen monosachariden reacties vertonen die karakteristiek zijn voor hemiacetalen/hemiketalen en aldehyden/ketonen, naast de reacties van alcoholen. De chemie van monosachariden wordt dus bepaald door deze drie functionaliteiten [28](#page=28). --- # Reacties van sachariden Dit hoofdstuk beschrijft de chemische reacties die sachariden kunnen ondergaan, met name reductie en oxidatie, en de detectie van reducerende suikers [29](#page=29) [30](#page=30). ### 5.1 Reductie van suikers Ketosen en aldosen kunnen gereduceerd worden tot polyalcoholen, ook wel polyolen genoemd. De naamgeving van deze gereduceerde suikers wordt gevormd door de uitgang "-ose" van de oorspronkelijke suiker te vervangen door "-itol". De producten die ontstaan uit de reductie van aldohexosen en ketohexosen worden hexitolen genoemd, en deze komen ook in de natuur voor, met name in fruit [29](#page=29). * **Voorbeelden van reductieproducten:** * Uit D-mannose ontstaat mannitol [29](#page=29). * Uit galactose ontstaat galactitol [29](#page=29). * Het reductieproduct van D-glucose staat bekend als sorbitol in plaats van glucitol [29](#page=29). > **Tip:** Sorbitol is zoeter dan gewoon suiker, maar minder schadelijk voor het gebit omdat mondbacteriën het niet kunnen omzetten [29](#page=29). De reductie van D-mannose tot mannitol kan als volgt worden weergegeven: ```latex \documentclass{article} \usepackage{chemfig} \begin{document} \chemfig{ [@{a,1.5}]CH_2OH- [@{b,1.5}]CHOH- [@{c,1.5}]CHOH- [@{d,1.5}]CHOH- [@{e,1.5}]CHOH- [@{f,1.5}]CH_2OH } \arrow{->[H_2, Pt][D-mannose]}[a,b \arrow{->[H_2, Pt][mannitol]}[b,f \end{document} ``` De reductie van D-glucose tot sorbitol wordt weergegeven als: ```latex \documentclass{article} \usepackage{chemfig} \begin{document} \chemfig{ [@{a,1.5}]CHO- [@{b,1.5}]CHOH- [@{c,1.5}]CHOH- [@{d,1.5}]CHOH- [@{e,1.5}]CHOH- [@{f,1.5}]CH_2OH } \arrow{->[H_2, Pt][D-glucose]}[a,b \arrow{->[H_2, Pt][sorbitol]}[b,f \end{document} ``` De aanwezigheid van een ketogroep, zoals in D-fructose, kan leiden tot de vorming van twee mogelijke diastereomeren na reductie. Bij de reductie van D-fructose ontstaan zowel sorbitol als mannitol [30](#page=30). Het reductieproces van D-fructose naar sorbitol en mannitol kan schematisch worden weergegeven: ```latex \documentclass{article} \usepackage{chemfig} \begin{document} \chemfig{ [@{a,1.5}]CH_2OH- [@{b,1.5}]C(=O)- [@{c,1.5}]CHOH- [@{d,1.5}]CHOH- [@{e,1.5}]CHOH- [@{f,1.5}]CH_2OH } \arrow{->[H_2, Pt][D-fructose]}[a,b \arrow{->[H_2, Pt][sorbitol]}[b,f \arrow{->[H_2, Pt][mannitol]}[b,f % Let op: beide producten komen uit D-fructose na reductie. \end{document} ``` ### 5.2 Oxidatie van suikers Suikers die een aldehydegroep bezitten, zijn gevoelig voor oxidatie. Deze reactie kan gebruikt worden voor detectie met behulp van testen zoals de Tollens- en Fehlings-test, die specifiek zijn voor aldehyden. Bij oxidatie ontstaat een carbonzuurfunctie. De naamgeving van deze carbonzuurderivaten wordt afgeleid door de uitgang "-ose" van het oorspronkelijke suikermolecuul te vervangen door "-onzuur" [30](#page=30). * **Voorbeeld van oxidatie:** De oxidatie van D-glucose tot D-gluconzuur verloopt als volgt: ```latex \documentclass{article} \usepackage{chemfig} \begin{document} \chemfig{ [@{a,1.5}]CHO- [@{b,1.5}]CHOH- [@{c,1.5}]CHOH- [@{d,1.5}]CHOH- [@{e,1.5}]CHOH- [@{f,1.5}]CH_2OH } \arrow{->[oxidatie][D-glucose]}[a,b \chemfig{ [@{a',1.5}]COOH- [@{b',1.5}]CHOH- [@{c',1.5}]CHOH- [@{d',1.5}]CHOH- [@{e',1.5}]CHOH- [@{f',1.5}]CH_2OH } \arrow{->[D-gluconzuur]}[b',f' \end{document} ``` Suikers die deze oxidatiereactie vertonen, worden **reducerende suikers** genoemd. Dit komt doordat ze een reducerende werking hebben op de reagentia die gebruikt worden bij de detectietests, zoals Tollens en Fehling [30](#page=30). --- ## 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 | |------|------------| | Oxidatiegetal | Een formeel getal dat de oxidatietoestand van een atoom in een chemische verbinding aangeeft, gebaseerd op de conventie van relatieve elektronegativiteit van gebonden atomen. | | Aldehydes | Organische verbindingen die een carbonylgroep (C=O) bevatten aan het einde van een koolstofketen, met de algemene formule R-CHO. | | Carbonzuur | Organische verbindingen die een carboxylgroep (-COOH) bevatten, gekenmerkt door een koolstofatoom dubbel gebonden aan een zuurstofatoom en enkel gebonden aan een hydroxylgroep. | | Alcoholen | Organische verbindingen die een hydroxylgroep (-OH) gebonden aan een verzadigd koolstofatoom bevatten. | | Primaire alcohol | Een alcohol waarbij de hydroxylgroep gebonden is aan een primair koolstofatoom, dat op zijn beurt gebonden is aan maximaal één ander koolstofatoom. | | Secundaire alcohol | Een alcohol waarbij de hydroxylgroep gebonden is aan een secundair koolstofatoom, dat op zijn beurt gebonden is aan twee andere koolstofatomen. | | Tertiaire alcohol | Een alcohol waarbij de hydroxylgroep gebonden is aan een tertiair koolstofatoom, dat op zijn beurt gebonden is aan drie andere koolstofatomen. | | Reductiereagens | Een stof die een andere stof kan reduceren door elektronen af te staan of waterstof toe te voegen. | | Oxiderend reagens | Een stof die een andere stof kan oxideren door elektronen op te nemen of zuurstof toe te voegen. | | Katalytische hydrogenatie | Een chemische reactie waarbij waterstofgas (H2) wordt toegevoegd aan een onverzadigde verbinding, gekatalyseerd door metalen zoals platina (Pt), nikkel (Ni) of palladium (Pd). | | Sachariden | Een algemene term voor suikers, ook wel koolhydraten genoemd, die de meest verspreide organische moleculen in de natuur zijn. | | Monosachariden | De eenvoudigste koolhydraten die niet verder gehydrolyseerd kunnen worden tot kleinere suikereenheden, zoals glucose en fructose. | | Oligosachariden | Koolhydraten die zijn opgebouwd uit een beperkt aantal (2 tot 10) monosacharide-eenheden, chemisch aan elkaar verbonden. | | Polysachariden | Koolhydraten die zijn opgebouwd uit tien of meer monosacharide-eenheden, zoals cellulose en zetmeel. | | Aldosen | Monosachariden die een aldehydegroep (-CHO) bevatten. | | Ketosen | Monosachariden die een ketongroep (C=O) bevatten. | | Stereochemie | De studie van de ruimtelijke structuur van moleculen en de relatie tussen structuur en reactiviteit. | | Stereogeen centrum | Een atoom (meestal koolstof) dat gebonden is aan vier verschillende groepen, waardoor het chirale eigenschappen kan vertonen. | | Enantiomeren | Stereoisomeren die elkaars spiegelbeeld zijn en niet op elkaar te superponeren zijn. | | Diastereomeren | Stereoisomeren die geen spiegelbeeld van elkaar zijn en zich onderscheiden in de configuratie van ten minste twee stereogene centra. | | D, L-nomenclatuur | Een systeem voor het classificeren van enantiomeren, met name gebruikt voor suikers en aminozuren, gebaseerd op de relatie met glyceraldehyde. | | Fisher-projectie | Een tweedimensionale weergave van een chirale molecuul, waarbij horizontale lijnen substituenten voor het vlak en verticale lijnen substituenten achter het vlak voorstellen. | | Mutarotatie | Het verschijnsel waarbij de specifieke rotatie van een vers bereide oplossing van een zuiver sacharide met de tijd verandert als gevolg van cyclisatie en evenwichtsinstelling. | | Hemiacetaal | Een functionele groep die wordt gevormd door de reactie van een aldehyde of keton met een alcohol, waarbij een hydroxylgroep en een alkoxygroep aan hetzelfde koolstofatoom gebonden zijn. | | Pyranose | Een cyclische vorm van een monosacharide die een zesring (bestaande uit vijf koolstofatomen en één zuurstofatoom) vormt. | | Furanose | Een cyclische vorm van een monosacharide die een vijfring (bestaande uit vier koolstofatomen en één zuurstofatoom) vormt. | | Anomeer koolstofatoom | Het koolstofatoom in de cyclische vorm van een suiker dat oorspronkelijk de carbonylgroep was; het is gebonden aan zowel een hydroxylgroep (of alkoxygroep) als een zuurstofatoom van de ring. | | Glycosidische hydroxylfunctie | De hydroxylgroep die gebonden is aan het anomere koolstofatoom in de cyclische vorm van een suiker; deze is reactiever dan reguliere hydroxylgroepen. | | Haworth-voorstelling | Een vereenvoudigde manier om de cyclische structuur van suikers weer te geven, waarbij de ring als plat wordt voorgesteld met substituenten boven of onder het vlak. | | Stoelconformatie | Een meer realistische weergave van de ruimtelijke structuur van een zesring, zoals de pyranose ring van suikers, die de energe tisch meest stabiele vorm weergeeft. | | Reducerende suiker | Een koolhydraat dat de eigenschap heeft om metalen zoals zilver of koper te reduceren in alkalische oplossingen, wat aangeeft dat het een vrije aldehydefunctie of een openende ketonfunctie kan vormen. |

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

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

# Redoxprocessen en elektrodepotentiaal Hier is een gedetailleerde samenvatting van het onderwerp "Redoxprocessen en elektrodepotentiaal", opgesteld volgens de gestelde instructies. ## 1. Redoxprocessen en elektrodepotentiaal Dit hoofdstuk introduceert de fundamentele concepten van redoxreacties, hun kwantitatieve analyse via elektrodepotentiaal, en de concepten van normpotentiaal en de Nernstvergelijking [5](#page=5). ### 1.1 Oxidatie, reductie en redoxreacties Redoxreacties zijn chemische reacties waarbij elektronen worden uitgewisseld [6](#page=6). #### 1.1.1 Oxidatie Oxidatie is een proces waarbij een atoom: * Stijgt in oxidatiegetal (OG) [7](#page=7). * Elektronen afstaat [7](#page=7). * Een meer positieve lading verkrijgt [7](#page=7). * Geoxideerd wordt [7](#page=7). * Werkt als een reductor (reducent/reductans) [7](#page=7). #### 1.1.2 Reductie Reductie is een proces waarbij een atoom: * Daalt in oxidatiegetal (OG) [7](#page=7). * Elektronen opneemt [7](#page=7). * Een meer negatieve lading verkrijgt [7](#page=7). * Gereduceerd wordt [7](#page=7). * Werkt als een oxidator (oxidans) [7](#page=7). #### 1.1.3 Redoxreactie In een redoxreactie treden oxidatie en reductie altijd gelijktijdig op, waarbij het aantal afgestane elektronen gelijk is aan het aantal opgenomen elektronen. De oxidator wordt gereduceerd en de reductor wordt geoxideerd [7](#page=7). **Voorbeeld:** De reactie Ce⁴⁺ + Fe²⁺ ⇌ Ce³⁺ + Fe³⁺. Hierbij draagt Fe²⁺ een elektron over aan Ce⁴⁺. Fe²⁺ is de reductor en Ce⁴⁺ is de oxidator [7](#page=7). #### 1.1.4 Halfreacties (deelreacties) Een redoxreactie kan worden gesplitst in twee halfreacties: oxidatie en reductie [8](#page=8). * Reductie: Ce⁴⁺ + 1 e⁻ ⇌ Ce³⁺ [8](#page=8). * Oxidatie: Fe²⁺ ⇌ Fe³⁺ + 1 e⁻ [8](#page=8). Om de globale reactie te verkrijgen, worden de halfreacties zodanig aangepast dat het aantal elektronen gelijk is, en vervolgens opgeteld. Halfreacties kunnen echter niet afzonderlijk worden waargenomen; ze komen altijd samen voor [8](#page=8). #### 1.1.5 Redoxkoppel (redoxstelsel) Een redoxkoppel verwijst naar een deelreactie die een element bevat met een verschillend oxidatiegetal voor en na de reactiepijl. Volgens IUPAC-afspraken worden deelreacties voorgesteld als evenwichtsreacties geschreven als reducties [8](#page=8). * Algemene vorm: OX + n e⁻ ⇌ RED [8](#page=8). * Voorbeelden: Cu²⁺/Cu, I₂/I⁻ [8](#page=8). Een redoxreactie treedt altijd op tussen twee redoxkoppels [9](#page=9). #### 1.1.6 Analogie met zuur-base reacties Er is een opmerkelijke overeenkomst tussen zuur-base reacties en redoxreacties: * **Zuur-base:** Protondonor + Protonacceptor ⇌ Protonacceptor + Protondonor [9](#page=9). * **Redox:** Elektronendonor (reductor) + Elektronenacceptor (oxidator) ⇌ Elektronenacceptor (oxidator) + Elektronendonor (reductor) [9](#page=9). ### 1.2 Kwalitatieve studie van de sterkte van reductoren en oxidatoren De sterkte van reductoren en oxidatoren kan kwalitatief worden ingeschat door middel van rangschikkingen zoals de spanningsreeks voor metalen of een analoge reeks voor niet-metalen (#page=9, 10) [10](#page=10) [9](#page=9). #### 1.2.1 Metalen Metalen geven gemakkelijk elektronen af, vormen positieve ionen, worden geoxideerd en zijn dus reductoren [9](#page=9). * **Sterke/onedele metalen:** Oxideren gemakkelijk, hun metaalion is een zwakke oxidator [10](#page=10). * **Zwakke/edele metalen:** Worden moeilijk geoxideerd, hun metaalion is een sterke oxidator [10](#page=10). Spontane redoxreacties treden op tussen een sterke reductor (metaal) en een sterke oxidator (metaalion van een ander redoxsysteem) [10](#page=10). #### 1.2.2 Niet-metalen Niet-metalen nemen gemakkelijk elektronen op, vormen negatieve ionen, worden gereduceerd en zijn dus oxidatoren [10](#page=10). * Hoe gemakkelijker een niet-metaal elektronen opneemt (gereduceerd wordt), hoe sterker de oxidator is. Het overeenkomstige ion is dan een zwakke reductor [10](#page=10). ### 1.3 Kwantitatieve studie van de sterkte van reductoren en oxidatoren: de elektrodepotentiaal #### 1.3.1 Normpotentiaal of standaardelektrodepotentiaal (E⁰) Wanneer een metaal in contact komt met water, lossen metaalionen op en laat het metaal elektronen achter, wat leidt tot een potentiaalverschil tussen het metaal en de oplossing. Dit potentiaalverschil wordt de elektrodepotentiaal genoemd [11](#page=11). De standaard elektrodepotentiaal of normpotentiaal (E⁰) is de elektrodepotentiaal die ontstaat bij 298 K (25 °C) en 1013 hPa, tussen een metaalplaatje en een waterige oplossing van metaalionen met een concentratie van 1 mol/L [11](#page=11). #### 1.3.2 Bepaling van E⁰ met de standaard waterstofelektrode (SHE) Om de normpotentiaal van een redoxkoppel te bepalen, meet men het potentiaalverschil met een referentie-redoxkoppel onder normomstandigheden. Absolute potentialen kunnen niet worden gemeten, enkel potentiaalverschillen [12](#page=12). De standaard waterstofreferentie-elektrode (SHE), ook wel normaal waterstof elektrode (NHE) genoemd, is de internationale referentie-elektrode [12](#page=12). * **Opbouw:** Platina in een zure oplossing met bekende waterstofionen-activiteit, verzadigd met waterstofgas bij constante druk [12](#page=12). * **Halfreactie:** 2 H⁺ (aq) + 2 e⁻ ⇌ H₂ (g) [12](#page=12). * **Conventie:** De SHE krijgt een potentiaal van 0,000 V bij alle temperaturen [12](#page=12). De normpotentiaal E⁰ van een redoxkoppel is het gemeten ems (elektromotorische kracht) tussen het koppel en de SHE onder standaardomstandigheden (activiteit = 1 mol/L, T = 298 K, p = 1013 hPa). De positieve pool van de voltmeter wordt verbonden met het te meten redoxkoppel [13](#page=13). * **Interpretatie van E⁰:** * Negatieve E⁰: Sterkere reductor dan H₂, zwakkere oxidator dan H⁺ [13](#page=13). * Positieve E⁰: Zwakkere reductor dan H₂, sterkere oxidator dan H⁺ [13](#page=13). #### 1.3.3 De Nernstvergelijking De Nernstvergelijking beschrijft de reële elektrodepotentiaal in niet-standaardomstandigheden, met name bij afwijkende concentraties [13](#page=13). Voor de halfreactie: $a A + b B + \dots + n e^- \rightleftharpoons c C + d D + \dots$ [14](#page=14). De elektrodepotentiaal (E) wordt gegeven door: $$E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln \frac{[C]^c [D]^d \dots}{[A]^a [B]^b \dots}$$ [14](#page=14). Waarin: * $E^\circ$: Standaardelektrodepotentiaal [14](#page=14). * $R$: Ideale gasconstante ($8,314 \, \text{J} / \text{mol} \cdot \text{K}$) [14](#page=14). * $T$: Absolute temperatuur (Kelvin) [14](#page=14). * $n$: Aantal elektronen betrokken in de halfreactie [14](#page=14). * $F$: Constante van Faraday ($96485 \, \text{C} / \text{mol elektronen}$) [14](#page=14). * $\ln$: Natuurlijke logaritme [14](#page=14). Bij 25 °C en gebruikmakend van tiendelige logaritmen (log) vereenvoudigt de vergelijking tot: $$E = E^\circ - \frac{0,0592}{n} \log \frac{[C]^c [D]^d \dots}{[A]^a [B]^b \dots}$$ [14](#page=14). In de praktijk worden activiteiten (vierkante haken) vaak vervangen door concentraties [14](#page=14). **Voorbeelden:** * Zn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Zn: $E = E^0 - 0,0296 \log \frac{1}{[\text{Zn}^{2+}]} = -0,76 \, \text{V} + 0,030 \log [\text{Zn}^{2+}]$ [14](#page=14). * MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ + 5 e⁻ ⇌ Mn²⁺ + 12 H₂O: $E = E^0 - \frac{0,0592}{5} \log \frac{[\text{Mn}^{2+}]}{[\text{MnO}_4^-][\text{H}_3\text{O}^+]^8}$ [14](#page=14). * Bij pH = 0 en gelijke concentraties MnO₄⁻ en Mn²⁺ is E = 1,51 V. * Bij pH = 7 en gelijke concentraties MnO₄⁻ en Mn²⁺ is E = 0,84 V. * Dit toont aan dat bij stijgende pH het oxiderend vermogen van MnO₄⁻/Mn²⁺ vermindert [14](#page=14). #### 1.3.4 Formele potentiaal (E⁰’) Formele redoxpotentialen (E⁰’) zijn redoxpotentialen bepaald onder omstandigheden die afwijken van standaardomstandigheden, bijvoorbeeld in aanwezigheid van een bepaald zuur. Ze kunnen aanzienlijk afwijken van de standaardelektrodepotentiaal [15](#page=15). * **Voorbeeld:** Ag⁺ + 1 e⁻ ⇌ Ag, E⁰ = +0,799 V. E⁰’ = 0,228 V in 1 M HCl [15](#page=15). Formele potentialen worden gebruikt voor een betere overeenstemming tussen theoretische berekeningen en experimentele waarnemingen [15](#page=15). ### 1.4 Elektrochemische cellen Een elektrochemische cel is een opstelling waarbij een redoxreactie plaatsvindt om elektrische energie te genereren (galvanische cel) of waarbij elektrische energie wordt gebruikt om een niet-spontane reactie te laten verlopen (elektrolysecel) (#page=15, 16) [15](#page=15) [16](#page=16). #### 1.4.1 Opbouw van een elektrochemische cel Een elektrochemische cel bestaat uit: * Twee geleiders (elektroden) [16](#page=16). * Een elektrolytoplossing [16](#page=16). * Een elektrolytbrug/zoutbrug om het circuit te sluiten en ladingsopbouw te voorkomen [16](#page=16). * Een extern circuit voor elektronenoverdracht [16](#page=16). #### 1.4.2 Anode en kathode * **Anode:** De elektrode waar oxidatie plaatsvindt. (KRAO: Kathode Reductie Anode Oxidatie) [16](#page=16). * **Kathode:** De elektrode waar reductie plaatsvindt [16](#page=16). #### 1.4.3 Galvanische cellen en elektrolysecellen * **Galvanische cellen (volta-cellen):** Produceren spontaan een stroom en zetten chemische energie om in elektrische energie. De halfcel met de sterkste reductor vormt de negatieve pool (anode); de kathode is de positieve pool [16](#page=16) [17](#page=17). * **Elektrolysecellen:** Vereisen een externe aanvoer van elektrische energie om niet-spontane reacties te laten verlopen. Elektrische energie wordt omgezet in chemische energie. De kathode is negatief, de anode is positief (KNAP: Kathode Negatief Anode Positief) [16](#page=16) [17](#page=17). #### 1.4.4 Reversibele en irreversibele cellen * **Reversibele cel:** De zin van de reactie kan worden omgewisseld door de zin van de elektronenstroom te wijzigen (bv. oplaadbare batterij) [17](#page=17). * **Irreversibele cel:** Het wijzigen van de elektronenstroomzin leidt niet tot dezelfde reactie in omgekeerde zin (bv. niet-oplaadbare batterij) [17](#page=17). #### 1.4.5 Celschema Chemici gebruiken een verkorte weergave: links de anode (reductor | oxidator) en rechts de kathode (oxidator | reductor). Een enkele verticale lijn duidt op een fasegrens, een dubbele verticale lijn op twee grensvlakken (bv. zoutbrug) [17](#page=17). **Voorbeeld: Daniell cel** Zn | Zn²⁺ (x mol/L) || Cu²⁺ (y mol/L) | Cu [18](#page=18). * Anode (links): Zink elektrode in ZnSO₄ oplossing [18](#page=18). * Kathode (rechts): Koper elektrode in CuSO₄ oplossing [18](#page=18). **Mechanismen in de Daniell cel:** 1. Beweging van elektronen in het externe circuit. 2. Beweging van ionen (kationen en anionen) in de cel om ladingsopbouw te voorkomen. Anionen migreren naar het anodecompartiment, kationen naar het kathodecompartiment [19](#page=19). 3. Koppeling van ionengeleiding met elektronen geleiding via halfreacties aan de elektroden [19](#page=19). ### 1.5 De bronspanning of celpotentiaal (Ecel) De bronspanning of celpotentiaal is het potentiaalverschil tussen de elektroden en meet het vermogen van een cel om elektronen te verpompen [19](#page=19). Volgens IUPAC-conventies: $$E_\text{cel} = E_\text{kathode} - E_\text{anode} = E_\text{reductie} - E_\text{oxidatie} = E_\text{OX} - E_\text{RED}$$ [20](#page=20). Voor het celschema is dit $E_\text{cel} = E_\text{rechts} - E_\text{links}$ [20](#page=20). * Een positieve $E_\text{cel}$ wijst op een galvanische cel (spontane reactie) [20](#page=20). * Een negatieve $E_\text{cel}$ wijst op een elektrolysecel (niet-spontane reactie) [20](#page=20). De celpotentiaal is gerelateerd aan de Gibbs vrije energie ($\Delta G$): $$\Delta G = -n F E_\text{cel}$$ [20](#page=20). * Heeft men een positieve bronspanning, dan is $\Delta G$ negatief en treedt de reactie spontaan op [20](#page=20). * Is de celpotentiaal negatief, dan is $\Delta G$ positief en is de reactie niet spontaan [20](#page=20). **Daniell cel bij standaardomstandigheden:** $E^\circ_\text{cel} = E^\circ_\text{Cu²⁺/Cu} - E^\circ_\text{Zn²⁺/Zn} = 0,34 \, \text{V} - (-0,76 \, \text{V}) = 1,10 \, \text{V}$ [20](#page=20). De celpotentiaal gemeten bij open circuit wordt ook wel de **elektromotorische kracht (emf)** genoemd [21](#page=21). #### 1.5.1 Celpotentiaal bij ontlading Wanneer het circuit wordt gesloten, loopt er stroom, wordt potentiële energie omgezet in elektrische energie, en daalt de celpotentiaal geleidelijk. Bij evenwicht is de celpotentiaal nul en kan de cel geen arbeid meer verrichten (lege batterij). De Nernstvergelijking verklaart waarom de potentiaalverschillen kleiner worden naarmate de reactie vordert [21](#page=21). Standaardelektrodepotentialen komen overeen met de standaard emf van een cel waarin de referentiewaterstofelektrode aan de linkerzijde staat; dit worden standaardreductiepotentialen genoemd [21](#page=21). ### 1.6 Berekening van evenwichtsconstanten van redoxreacties Bij evenwicht is $E_\text{cel} = 0$, wat impliceert dat de elektrodepotentialen van alle halfreacties gelijk zijn [22](#page=22). Voor de Daniell cel bij evenwicht: $E_{\text{Zn²⁺/Zn}} = E_{\text{Cu²⁺/Cu}}$ [22](#page=22). Door de Nernstvergelijking toe te passen en de gelijkheid bij evenwicht te stellen, kan de evenwichtsconstante (Kev) worden afgeleid: $$E^\circ_\text{cel} = \frac{0,0592}{n} \log K_\text{ev}$$ [22](#page=22). Algemeen: $$\log K_\text{ev} = \frac{n E^\circ_\text{cel}}{0,0592} = \frac{E^\circ_\text{kathode} - E^\circ_\text{anode}}{0,0592}$$ [23](#page=23). Een grote Kev duidt op een reactie die grotendeels naar rechts verloopt. Kev is afhankelijk van het verschil in standaard elektrodepotentialen [23](#page=23). **Opmerking over significante cijfers:** Bij het nemen van logaritmes en antilogaritmes moeten de regels voor significante cijfers zorgvuldig worden toegepast [23](#page=23). ### 1.7 Dismutatie of disproportionering Dismutatie is een reactie waarbij dezelfde stof zowel wordt geoxideerd als gereduceerd. De stof gedraagt zich zowel als oxidator als reductor [23](#page=23). **Voorbeelden:** * **Koper(I):** 2 Cu⁺ ⇌ Cu²⁺ + Cu (#page=23, 24) [23](#page=23) [24](#page=24). * **Waterstofperoxide:** 2 H₂O₂ ⇌ O₂(g) + 2 H₂O [24](#page=24). * **Dijood:** I₂ + 2 OH⁻ ⇌ IO⁻ + I⁻ + H₂O [24](#page=24). * **Superoxideion:** 2 O₂⁻ + 2 H₂O → O₂ + H₂O₂ + 2 OH⁻ [24](#page=24). ### 1.8 Visuele voorstelling van redoxprocessen #### 1.8.1 Verdelingscoëfficiënten en verdelingsdiagrammen voor redoxkoppels Net als bij zuren, basen en complexen, kunnen $\alpha$-waardes (verdelingscoëfficiënten) worden ingevoerd voor redoxevenwichten [25](#page=25). Voor de halfreactie Ox + n e⁻ ⇌ RED geldt: $$E = E^\circ - \frac{0,0592}{n} \log \frac{[\text{RED}]}{[\text{OX}]}$$ [25](#page=25). Hieruit kunnen de verdelingscoëfficiënten voor de gereduceerde ($\alpha_\text{RED}$) en geoxideerde ($\alpha_\text{OX}$) vormen worden afgeleid: $$\alpha_\text{RED} = \frac{[\text{RED}]}{[\text{RED}] + [\text{OX}]} = \frac{1}{1 + 10^{\frac{n(E^\circ - E)}{0,0592}}}$$ [25](#page=25). $$\alpha_\text{OX} = \frac{[\text{OX}]}{[\text{RED}] + [\text{OX}]} = 1 - \alpha_\text{RED}$$ [25](#page=25). **Voorbeeld:** Vergelijking van $\alpha_\text{RED}$ en $\alpha_\text{OX}$ voor Fe³⁺/Fe²⁺ en Ce⁴⁺/Ce³⁺ [26](#page=26). #### 1.8.2 Redox dominantie diagrammen Redox dominantie diagrammen tonen bij elke potentiaal de meest stabiele oxidatietoestand van een element [26](#page=26). * De verticale as vertegenwoordigt de potentiaal (E) [26](#page=26). * De horizontale lijnen scheiden de dominantiegebieden van verschillende oxidatietoestanden [27](#page=27). * Boven een grens overheerst de geoxideerde vorm, eronder de gereduceerde vorm [31](#page=31). **Voorbeeld: Redox dominantie diagram van ijzer** De diagrammen worden geconstrueerd op basis van de standaardreductiepotentialen van de verschillende halfreacties [27](#page=27). * FeO₄²⁻ + 8 H⁺ + 3 e⁻ ⇌ Fe³⁺ + 4 H₂O, E⁰ = +2,20 V [27](#page=27). * Fe³⁺ + 1 e⁻ ⇌ Fe²⁺, E⁰ = +0,77 V [27](#page=27). * Fe²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Fe(s), E⁰ = -0,44 V [27](#page=27). Redox dominantie diagrammen helpen bij het voorspellen van de spontaniteit van redoxreacties. Niet-overlappende domeinen duiden op een reactie die leidt tot stabielere vormen waarvan de domeinen wel overlappen [27](#page=27) [28](#page=28). #### 1.8.3 Het redox dominantie gebied van water Water kan zowel oxideren als reduceren en moet in aanmerking worden genomen bij reacties in waterige oplossingen [29](#page=29). * **Oxidatie van water:** 2 H₂O ⇌ 4 H⁺ + O₂ + 4 e⁻, E⁰ = 1,229 V (langzaam zonder overpotentiaal) [29](#page=29). * **Reductie van water:** 2 H⁺ + 2 e⁻ ⇌ H₂, E⁰ = 0,000 V (langzaam zonder overpotentiaal) [29](#page=29). In water (bij standaardomstandigheden) zijn species met E⁰ waarden tussen ongeveer -0,6 V en +1,8 V thermodynamisch stabiel. Species met E⁰ waarden buiten dit bereik reageren met water [29](#page=29). #### 1.8.4 Gevaar van explosieve redoxreacties Als het potentiaalverschil tussen reductor en oxidator meer dan 1,0 V bedraagt, kan de reactie explosief zijn. Dit kan verklaard worden door 'gaten' in het redox dominantie diagram, wat duidt op thermodynamische instabiliteit [30](#page=30). #### 1.8.5 Constructie van redox dominantie diagrammen De procedure omvat: 1. Verzamelen van alle reductie halfreacties met hun standaard elektrodepotentialen, gerangschikt van de hoogste naar de laagste oxidatietoestand [31](#page=31). 2. Construeren van een verticale schaal van +3 V tot -3 V [31](#page=31). 3. Tekenen van horizontale scheidingslijnen bij de E⁰ waarden. Boven de lijn overheerst de geoxideerde vorm, eronder de gereduceerde vorm [31](#page=31). Stoffen die spontaan dismuteren, worden niet direct in het diagram opgenomen, maar de instabiliteit wordt aangegeven door een 'gat' [31](#page=31). **Voorbeeld: Redox dominantie diagram van zilver** [31](#page=31). --- # Redoxtitraties en eindpuntsbepaling Dit topic behandelt redoxtitraties, de evolutie van de systeempotentiaal tijdens zo'n titratie, de opstelling van titratiecurves en de verschillende methoden voor eindpuntsbepaling [37](#page=37). ### 2.1 Evolutie van de systeempotentiaal bij een redoxtitratie Bij een redoxtitratie reageert een reductor (RED1) met een oxidator (OX2). Zolang het systeem zich in een evenwichtstoestand bevindt, zijn de elektrodepotentialen van de halfreacties gelijk: $E_{OX1/RED1} = E_{OX2/RED2} = E_{systeem}$. Gedurende de titratie veranderen de concentratieverhoudingen van de redoxkoppels, waardoor de systeempotentiaal ($E_{systeem}$) varieert. In de buurt van het equivalentiepunt (EP) treedt een grote verandering in $E_{systeem}$ op, vergelijkbaar met de pH-sprong bij zuur-base titraties. De redoxtitratiecurve plot de systeempotentiaal ($E_{systeem}$) in functie van het toegevoegde volume titrans [37](#page=37). De systeempotentiaal kan worden berekend met de Nernst-vergelijking voor beide halfreacties. De keuze voor welke halfreactie de berekening wordt uitgevoerd, hangt af van de vorderingsgraad van de titratie [38](#page=38). Voor het equivalentiepunt, wanneer de concentratie van de titrans nog laag is, wordt de $E_{systeem}$ berekend met de Nernst-vergelijking van het redoxkoppel dat het analiet bevat. Bijvoorbeeld, voor de titratie van $Fe^{2+}$ met $Ce^{4+}$: $E_{systeem} = E_{Fe^{3+}/Fe^{2+}} = E^{\circ}_{Fe^{3+}/Fe^{2+}} - \frac{0,0592}{1} \log \frac{[Fe^{2+}]}{[Fe^{3+}]}$ [38](#page=38). Na het equivalentiepunt, wanneer de concentratie van het analiet zeer laag is, wordt de $E_{systeem}$ berekend met de Nernst-vergelijking van het redoxkoppel dat de titrans bevat. Voor de titratie van $Fe^{2+}$ met $Ce^{4+}$: $E_{systeem} = E_{Ce^{4+}/Ce^{3+}} = E^{\circ}_{Ce^{4+}/Ce^{3+}} - \frac{0,0592}{1} \log \frac{[Ce^{3+}]}{[Ce^{4+}]}$ [38](#page=38). Bij het equivalentiepunt, wanneer de concentraties van $Fe^{3+}$ en $Ce^{3+}$ gelijk zijn, en die van $Fe^{2+}$ en $Ce^{4+}$ ook aan elkaar gelijk zijn, kan $E_{systeem}$ vereenvoudigd worden berekend. Door de Nernst-vergelijkingen voor beide halfreacties op te tellen en rekening te houden met $[Fe^{3+}] = [Ce^{3+}]$ en $[Fe^{2+}] = [Ce^{4+}]$ bij het EP, geldt: $2 E_{EP} = E^{\circ}_{Fe^{3+}/Fe^{2+}} + E^{\circ}_{Ce^{4+}/Ce^{3+}} - \frac{0,0592}{1} \log \frac{[Fe^{3+}][Ce^{3+}]}{[Fe^{2+}][Ce^{4+}]}$ Aangezien $[Fe^{3+}] = [Ce^{3+}]$ en $[Fe^{2+}] = [Ce^{4+}]$ bij het EP, is de logterm gelijk aan $\log =0$ [1](#page=1). $E_{EP} = \frac{E^{\circ}_{Fe^{3+}/Fe^{2+}} + E^{\circ}_{Ce^{4+}/Ce^{3+}}}{2}$ [38](#page=38). Algemeen, bij het EP, geldt: $E_{EP} = \frac{n_1 E^{\circ}_1 + n_2 E^{\circ}_2}{n_1 + n_2}$, waar $n_1$ en $n_2$ het aantal uitgewisselde elektronen in de respectievelijke halfreacties zijn [38](#page=38). #### 2.1.1 Voorbeeld: Titratie van $Fe^{2+}$ met $Ce^{4+}$ Een titratie van 50,00 mL $Fe^{2+}$ (0,0500 mol/L) met $Ce^{4+}$ (0,1000 mol/L) in 1 mol/L $H_2SO_4$. Halfreacties: $Ce^{4+} + 1 e^{-} \rightleftharpoons Ce^{3+}$ $E^{\circ'} = 1,44$ V [39](#page=39). $Fe^{3+} + 1 e^{-} \rightleftharpoons Fe^{2+}$ $E^{\circ'} = 0,68$ V [39](#page=39). * **Start:** Vóór toevoeging van $Ce^{4+}$, is er onvoldoende informatie om $E_{systeem}$ te berekenen [39](#page=39). * **Na toevoegen van 5,00 mL $Ce^{4+}$:** $[Fe^{3+}] = \frac{0,0500 \text{ mol/L} \times 50,00 \text{ mL}}{55,00 \text{ mL}} = 0,0455 \text{ mol/L}$ [40](#page=40). $[Fe^{2+}] = \frac{0,0500 \text{ mol/L} \times 50,00 \text{ mL} - 0,1000 \text{ mol/L} \times 5,00 \text{ mL}}{55,00 \text{ mL}} = 0,0409 \text{ mol/L}$ (aannemende dat $[Ce^{4+}]$ verwaarloosbaar is) [40](#page=40). $E_{systeem} = 0,68 \text{ V} - \frac{0,0592}{1} \log \frac{0,0409}{0,0455} = 0,64$ V [40](#page=40). * **Bij het EP (na toevoegen van 25 mL $Ce^{4+}$):** $E_{EP} = \frac{1,44 \text{ V} + 0,68 \text{ V}}{2} = 1,06$ V [40](#page=40). * **Na toevoegen van 25,10 mL $Ce^{4+}$:** $[Ce^{3+}] = \frac{0,1000 \text{ mol/L} \times 25,00 \text{ mL}}{50,10 \text{ mL}} = 0,0499 \text{ mol/L}$ [40](#page=40). $[Ce^{4+}] = \frac{0,1000 \text{ mol/L} \times 0,10 \text{ mL}}{50,10 \text{ mL}} = 0,00020 \text{ mol/L}$ (aannemende dat $[Fe^{2+}]$ verwaarloosbaar is) [40](#page=40). $E_{systeem} = 1,44 \text{ V} - \frac{0,0592}{1} \log \frac{0,0499}{0,00020} = 1,30$ V [40](#page=40). De overzichtstabel toont hoe de $E_{systeem}$ evolueert met het toegevoegde volume $Ce^{4+}$. De titratiecurve is symmetrisch rond het EP indien beide redoxkoppels 1:1 molaire verhoudingen hebben [41](#page=41) [42](#page=42). Kenmerkende punten op de curve: * Na toevoegen van 12,5 mL $Ce^{4+}$ (vorderingsgraad 0,5): $[Fe^{3+}] = [Fe^{2+}]$, dus $E_{systeem} = E^{\circ'}_{Fe^{3+}/Fe^{2+}} = 0,68$ V [42](#page=42). * Na toevoegen van 50 mL $Ce^{4+}$ (vorderingsgraad 2): $[Ce^{3+}] = [Ce^{4+}]$, dus $E_{systeem} = E^{\circ'}_{Ce^{4+}/Ce^{3+}} = 1,44$ V [42](#page=42). De potentiaal sprong rond het EP wordt beïnvloed door de evenwichtsconstante ($K_{ev}$). Een hogere $K_{ev}$ leidt tot een grotere sprong. Oplossingen met twee verschillende oxidatoren of reductoren kunnen twee potentiaal sprongen vertonen, mits het verschil in elektrodepotentiaal groot genoeg is [42](#page=42). ### 2.2 Eindpuntsbepaling bij redoxtitraties Er zijn drie hoofdmethoden voor het bepalen van het eindpunt bij redoxtitraties [42](#page=42): #### 2.2.1 Potentiometrische bepaling De oplossing wordt deel van een elektrochemische cel met een referentie-elektrode en een indicator-elektrode (vaak Pt). De potentiaal van de indicator-elektrode wordt gemeten als functie van het toegevoegde titransvolume, wat resulteert in een experimentele titratiecurve. Het equivalentiepunt wordt afgeleid uit het buigpunt van deze curve [42](#page=42). #### 2.2.2 Zelfindicatie Dit is mogelijk wanneer de geoxideerde en gereduceerde vormen van een redoxkoppel in de titratie verschillende kleuren hebben. Een bekend voorbeeld is $KMnO_4$. De paarse kleur van $MnO_4^{-}$ verdwijnt wanneer het gereduceerd wordt tot kleurloos $Mn^{2+}$. Bij een overmaat $KMnO_4$ verschijnt de paarse kleur weer, wat het eindpunt aangeeft [43](#page=43). #### 2.2.3 Gebruik van een redoxindicator Redoxindicatoren veranderen van kleur bij een specifieke systeempotentiaal. Er zijn specifieke en algemene redoxindicatoren [43](#page=43). * **Specifieke redoxindicatoren:** Deze vormen kleurige complexen met specifieke ionen. Voorbeelden zijn zetmeel dat een donkerblauwe kleur vormt met trijodide-ionen ($I_3^-$) en thiocyanaation ($SCN^-$) dat met $Fe^{3+}$ een donkerrode kleur vormt [43](#page=43). * **Algemene redoxindicatoren:** Deze hebben verschillende kleuren in hun geoxideerde ($In_{OX}$) en gereduceerde ($In_{RED}$) vormen. De halfreactie is: $In_{OX} + n e^{-} \rightleftharpoons In_{RED}$ [43](#page=43). De kleurverandering treedt op wanneer de verhouding $[In_{OX}]/[In_{RED}]$ verandert van 10:1 naar 1:10. Het omslaggebied van de indicator is $[E^{\circ}_{In_{OX}/In_{RED}} - \frac{0,0592}{n}, E^{\circ}_{In_{OX}/In_{RED}} + \frac{0,0592}{n}]$. De indicator moet zodanig gekozen worden dat het omslagtraject binnen de potentiaal sprong van de titratie valt [44](#page=44). Als protonen betrokken zijn bij de reductie van de indicator, is ook de pH van invloed op het omslagtraject [44](#page=44). Enkele voorbeelden van redoxindicatoren en hun transitiepotentialen: | Indicator | Kleur OX | Kleur RED | $E^{\circ}_{In_{OX}/In_{RED}}$ (V) | Midden | | :----------------- | :--------- | :--------- | :--------------------------------- | :--------------- | | Meteenblauw | blauw | kleurloos | +0,53 | zuur (1 mol/L) | | Difenylamine | violet | kleurloos | +0,76 | verdund zuur | | Ferroïne | blauw | rood | +1,11 | $H_2SO_4$ (1 mol/L) | | Nitroferroïne | blauw | violet | +1,25 | $H_2SO_4$ (1 mol/L) | Ferroïne, een ijzer(II)-complex van orthofenantroline, is een veelgebruikte indicator vanwege zijn duidelijke kleurverandering, stabiele oplossingen en snelle reversibele reactie. Nitroferroïne heeft een andere transitiepotentiaal en is even bruikbaar [45](#page=45). Een zetmeeloplossing met een kleine hoeveelheid $I_2/I^{-}$ kan ook als redoxindicator fungeren (E° = 0,536 V) [45](#page=45). > **Tip:** Bij gebruik van redoxindicatoren moet men rekening houden met een mogelijke indicatorfout, waarvoor soms een blanco titratie nodig is [45](#page=45). Niet-omkeerbare redoxindicatoren, zoals methylrood, kunnen ook worden gebruikt. Ze worden afgebroken door een overmaat oxidans, waardoor de kleur verdwijnt [45](#page=45). ### 2.3 Voorbereiding van de analiet-oplossing Om een totale bepaling uit te voeren, moet een analiet, dat in verschillende oxidatietoestanden kan voorkomen, eerst in één specifieke oxidatietoestand worden gebracht. Dit gebeurt door voorafgaande oxidatie of reductie [46](#page=46). Een pre-oxidans of pre-reductans moet: * Kwantitatief reageren met het analiet [46](#page=46). * Snel reageren [46](#page=46). * De overmaat moet gemakkelijk verwijderd kunnen worden, omdat deze storend kan werken [46](#page=46). #### 2.3.1 Voorafgaandelijke reductie Vaak gebruikte reducerende gassen zijn waterstofgas en zwaveldioxide, die door koken verwijderd kunnen worden. Metalen zoals $Zn$, $Al$, of $Cd$ worden in stukjes toegevoegd en later gefilterd. Een kolom gevuld met fijn verdeeld metaal, een **reductor**, kan ook gebruikt worden [46](#page=46). * **Jones reductor:** Een kolom gevuld met geamalgameerd zinkpoeder. Het amalgaam remt de reductie van $H^{+}$-ionen, waardoor waterstofgasproductie wordt geminimaliseerd [47](#page=47). * **Walden reductor:** Een kolom gevuld met zilvermetaal, geschikt voor analietoplossingen in $HCl$ omdat zilverchloride neerslaat. De zilverchloride laag wordt verwijderd met een zinkstaaf. Deze reductor is selectiever dan een Jones reductor [47](#page=47). #### 2.3.2 Voorafgaandelijke oxidatie * **Natriumbismutaat ($NaBiO_3$):** Wordt in de analietoplossing gebracht en gekookt. Ongebruikt reagens wordt gefilterd. Halfreactie: $NaBiO_3(s) + 4 H^{+} + 2 e^{-} \rightleftharpoons BiO^{+} + Na^{+} + 2 H_2O$ [47](#page=47). * **Ammoniumperoxodisulfaat $((NH_4)_2S_2O_8)$:** Een sterk oxidans ($E^{\circ} = 2,01$ V), vereist $Ag^{+}$-ionen als katalysator. Halfreactie: $S_2O_8^{2-} + 2 e^{-} \rightleftharpoons 2 SO_4^{2-}$. Overmaat wordt verwijderd door koken [47](#page=47). * **Waterstofperoxide ($H_2O_2$):** Halfreactie: $H_2O_2 + 2 H^{+} + 2 e^{-} \rightleftharpoons 2 H_2O$. Overmaat wordt verwijderd door koken [47](#page=47). ### 2.4 Standaard reductantia #### 2.4.1 IJzer(II)-oplossingen Bereid uit ammoniumijzer(II)sulfaat (Mohr's zout). Oplossingen zijn onstabiel in neutrale media, maar stabieler in 0,5 M $H_2SO_4$. Vaak wordt een overmaat $Fe^{2+}$ toegevoegd aan een oxidans, waarna de overmaat wordt getitreerd met standaard $K_2Cr_2O_7$ of $Ce(IV)$ [48](#page=48). #### 2.4.2 Natriumthiosulfaat ($Na_2S_2O_3$) Een gematigd sterk reductans, gebruikt voor de bepaling van oxidantia via indirecte titratie met dijood als intermediair. $I_2 + 2 S_2O_3^{2-} \rightleftharpoons 2 I^{-} + S_4O_6^{2-}$ [48](#page=48). Deze reactie verloopt kwantitatief bij een pH < 7 [48](#page=48). Procedure: 1. Voeg een ongekende overmaat $KI$ toe aan een zwak zure oplossing van het analiet (oxidans). 2. Het analiet reduceert, waarbij $I_2$ wordt gevormd. 3. Titreer de gevormde $I_2$ met standaard $Na_2S_2O_3$. Voorbeelden van analieten die op deze manier bepaald kunnen worden zijn $MnO_4^{-}$, $MnO_2$, $IO_3^{-}$, $H_2O_2$, $Fe^{3+}$, $Cl_2$, $Br_2$, en $Cr_2O_7^{2-}$ [49](#page=49). Eindpuntsbepaling bij jood/thiosulfaat titraties gebeurt vaak met zetmeel, dat toegevoegd wordt nabij het EP om ontbinding in hoge joodconcentraties te vermijden. Thiosulfaatoplossingen zijn onstabiel en moeten regelmatig gestandaardiseerd worden. Kaliumjodaat is een geschikte primaire standaard [49](#page=49). ### 2.5 Standaard oxidantia #### 2.5.1 Kaliumpermanganaat ($KMnO_4$, permanganometrie) Sterk oxidans ($E^{\circ} = 1,51$ V) [50](#page=50). * In zuur midden: vormt $Mn^{2+}$ [50](#page=50). * In zwak zuur, neutraal of basisch midden: vormt $MnO_2$ [50](#page=50). Permanganaatoplossingen zijn onstabiel en moeten regelmatig gestandaardiseerd worden. Zelfindicatie is mogelijk door de paarse kleur van $MnO_4^{-}$. $KMnO_4$ is relatief goedkoop [50](#page=50). #### 2.5.2 Cerium(IV) ($Ce^{4+}$, cerimetrie) Sterk oxiderend ion ($E^{\circ'} = 1,44$ V). Stabieler dan $KMnO_4$, maar duurder. Vereist minimaal 0,1 M $H_2SO_4$ om neerslagvorming te voorkomen. Oplossingen zijn zeer stabiel en kunnen lang bewaard worden. Standaardisatie gebeurt met oxaalzuur, natriumoxalaat of arseen(III)oxide [50](#page=50). #### 2.5.3 Kaliumdichromaat ($K_2Cr_2O_7$) Gereduceerd tot groen $Cr^{3+}$ ion. Standaard $K_2Cr_2O_7$ oplossingen zijn zeer stabiel en bestand tegen koken. Nadeel: lagere potentiaal ($E^{\circ} = 1,33$ V) en lagere reactiesnelheid met sommige reductantia vergeleken met $KMnO_4$ en $Ce(IV)$. Vaak toegepast bij de titratie van $Fe^{II}$ [51](#page=51). Belangrijke toepassing is de bepaling van het chemisch zuurstofverbruik (CZV) in afvalwater. Hierbij wordt een overmaat dichromaat gebruikt om organische verontreiniging te oxideren. De overmaat wordt teruggetitreerd met Mohr's zout [51](#page=51). CZV = $8 \times \frac{V_{volbl} \times c_{Fe} - V_{vols} \times c_{Fe}}{V_{monster}}$ (in mg $O_2$/liter) [51](#page=51). #### 2.5.4 Dijood ($I_2$, jodimétrie/jodometrie) $I_2$ oplossingen zijn zwakke oxidantia ($E^{\circ} = 0,536$ V voor $I_3^{-}/I^{-}$). Dit maakt selectieve bepalingen mogelijk. $I_2$ wordt meestal als $I_3^{-}$ weergegeven vanwege de complexvorming met $I^{-}$. Titraties worden uitgevoerd in neutraal of zwak basisch midden [52](#page=52). * **Jodimetrie:** Titratie met dijood ($I_2$ of $I_3^{-}$) [52](#page=52). * **Jodometrie:** Titratie met jodide ($I^{-}$), wat indirect een oxidans bepaalt via de vorming van $I_2$. De termen worden vaak door elkaar gebruikt [52](#page=52). Er zijn twee hoofdprocedures bij joodtitraties: 1. Een bekende overmaat $I_2$ wordt toegevoegd aan een reductor. De overmaat $I_2$ wordt getitreerd met $Na_2S_2O_3$ [53](#page=53). 2. Een overmaat $I^{-}$ wordt toegevoegd aan een oxidans, waarbij $I_2$ ontstaat. Dit $I_2$ wordt getitreerd met een gestandaardiseerde $S_2O_3^{2-}$ oplossing [53](#page=53). #### 2.5.5 Kaliumbromaat ($KBrO_3$, bromometrie) Sterk oxidans in zuur midden ($E^{\circ} = 1,44$ V). Gereduceerd tot bromide [53](#page=53). $BrO_3^{-} + 6 H^{+} + 6 e^{-} \rightleftharpoons Br^{-} + 3 H_2O$ [53](#page=53). Het gevormde bromide reageert met overmaat bromaat tot dibroom ($Br_2$) [53](#page=53). $5 Br^{-} + BrO_3^{-} + 6 H^{+} \rightleftharpoons 3 Br_2 + 3 H_2O$ [53](#page=53). Directe titraties met $KBrO_3$ zijn beperkt. Vaak wordt het gebruikt als bron van $Br_2$ voor bromeringsreacties. Overmaat $Br_2$ kan worden gedetecteerd met indicatoren zoals methylrood of methyloranje [53](#page=53). Voor bepalingen kan een overmaat $KBr$ worden toegevoegd aan de te bepalen stof, gevolgd door toevoeging van standaard $KBrO_3$. Het gevormde $Br_2$ kan dan verder reageren met $KI$, en het vrijgekomen $I_2$ wordt getitreerd met $Na_2S_2O_3$ [54](#page=54). Voorbeelden van bromeringsreacties zijn de substitutie op fenol en de additie op etheen [54](#page=54). ### 2.6 Karl-Fisher waterbepaling Een belangrijke methode voor het bepalen van water in vaste stoffen en organische solventen. Het Karl-Fischer reagens bevat een alcohol, een base, $SO_2$ en $I_2$ [54](#page=54). Reactie: 1. $ROH + SO_2 + B \rightleftharpoons BH^{+} + ROSO_2^{-}$ [55](#page=55). 2. $H_2O + I_2 + ROSO_2^{-} + 2 B \rightleftharpoons ROSO_3^{-} + 2 BH^{+}I^{-}$ [55](#page=55). Eén mol water reageert met één mol $I_2$. Het eindpunt kan zelf-geïndiceerd worden door de kleurverandering van het reagens (geel $\rightarrow$ donkerbruin) of elektrochemisch bepaald worden [55](#page=55). --- # Elektroanalytische methoden: conductometrie Conductometrie is een elektrochemische analysetechniek die de geleidbaarheid van oplossingen meet om de concentratie en aard van ionen te bepalen [66](#page=66). ### 3.1 Algemene principes van conductometrie Oplossingen van elektrolyten geleiden elektrische stroom. Conductometrie meet hoe gemakkelijk elektrische stroom door een oplossing kan vloeien. Om elektrolyse te voorkomen, wordt een wisselspanning gebruikt in plaats van gelijkspanning [66](#page=66). #### 3.1.1 De wet van Ohm De techniek is gebaseerd op de wet van Ohm, die de relatie tussen spanning ($U$), weerstand ($R$) en stroom ($I$) beschrijft [66](#page=66): $$ U = R \cdot I $$ [66](#page=66). Hierbij is $U$ de spanning of het potentiaalverschil, $R$ de weerstand van de oplossing tussen de elektroden, en $I$ de stroom(sterkte) [66](#page=66). #### 3.1.2 Ggeleidbaarheid De totale stroom door een elektrolytoplossing wordt getransporteerd door alle aanwezige anionen en kationen, afhankelijk van hun mobiliteit en concentratie. Een hogere ionenconcentratie leidt tot een lagere weerstand. De geleidbaarheid ($G$) is het inverse van de weerstand. De eenheid van weerstand is de Ohm ($\Omega$), en de eenheid van geleidbaarheid is $\Omega^{-1}$ of Siemens ($S$) [66](#page=66). De geleidbaarheid hangt ook af van de geometrie van de meetcel, specifiek de afstand tussen de elektroden ($d$) en de oppervlakte van elke elektrode ($A$) ] [66](#page=66): $$ G = \frac{1}{R} = \kappa \frac{A}{d} $$ [66](#page=66). Hierin is $\kappa$ de specifieke geleidbaarheid (in $S/cm$), wat overeenkomt met het geleidingsvermogen van een elektrolytkolom van 1 cm lengte en 1 cm$^2$ doorsnede. De term $d/A$ is een celconstante ($\theta$) voor een specifieke meetcel [67](#page=67): $$ G = \kappa \theta $$ [67](#page=67). #### 3.1.3 Molaire geleidbaarheid Om het geleidingsvermogen van verschillende elektrolyten te kunnen vergelijken, wordt dit gerelateerd aan de concentratie door middel van de molaire geleidbaarheid ($\Lambda_m$). Deze wordt gedefinieerd als [67](#page=67): $$ \Lambda_m = \kappa \frac{1000}{c} $$ [67](#page=67). Hierbij is $c$ de molaire concentratie van het elektrolyt (in $mol/L$) en $\kappa$ de specifieke geleidbaarheid (in $S/cm$). De eenheid van molaire geleidbaarheid is $S \cdot cm^2 / mol$ [67](#page=67). #### 3.1.4 Additiewet van Kohlrausch Voor verdunde oplossingen is de molaire geleidbaarheid van een elektrolyt een additieve functie van de bijdragen van elk individueel ion. Voor een zout $M_{\nu_+}^{z_+}X_{\nu_-}^{z_-}$ geldt [67](#page=67): $$ \Lambda_m = \nu_+ \Lambda_{m,+} + \nu_- \Lambda_{m,-} $$ [67](#page=67). Hierin zijn $\nu_+$ en $\nu_-$ de indices van het kation en anion in het elektrolyt, en $\Lambda_{m,+}$ en $\Lambda_{m,-}$ de molaire geleidbaarheden van het kation en anion, respectievelijk [67](#page=67). De molaire geleidbaarheid van ionen bij 25°C is tabelweergegeven. Opvallend is de hoge molaire geleidbaarheid van $H^+$ en $OH^-$ ionen. Een temperatuurstijging verhoogt de beweeglijkheid van ionen en dus de molaire geleidbaarheid, doordat de viscositeit van de oplossing afneemt [67](#page=67) [68](#page=68). Voor een oplossing met meerdere elektrolyten kan de geleidbaarheid berekend worden met: $$ G = \theta \cdot \sum_{i} c_i \Lambda_{m,i} $$ [68](#page=68). Hierbij is $c_i$ de molaire concentratie van het ion $i$ [68](#page=68). #### 3.1.5 Transportgetal Het transportgetal ($t_i$) van een ion is de fractie van de totale lading die door dat ion wordt gedragen. Het wordt gedefinieerd als [69](#page=69): $$ t_i = \frac{c_i \Lambda_{m,i}}{\sum_j c_j \Lambda_{m,j}} $$ [69](#page=69). De som van de transportgetallen van alle aanwezige ionen is gelijk aan 1 [69](#page=69). ### 3.2 Meting van geleidbaarheid De geleidbaarheid van een oplossing wordt gemeten door deze onderdeel te maken van een elektrisch circuit met elektroden. Moderne geleidbaarheidsmeters integreren de meetcel en computerchip voor directe weergave [69](#page=69). #### 3.2.1 Meetcellen Meetcellen kunnen variëren in vorm en ontwerp, waarbij platina-elektroden vaak verticaal worden geplaatst om luchtbellen te voorkomen. De elektroden zijn meestal bedekt met platinazwart om het effectieve oppervlak te vergroten en de celcapaciteit te verkleinen [70](#page=70). #### 3.2.2 Wheatstonebrug Het geleidingsvermogen van de meetcel wordt vaak gemeten met een Wheatstonebrug. Hierbij zijn $R_1$, $R_2$, en $R_3$ bekende weerstanden, en $R_x$ de te meten celweerstand. Een wisselspanning wordt aangelegd, en een stroomnuldetector meet het verschil tussen twee punten in de brug. Wanneer de brug in balans is (geen stroom tussen de detectiepunten), geldt voor $R_x$ [71](#page=71): $$ R_x = R_3 \frac{R_2}{R_1} $$ ] [71](#page=71). Indien $R_1 = R_2$, dan is $R_x = R_3$ ] [71](#page=71). #### 3.2.3 Temperatuurcorrectie De specifieke geleidbaarheid van elektrolyten neemt gemiddeld 2% toe per graad Celsius. Daarom is temperatuurcompensatie cruciaal voor betrouwbare metingen [71](#page=71). ### 3.3 Rechtstreekse conductometrie Rechtstreekse conductometrische metingen kunnen worden gebruikt om fysicochemische constanten zoals het ionenproduct van water ($K_w$), protolyseconstanten van zuren ($K_a$), en oplosbaarheidsproducten van weinig oplosbare verbindingen ($K_{sp}$) te bepalen. Praktische toepassingen omvatten de controle van de concentratie van zoutoplossingen in kraanwater en gedestilleerd of gedemineraliseerd water [71](#page=71). ### 3.4 Conductometrische titraties Conductometrische titraties maken gebruik van veranderingen in het geleidingsvermogen van een oplossing tijdens een titratie. Dit gebeurt wanneer [72](#page=72): 1. Ionen worden verwijderd door neerslag, complexvorming of vorming van weinig gedissocieerde moleculen [72](#page=72). 2. Ionen worden vervangen door andere ionen met een ander geleidingsvermogen [72](#page=72). Deze techniek is toepasbaar op zuur-base-, neerslag-, complexvormings- en redoxreacties. Door het geleidingsvermogen te plotten tegen het volume van het toegevoegde reagens, verkrijgt men lijnen met verschillende hellingen die elkaar snijden in het equivalentiepunt (EP) ] [72](#page=72). > **Tip:** Hoge concentraties vreemde ionen kunnen storend werken, en de techniek is het meest geschikt voor verdunde oplossingen (tot ongeveer $10^{-4} M$) . Om verdunning te minimaliseren, wordt een titervloeistof gebruikt die 10 tot 50 maal geconcentreerder is dan de te titreren oplossing [72](#page=72). #### 3.4.1 Zuur-base titraties ##### 3.4.1.1 Titratie van sterk zuur Bij de titratie van een sterk zuur (bv. $HCl$) met een sterke base (bv. $NaOH$), worden $H_3O^+$ ionen vervangen door $Na^+$ ionen. Aangezien $H_3O^+$ een hogere molaire geleidbaarheid heeft dan $Na^+$, neemt de geleidbaarheid af tot het equivalentiepunt, waarna de overmaat $OH^-$ ionen de geleidbaarheid weer doen toenemen [73](#page=73). > **Voorbeeld:** Titratie van $0.0100 \ M \ HCl$ met $0.100 \ M \ NaOH$. > * **Vorderingsgraad 0:** De oplossing bevat alleen $H_3O^+$ en $Cl^-$ ionen. Totale specifieke geleidbaarheid is $4.259 \ mS/cm$ ] [73](#page=73). > * **Vorderingsgraad 0.5:** Een deel van de $H_3O^+$ is geneutraliseerd. De oplossing bevat $H_3O^+$, $Cl^-$, en $Na^+$ ionen. Totale specifieke geleidbaarheid is $2.762 \ mS/cm$ ] [73](#page=73). > * **Vorderingsgraad 1.0 (equivalentiepunt):** Alle $H_3O^+$ is geneutraliseerd. De oplossing bevat $Na^+$ en $Cl^-$ ionen. Totale specifieke geleidbaarheid is $1.264 \ mS/cm$ ] [73](#page=73). > * **Vorderingsgraad 1.3:** Overmaat $NaOH$ is aanwezig. De oplossing bevat $Na^+$, $OH^-$, en $Cl^-$ ionen. Totale specifieke geleidbaarheid is $2.044 \ mS/cm$ ] [73](#page=73). ##### 3.4.1.2 Titratie van zwak zuur Bij de titratie van een zwak zuur (bv. azijnzuur) met een zwakke base (bv. $NH_3$), worden $H_3O^+$ ionen vervangen door ammoniumionen ($NH_4^+$) en azetaationen ($CH_3COO^-$) worden gevormd. De geleidbaarheid neemt aanvankelijk toe doordat de gevormde zouten een hogere geleidbaarheid hebben dan het zwakke zuur [75](#page=75). > **Voorbeeld:** Titratie van $0.0100 \ M \ azijnzuur$ met $0.100 \ M \ NH_3$. > * **Vorderingsgraad 0 (begin zwak zuur):** De oplossing bevat voornamelijk $CH_3COOH$, met kleine hoeveelheden $CH_3COO^-$ en $H_3O^+$. Totale specifieke geleidbaarheid is $0.174 \ mS/cm$ ] [75](#page=75). > * **Vorderingsgraad 0.3 (buffergebied):** Er is zowel $CH_3COOH$ als $NH_3$ aanwezig, en er is een significante hoeveelheid $CH_3COO^-$ en $NH_4^+$ gevormd. Totale specifieke geleidbaarheid is $0.360 \ mS/cm$ ] [75](#page=75). > * **Vorderingsgraad 0.5 (midden buffergebied, pH=pKa):** Gelijke hoeveelheden $CH_3COOH$ en $CH_3COO^-$. Totale specifieke geleidbaarheid is $0.580 \ mS/cm$ ] [75](#page=75). > * **Vorderingsgraad 1.0 (equivalentiepunt):** Alle azijnzuur is gereageerd tot $NH_4^+$ en $CH_3COO^-$. Totale specifieke geleidbaarheid is $1.144 \ mS/cm$ ] [76](#page=76). > * **Vorderingsgraad 1.3 (overmaat zwakke base):** Overmaat $NH_3$ is aanwezig. De geleidbaarheid verandert nauwelijks omdat $NH_3$ elektrisch neutraal is. Totale specifieke geleidbaarheid is $1.144 \ mS/cm$ ] [77](#page=77). #### 3.4.2 Neerslag titratie Bij neerslagtitraties worden oplosbare ionen vervangen door een neerslag, waarbij de overblijvende ionen de geleidbaarheid bepalen [78](#page=78). > **Voorbeeld:** Titratie van $0.01 \ M \ AgNO_3$ met $0.1 \ M \ NaCl$. $Ag^+$ en $Cl^-$ vormen een neerslag ($AgCl$). > * **Vorderingsgraad 0:** Oplossing bevat $Ag^+$ en $NO_3^-$. Totale specifieke geleidbaarheid is $1.334 \ mS/cm$ ] [78](#page=78). > * **Vorderingsgraad 0.5:** De helft van $Ag^+$ is neergeslagen en vervangen door $Na^+$. Oplossing bevat $Ag^+$, $NO_3^-$, en $Na^+$. Totale specifieke geleidbaarheid is $1.272 \ mS/cm$ ] [78](#page=78). > * **Vorderingsgraad 1.0 (equivalentiepunt):** Bijna alle $Ag^+$ is neergeslagen. Oplossing bevat $Na^+$ en $NO_3^-$. Totale specifieke geleidbaarheid is $1.217 \ mS/cm$ ] [78](#page=78). > * **Vorderingsgraad 1.3:** Overmaat $Cl^-$ wordt toegevoegd. Oplossing bevat $Na^+$, $Cl^-$, en $NO_3^-$. Totale specifieke geleidbaarheid is $1.595 \ mS/cm$ ] [78](#page=78). #### 3.4.3 Complexvormingstitraties Deze titraties zijn vergelijkbaar met neerslagtitraties wat betreft de veranderingen in geleidingsvermogen [79](#page=79). #### 3.4.4 Redoxtitratie Redoxtitraties kunnen conductometrisch worden uitgevoerd als $H_3O^+$ ionen betrokken zijn bij de reactie, wat een significante verandering in geleidbaarheid veroorzaakt [79](#page=79). ### 3.5 Conductometrie bij hoge frequenties (oscillometrie) Bij hoge frequenties ( $> 1 \ MHz$) worden de elektroden buiten de cel geplaatst, waardoor de cel als een condensator fungeert. De wand van de cel beïnvloedt het meetresultaat, dat afhankelijk is van de geleidbaarheid van de oplossing. Deze methode vermijdt direct contact tussen elektroden en de oplossing [79](#page=79). --- # Potentiometrie en potentiometrische titraties Potentiometrische methoden zijn analytische technieken die gebaseerd zijn op het meten van elektrodepotentialen zonder dat er significante stroom door de cel loopt, waardoor concentraties of activiteiten van ionen indirect bepaald kunnen worden [81](#page=81). ### 4.1 Inleiding tot potentiometrie Potentiometrie maakt gebruik van het principe dat de potentiaal van een elektrochemische cel afhangt van de concentratie (of activiteit) van specifieke ionen in de oplossing. Een typische potentiometrische cel bestaat uit een referentie-elektrode, een zoutbrug en een indicator-elektrode die in de analietoplossing zijn ondergedompeld [81](#page=81). De celpotentiaal ($E_{cel}$) wordt gegeven door de volgende vergelijking: $E_{cel} = E_{ind} - E_{ref} + E_j$ [82](#page=82). waarbij: * $E_{ind}$ de potentiaal van de indicator-elektrode is, die afhankelijk is van de analietconcentratie of -activiteit [81](#page=81). * $E_{ref}$ de potentiaal van de referentie-elektrode is, die constant en bekend is [81](#page=81). * $E_j$ de grenspotentiaal (diffusiepotentiaal) is die ontstaat aan het grensvlak tussen de zoutbrug en de analietoplossing [82](#page=82). Om de grenspotentiaal te minimaliseren, wordt vaak kaliumchloride als elektrolyt in de zoutbrug gebruikt, vanwege de vergelijkbare mobiliteit van kalium- en chloride-ionen. Een hoge concentratie KCl in de zoutbrug helpt eveneens de grenspotentiaal te reduceren [82](#page=82). Het is belangrijk te noteren dat potentiometrie activiteiten van ionen meet, die gerelateerd zijn aan concentraties via de activiteitscoëfficiënt ($\gamma_X$): $a_X = \gamma_X [X]$. In verdunde oplossingen kan de activiteit echter benaderd worden door de concentratie [82](#page=82) [83](#page=83). ### 4.2 Referentie-elektroden Een ideale referentie-elektrode heeft een nauwkeurig gekende, constante en onafhankelijke potentiaal van de samenstelling van de analietoplossing. De Standaard Waterstof Elektrode (SHE) is de universele referentie, maar wordt zelden gebruikt in de praktijk vanwege ongemak en veiligheidsrisico's. In plaats daarvan worden meer praktische referentie-elektroden gebruikt waarvan de potentiaal ten opzichte van de SHE bekend is [83](#page=83). #### 4.2.1 De kalomel-elektrode Een kalomel-elektrode bestaat uit kwik, kwik(I)chloride (kalomel) en een kaliumchloride-oplossing van specifieke molariteit. De halfcelreactie is [83](#page=83): $Hg_2Cl_2(s) + 2 e^- \rightleftharpoons 2 Hg(l) + 2 Cl^-$ [83](#page=83). De potentiaal wordt beschreven door: $E = E^0_{Hg_2Cl_2/Hg} - \frac{RT}{2F} \ln[Cl^-]$ [83](#page=83). Gangbare KCl-concentraties zijn 0,1 M, 1 M en verzadigd (ongeveer 4,6 M). De verzadigde kalomel-elektrode (SCE) is het meest gebruikelijk, met een potentiaal van 0,244 V bij 25°C, maar heeft een grote temperatuurscoëfficiënt [83](#page=83) [84](#page=84). #### 4.2.2 De zilver/zilverchloride-elektrode Dit is de meest gebruikte referentie-elektrode en bestaat uit een zilverdraad bedekt met zilverchloride, ondergedompeld in een verzadigde kaliumchloride-oplossing. De halfcelreactie is [84](#page=84): $AgCl(s) + e^- \rightleftharpoons Ag(s) + Cl^-$ [85](#page=85). De potentiaal wordt gegeven door: $E = E^0_{AgCl/Ag} - \frac{RT}{1F} \ln[Cl^-]$ [85](#page=85). De potentiaal van een verzadigde Ag/AgCl-elektrode is 0,199 V bij 25°C. Voordelen ten opzichte van de kalomel-elektrode zijn de afwezigheid van kwik en de mogelijkheid tot gebruik bij temperaturen boven 60°C [85](#page=85). #### Potentiaalverschillen tussen referentie-elektroden Figuur 5.4 toont de potentiële verschillen tussen de SHE, SCE en verzadigde Ag/AgCl-elektrode [86](#page=86). ### 4.3 Indicator-elektroden Indicator-elektroden vertonen een snelle en reproduceerbare respons op veranderingen in de analietconcentratie of -activiteit. Er zijn drie hoofdtypes: metallische indicator-elektroden, membraan-elektroden (ISE) en ion-gevoelige veldeffect-transistors (ISFETs) [86](#page=86). #### 4.3.1 Metallische indicator-elektroden * **Inerte redox-elektroden:** Elektroden van platina, goud, palladium of koolstof nemen het potentiaal van het redoxsysteem aan waarmee ze in contact staan. Bijvoorbeeld, een Pt-elektrode in een Ce(IV)/Ce(III) oplossing [86](#page=86). $E_{ind} = E^0_{Ce(IV)/Ce(III)} - 0.0592 \log \frac{[Ce^{3+}]}{[Ce^{4+}]}$ [87](#page=87). * **Elektroden van de eerste soort:** Een metaal in direct evenwicht met zijn eigen kationen. $X^{n+}(aq) + n e^- \rightleftharpoons X(s)$ [87](#page=87). $E_{ind} = E^0_{X^{n+}/X} - \frac{0.0592}{n} \log [X^{n+}]$ Dit kan ook uitgedrukt worden als: $E_{ind} = E^0_{X^{n+}/X} - \frac{0.0592}{n} pX$ [87](#page=87). Deze elektroden zijn vaak niet selectief en kunnen oplossen in zure milieus [87](#page=87). * **Elektroden van de tweede soort:** Metalen die als indicator dienen voor anionen waarmee ze weinig oplosbare verbindingen vormen. De potentiaal wordt bepaald door de concentratie van het anion. Een zilverelektrode bedekt met AgCl kan worden gebruikt voor chloride-bepalingen [88](#page=88). $AgCl(s) + e^- \rightleftharpoons Ag(s) + Cl^-$ [88](#page=88). $E_{ind} = E^0_{AgCl/Ag} + 0.0592 pCl$ [88](#page=88). Een kwikelektrode kan ook worden gebruikt voor EDTA-titraties [88](#page=88). * **Elektroden van de derde soort:** Metaal elektroden die gevoelig zijn voor een ander kation dan het hunne, door koppeling van twee evenwichten. Een kwikelektrode kan bijvoorbeeld de pCa meten in aanwezigheid van een stabiel kwik(II)EDTA complex [89](#page=89). #### 4.3.2 Membraan-elektroden (Ion Gevoelige Elektrodes, ISE) ISEs hebben de potentiometrie toegankelijker gemaakt voor complexe monsters, door selectief de activiteit van specifieke ionen te meten via membraanpotentialen. Een typische ISE bevat een membraan, een interne referentie-elektrolyt en een interne referentie-elektrode. De celpotentiaal is [90](#page=90): $E_{cel} = E_{ref,int} - E_{ref,ext} + E_{memb} + E_j$ (waarbij $E_{ind} = E_{ref,int} + E_{memb}$) [90](#page=90). * **De pH-glas elektrode:** Een veelgebruikte membraanelektrode die de pH meet op basis van de potentiaal over een dun glasmembraan dat twee oplossingen met verschillende waterstofionenconcentraties scheidt. De potentiaal wordt ook wel de 'boundary' potentiaal ($E_b$) genoemd [91](#page=91) [96](#page=96). De relatie tussen $E_b$ en waterstofionenconcentraties is: $E_b = \frac{RT}{F} \ln \frac{[H^+]_1}{[H^+]_2} = 0.0592 \log \frac{[H^+]_1}{[H^+]_2}$ (bij 25°C) [97](#page=97). Voor een glas pH-elektrode, waar $[H^+]_2$ constant is: $E_b = L' + 0.0592 \log [H^+]_1 = L' - 0.0592 pH$ [98](#page=98). De totale potentiaal van de glas-indicator elektrode omvat ook de interne referentie-elektrode potentiaal en de asymmetrie potentiaal ($E_{asy}$): $E_{ind} = E_b + E_{Ag/AgCl} + E_{asy}$ $E_{ind} = L - 0.0592 pH$, waarbij $L = L' + E_{Ag/AgCl} + E_{asy}$ [98](#page=98). * **Alkalifout:** Bij hoge pH reageert de elektrode ook op alkali-metaalionen, wat leidt tot een te lage gemeten pH. Dit kan worden gemodelleerd met een selectiviteitscoëfficiënt ($k_{H,B}$) [99](#page=99): $E_b = L' + 0.0592 \log ([H^+]_1 + k_{H,B} [B^+])$ [99](#page=99). * **Zuurfout:** Bij zeer lage pH geeft de elektrode een te hoge pH waarde aan [100](#page=100). * **Glas elektrodes voor andere kationen:** Door specifieke glascomposities kunnen elektroden worden gemaakt voor Na+, K+, NH4+ etc [100](#page=100). * **Vloeibare membraan-elektroden en polymeer membraan-elektroden:** Gebruiken een vloeistof met een ionenwisselaar of neutrale drager in poriën, of een geïmmobiliseerde ionenwisselaar in een polymeermatrix. Een voorbeeld is de calcium-ISE met een calcium dialkylfosfaat als ionenwisselaar. De 'boundary' potentiaal voor calcium is [100](#page=100) : $E_b = N - 0.0592 pCa$ . De valinomycine-elektrode is selectief voor kaliumionen . * **Kristallijne membraan-elektroden:** Gebruiken vaste membranen, zoals geperste zilverhalogeniden voor halide-bepalingen, of LaF3 voor fluoride-bepalingen . * **Elektrode systemen voor moleculen:** * **Gassen:** Gasdoorlatende membranen scheiden de sonde-oplossing van de analiet-oplossing. De CO2-sensor gebruikt een glas-pH-elektrode om de pH-verandering in de sonde-oplossing te meten, die wordt veroorzaakt door de reactie van CO2 met water . * **Biokatalytische membraan-elektroden (biosensoren):** Een biokatalysator (enzymen, weefsel, etc.) is gekoppeld aan een ion- of gasgevoelige elektrode om substraten om te zetten in detecteerbare producten . #### 4.3.3 Ion Gevoelige Veld Effect Transistors (ISFET) ISFETs zijn transistoren waarbij de stroom tussen source en drain wordt beïnvloed door ionenconcentraties aan het oppervlak. Ze zijn klein, robuust en hebben een snelle respons . ### 4.4 De meting van celpotentialen Celpotentialen worden theoretisch gemeten bij I = 0 A. Een potentiometer genereert een tegengestelde spanning om de celpotentiaal te balanceren, wat een ideale methode is maar leidt tot stroomafname voorafgaand aan de meting. Voor systemen met hoge weerstand (zoals glas-elektroden) of langzame evenwichtsvorming, worden elektrometers of voltmeters (pH-meters) gebruikt, die een zeer lage stroom trekken (orde $10^{-13}$ tot $10^{-15}$ A). Een voltmeter met een veel hogere interne weerstand dan de celweerstand minimaliseert de 'loading error' . Een pH-meter is een voltmeter en geen potentiometer. De potentiële schaal wordt vaak omgezet naar pH-eenheden, waarbij 1 pH-eenheid overeenkomt met 59,16 mV bij 25°C . ### 4.5 Rechtstreekse potentiometrie Rechtstreekse potentiometrie bepaalt de concentratie (of activiteit) van een deeltje door direct de potentiaal van een indicator-elektrode in de analietoplossing te meten na ijking met standaarden . #### 4.5.1 Vergelijkingen voor rechtstreekse potentiometrie Voor kationen $X^{n+}$: $E_{ind} = L - \frac{0.0592}{n} pX$ . Voor anionen $A^{n-}$: $E_{ind} = L + \frac{0.0592}{n} pA$ . De celpotentiaal kan dan worden omgezet naar pX of pA: Voor een kation $X^{n+}$: $pX = -\frac{n}{0.0592} (E_{cel} - K)$ Voor een anion $A^{n-}$: $pA = \frac{n}{0.0592} (E_{cel} - K)$ waarbij $K = E_j - E_{ref} + L$ . #### 4.5.2 De elektrode kalibratie methode (externe standaard) De constante K wordt experimenteel bepaald met een standaardoplossing, met de aanname dat deze gelijk blijft voor de analietoplossing. Onnauwkeurigheden kunnen ontstaan door verschillen in de samenstelling van standaard- en analietoplossingen, wat leidt tot variaties in de grenspotentiaal. Activiteitsmetingen kunnen worden omgezet naar concentraties via een empirische kalibratiecurve, waarbij de ionensterkte van standaarden en analiet gelijk wordt gehouden door toevoeging van een TISAB (Total Ionic Strength Adjustment Buffer) . #### 4.5.3 De standaard additie methode De potentiaal wordt gemeten voor en na toevoeging van een bekende hoeveelheid standaard aan de analietoplossing. Hierbij wordt aangenomen dat de grenspotentiaal constant blijft. Een variant is de standaard subtractie methode . #### 4.5.4 Potentiometrische pH-bepaling met een glas elektrode Belangrijke aandachtspunten voor betrouwbare pH-metingen zijn de alkalifout, zuurfout, dehydratatie, lage ionensterkte, variaties in grenspotentiaal en de nauwkeurigheid van de pH-standaardbuffers . #### 4.5.5 Toepassing: de i-STAT draagbare klinische analyzer Dit apparaat bepaalt klinische parameters (zoals Na+, K+, pH, pCO2) in bloed met behulp van potentiometrische membraan-elektroden . ### 4.6 Potentiometrische titraties Bij potentiometrische titraties wordt de potentiaal van een indicator-elektrode gemeten als functie van het toegevoegde titransvolume om het equivalentiepunt (EP) te bepalen. Deze methode is bijzonder geschikt voor troebele of gekleurde oplossingen, en de onzekerheid over de grenspotentiaal is hierbij minder problematisch . #### 4.6.1 Eindpuntsbepaling Het eindpunt kan worden bepaald door het visueel aflezen van de titratiecurve, door het berekenen van de eerste afgeleide ($\Delta E / \Delta V$), die een maximum bereikt bij het EP, of door het berekenen van de tweede afgeleide ($\Delta^2 E / \Delta V^2$), die nul is bij het EP . #### 4.6.2 Potentiometrische neerslag titraties Voorwaarden zijn een laag oplosbaarheidsproduct, een geschikte indicator-elektrode en een snelle reactie. Argentimetrie (met Ag+-elektrode) en mercurimetrie (met Hg-elektrode) zijn voorbeelden . #### 4.6.3 Potentiometrische complexvorming titraties Zowel metallische als membraan-elektroden kunnen worden gebruikt. Een kwikelektrode is geschikt voor EDTA-titraties . #### 4.6.4 Potentiometrische zuur-base titraties Meestal uitgevoerd met een pH-glas elektrode . #### 4.6.5 Potentiometrische redox titraties Vaak wordt een inerte indicator-elektrode (bv. Pt) gebruikt . --- # Elektrolyse en voltammetrie Dit topic behandelt de principes van elektrolyse, inclusief de invloed van IR-drop en polarisatie, en introduceert diverse voltammetrische technieken voor analytische toepassingen. ### 5.1 Elektrolyse Elektrolyse omvat processen waarbij stroom door een elektrolyt wordt geleid, wat leidt tot chemische reacties aan de elektrodes. In tegenstelling tot potentiometrie, waar de stroom nul is, is de gemeten potentiaal bij elektrolyse niet gelijk aan het theoretische celpotentiaal door de aanwezigheid van IR-drop en polarisatie . #### 5.1.1 IR drop (IR-val) De IR-drop, of Ohmse potentiaal, is het spanningsverschil over de weerstand van de elektrolytische cel, beschreven door de wet van Ohm ($E = IR$). Om een stroom door de cel te laten lopen, moet een aangelegde potentiaal de IR-drop overwinnen. Dit resulteert in de algemene vergelijking voor de aangelegde spanning : $E_{\text{aangelegd}} = E_{\text{cel}} - IR$ (6.1) . De IR-drop vermindert de potentiaal die een galvanische cel levert en verhoogt de benodigde potentiaal voor een elektrolytische cel. Om de IR-drop te minimaliseren, wordt de weerstand van de cel beperkt, wat vaak wordt bereikt door een hoge ionaire sterkte te handhaven . #### 5.1.2 Polarisatie Polarisatie is een elektrode-fenomeen dat optreedt wanneer de gemeten stroomsterkte niet langer lineair toeneemt met de aangelegde spanning, wat leidt tot een overpotentiaal of overspanning. De algemene vergelijking wordt dan : $E_{\text{aangelegd}} = E_{\text{cel}} - IR - \Pi$ (6.3) . Polarisatie kan optreden aan één of beide elektrodes en de mate ervan varieert sterk. Bij **volledige polarisatie** wordt de stroomsterkte onafhankelijk van de spanning, en spreekt men van de **grensstroom** (limiting current) . ##### 5.1.2.1 Concentratiepolarisatie Concentratiepolarisatie ontstaat door de beperkte snelheid van materiaaltransport tussen de oplossing en het elektrode-oppervlak. Als reactieve deeltjes niet snel genoeg worden aangevoerd of reactieproducten niet snel genoeg worden afgevoerd, kan de gewenste stroomsterkte niet worden gehandhaafd (#page=121, 122). De belangrijkste transportmechanismen zijn : 1. **Diffusie:** Beweging van deeltjes van een hoge concentratie naar een lage concentratie door een concentratieverschil. De diffusiesnelheid is recht evenredig met het concentratieverschil. Bij elektrolyse leidt dit tot een concentratieverschil tussen de bulk oplossing en het elektrode-oppervlak. De diffusiesnelheid naar het kathode-oppervlak wordt gegeven door : $V = k' ([\text{Cd}^{2+}] - [\text{Cd}^{2+}]_0)$ (6.4) . Hierbij is $[Cd^{2+}]_0$ de concentratie aan het elektrode-oppervlak, die afhangt van de elektrode-potentiaal . 2. **Migratie:** Beweging van ionen onder invloed van een elektrisch veld; kationen bewegen naar de negatieve elektrode en anionen naar de positieve. Dit wordt geminimaliseerd door een overmaat inert elektrolyt toe te voegen . 3. **Convectie:** Transport van deeltjes door mechanische beweging zoals roeren, trillingen of temperatuurgradiënten. Gedwongen convectie vermindert de dikte van de diffusielaag . ##### 5.1.2.2 Kinetische polarisatie Kinetische polarisatie is het gevolg van de beperkte snelheid van de elektrodereactie zelf, specifiek de snelheid van elektronenoverdracht. Een grotere aangelegde spanning (overspanning) is nodig om dit tegen te gaan. De grootte van de overspanning kan niet theoretisch worden voorspeld en moet experimenteel worden bepaald. Dit fenomeen is prominent bij de vorming van gassen, en wordt beïnvloed door temperatuur en de samenstelling van de elektrode (bv. kwik, lood). Voorbeelden zijn de reductie en oxidatie van water . #### 5.1.3 Bulk elektrolyse Bij bulk elektrolyse wordt het proces voortgezet totdat het gehele analiet is omgezet. Dit wordt toegepast in technieken als elektrogravimetrie (bepaling via weging van afgezet materiaal) en coulometrie (bepaling via gemeten lading) . **Voorbeeld:** Scheiding van Cu$^{2+}$ en Pb$^{2+}$. Koper slaat neer bij een hogere potentiaal dan lood. Door de kathode-potentiaal tussen 0,189 V en -0,156 V te houden, kan koper kwantitatief worden gescheiden van lood . ### 5.2 Voltammetrie Voltammetrie is een elektroanalytische methode waarbij de stroomsterkte wordt gemeten als functie van de aangelegde potentiaal. Het doel is om polarisatie van de werkelektrode te bevorderen, vaak door gebruik te maken van kleine elektroden (oppervlakte $\le$ 1 mm$^2$). Voltammetrie onderscheidt zich van elektrogravimetrie en coulometrie doordat slechts een fractie van het analiet wordt verbruikt. De techniek is voortgekomen uit polarografie, ontwikkeld door Jaroslav Heyrovsky . #### 5.2.1 Excitatie patronen Bij voltammetrie wordt de potentiaal van de werkelektrode gevarieerd volgens een specifiek patroon, het **excitatie-patroon**, en wordt de stroomsterkte gemeten. Dit patroon begint met een potentiaal waarbij het reagens stabiel is en scant vervolgens door potentiële waarden waar redoxprocessen optreden. Belangrijke patronen zijn : * **Lineaire scan:** Potentiaal verandert lineair met de tijd . * **Puls:** Korte spanningspulsen worden aangebracht. * **Driehoeksfunctie:** Afwisselend lineaire toename en afname van potentiaal . #### 5.2.2 Lineaire excitatie (lineaire scan voltammetrie) Dit is een eenvoudige vorm waarbij de potentiaal lineair verandert met snelheden van 2 tot 5 mV/s. De gemeten stroomsterkte is typisch in microampères. De grafische weergave van stroomsterkte versus aangelegde potentiaal wordt een **voltammogram** genoemd . ##### 5.2.2.1 Elektrodes in voltammetrie Voltammetrie gebruikt kleine elektrodes (micro-elektrodes). Het bruikbare potentiaalgebied hangt af van de oplossing en de elektrode-samenstelling (platina, kwik, koolstof). De grenzen van het potentiaalgebied worden bepaald door de reductie of oxidatie van water. Kwik-elektrodes zijn populair vanwege de hoge overpotentiaal van waterstof en de reversibele reductie van veel metaalionen tot amalgamen. Er zijn druppelende kwik-elektrodes (DME) en hangende kwik-elektrodes . ##### 5.2.2.2 Voltammogram Een voltammogram is de grafische weergave van stroomsterkte tegen potentiaal. Kathodische stromen worden doorgaans positief voorgesteld en anodische stromen negatief . * **Voltammografische golf:** De sigmoidale curve bij trage scancondities . * **Grensstroom ($i_l$):** De constante stroomsterkte die wordt bereikt na een steile toename, gelimiteerd door de massatransport-snelheid van het reagens naar het elektrode-oppervlak . $i_l = k c_A$ (9.1) . Waarbij $c_A$ de concentratie van het analiet is en $k$ een constante. * **Halfwaardepotentiaal ($E_{1/2}$):** De potentiaal waarbij de stroomsterkte de helft van de grensstroom bedraagt. Deze is nauw verwant aan de standaardelektrode potentiaal en helpt bij identificatie (#page=150, 156) . $E_{1/2} \approx E^\circ_A - E_{\text{ref}}$ (9.13) . Om reproduceerbare grensstromen te verkrijgen, kan de oplossing geroerd worden (hydrodynamische voltammetrie) of een druppelende kwik-elektrode worden gebruikt (polarografie) . ##### 5.2.2.3 Hydrodynamische voltammetrie Hierbij wordt de analiet oplossing continu in beweging gehouden door roeren, roterende elektrodes, of door de oplossing door een buis te laten stromen (#page=150, 151). Het bijdrage van migratie wordt geminimaliseerd door een overmaat inert elektrolyt. Het transport van analiet A naar het elektrode-oppervlak wordt bepaald door de concentratiegradiënt in de Nernst diffusie laag (een stilstaande laag direct aan het oppervlak) (#page=152, 153) . De stroomsterkte wordt gegeven door: $i = n F A D_A (\frac{\partial c_A}{\partial x})$ (9.3) . en de grensstroom door: $i_l = n F A D_A \frac{c_A}{\delta} = k_A c_A$ (9.5) . De relatie tussen stroom en potentiaal voor reversibele reacties is: $E_{\text{appl}} = E_{1/2} - \frac{0.0592}{n} \log \frac{i}{i_l - i}$ (9.12) . Voor **irreversibele reacties** is de snelheid van één richting van de reactie verwaarloosbaar traag. Kwantitatieve analyse is vaak nog mogelijk omdat de grensstroom nog steeds lineair verband houdt met de concentratie . * **Voltammogrammen bij mengsels:** Het voltammogram van een mengsel is de som van de individuele golven. Bepaling van meerdere componenten is mogelijk indien de halfwaardepotentialen voldoende verschillen . * **Anodische en gemengd anodische/kathodische voltammogrammen:** Naast reductie (kathodisch) kunnen ook oxidaties (anodisch) worden gemeten . * **Zuurstofgolven:** Opgeloste zuurstof vertoont twee golven, corresponderend met de reductie tot peroxide en vervolgens tot water . **Toepassingen van hydrodynamische voltammetrie:** 1. Detectie en bepaling van stoffen (bv. bij HPLC) . 2. Routine bepaling van zuurstof en biochemische verbindingen (amperometrie) . 3. Eindpuntsbepaling in titraties (amperometrische titraties) . 4. Fundamenteel onderzoek van elektrochemische processen . ##### 5.2.2.4 Amperometrie Bij amperometrie wordt de grensstroom gemeten bij een constante potentiaal om de concentratie van het analiet af te leiden . * **Clark zuurstof sensor:** Bepaalt zuurstof in waterige oplossingen met een platina kathode, Ag/AgCl anode, en een zuurstof-permeabel membraan . * **Amperometrische biosensoren:** Gebruiken geïmmobiliseerde enzymen (bv. glucose oxidase) om specifieke stoffen te detecteren . ##### 5.2.2.5 Amperometrische titraties Dit is een techniek waarbij de stroomsterkte wordt gemeten bij een constante potentiaal in functie van de toegevoegde standaard of gegenereerde reagens. Er worden rechten verkregen met verschillende hellingen voor en na het equivalentiepunt. **Biamperometrie** gebruikt twee elektrodes en meet stroom indien zowel oxidator als reductor van een redoxkoppel aanwezig zijn . #### 5.2.3 Polarografie Polarografie is een variant van lineaire scan voltammetrie met een druppelende kwik-elektrode (DME) als werkelektrode, waarbij geen convectie optreedt (#page=165, 166). De grensstroom wordt hierdoor enkel bepaald door diffusie. Polarografische grensstromen worden **diffusiestromen** ($i_d$) genoemd . De vergelijking van Ilkovic beschrijft de maximale diffusiestroom: $(i_d)_{\text{max}} = 708 n D^{1/2} m^{2/3} t^{1/6} c$ . * $(i_d)_{\text{max}}$: maximale diffusiestroom in $\mu A$ * $n$: aantal uitgewisselde elektronen * $c$: concentratie analiet in $mM$ * $t$: druppeltijd in seconden * $m$: snelheid waarmee Hg door capillair vloeit in $mg/s$ * $D$: diffusiecoëfficiënt van het analiet in $cm^2/s$ **Reststromen** zijn het gevolg van reductie van onzuiverheden en het opladen van de kwikdruppel. De detectielimiet van klassieke polarografie is ongeveer $10^{-5} M$ . #### 5.2.4 Puls polarografie en puls voltammetrie Deze technieken gebruiken een excitatie-signaal met een geleidelijke potentiaalverandering waarop een periodieke puls wordt aangebracht . * **Differentiële puls polarografie/voltammetrie (DPP/DPV):** Twee stroommetingen worden verricht: één vóór de puls ($i_1$) en één tijdens de puls ($i_2$). Het verschil $\Delta i = i_2 - i_1$ wordt uitgezet tegen de potentiaal. Het voltammogram toont een piek, waardoor substanties met een verschil van slechts 0,04-0,05 V kunnen worden onderscheiden. De gevoeligheid is 2 tot 3 ordegrootten hoger dan bij klassieke polarografie . * **Square wave polarografie/voltammetrie (SWP/SWV):** Dit is een snelle techniek (voltammogram in <10 ms). Het verschil tussen de stroom van de forward puls en de reverse puls wordt uitgezet, resulterend in een piek bij de halfwaardepotentiaal. Detectielimieten zijn $10^{-7} M$ tot $10^{-8} M$ . #### 5.2.5 Cyclische voltammetrie (CV) CV is een stationaire voltammetrische techniek (zonder roeren) waarbij de potentiaal afwisselend afneemt en toeneemt (soms meerdere cycli). Het wordt voornamelijk gebruikt voor het bestuderen van redoxprocessen en reactie-intermediairen, minder voor kwantitatieve bepalingen . * **Belangrijke parameters:** Kathode piek stroom ($i_{p,c}$), anode piek stroom ($i_{p,a}$), kathode piek potentiaal ($E_{p,c}$), en anode piek potentiaal ($E_{p,a}$) . * **Formele reductie potentiaal ($E^\circ'$):** Het gemiddelde van de anode en kathode piek potentialen . $E^\circ' = \frac{E_{p,a} + E_{p,c}}{2}$ * Voor een **reversiebel systeem:** * $\Delta E_p = E_{p,a} - E_{p,c} = \frac{0.059}{n}$ . * $\frac{i_{p,a}}{i_{p,c}} = 1$ . * $i_{p,a}$ en $i_{p,c}$ zijn evenredig met de wortel van de scansnelheid . * Bij **irreversibele systemen** is de scheiding van piek potentialen groter, en de piek potentialen zijn wel afhankelijk van de scansnelheid . #### 5.2.6 Stripping voltammetrie Stripping voltammetrie bestaat uit twee stappen: eerst concentratie van het analiet door bulk elektrolyse (afzetting in een klein volume kwik) en daarna voltammetrische detectie (strippen van het analiet) . * **Anodische stripping voltammetrie (ASV):** Het analiet wordt afgezet als metaal in kwik (kathode) en vervolgens geoxideerd (anode). Dit is geschikt voor zware metaalionen oplosbaar in kwik . * **Kathodische stripping voltammetrie (CSV):** Het analiet wordt afgezet als een onoplosbaar kwikzout (anode) en vervolgens gereduceerd (kathode). Dit kan worden gebruikt voor anionen . De concentratie wordt met een factor 100 tot >1000 geconcentreerd, wat resulteert in de laagste detectielimieten (tot $10^{-10} M$) van elektrochemische technieken. Het voltammogram toont pieken voor de verschillende elementen die geoxideerd of gereduceerd worden . * **Adsorptie stripping methodes:** Alternatief waarbij analiet adsorbeert aan het elektrode-oppervlak in plaats van elektrolytisch wordt afgezet . #### 5.2.7 Voltammetrie met behulp van microelektrodes Microelektrodes (< 20 $\mu m$) worden gebruikt bij studie van chemische processen in specifieke omgevingen zoals hersenen. Vaak is een referentie-elektrode niet nodig door de lage IR-val . --- ## 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 | |---|---| | Elektrodepotentiaal | Het potentiaalverschil dat ontstaat tussen een elektrode en een elektrolytoplossing, als gevolg van een evenwichtstoestand aan het contactoppervlak. Dit potentiaal is een maat voor de neiging van een redoxkoppel om elektronen op te nemen of af te staan. | | Normpotentiaal (E°) | De elektrodepotentiaal gemeten bij standaardomstandigheden (STP: 298 K, 1013 hPa, activiteit van alle deeltjes gelijk aan 1 mol/L) ten opzichte van de standaard waterstofelektrode (SHE). Het is een kwantitatieve maat voor de sterkte van oxidatoren en reductoren. | | Nernst vergelijking | Een vergelijking die de relatie beschrijft tussen de elektrodepotentiaal (E), de standaardelektrodepotentiaal (E°), de temperatuur, het aantal uitgewisselde elektronen (n) en de activiteiten (of concentraties) van de reactanten en producten in een halfreactie. Het is essentieel voor het berekenen van elektrodepotentialen onder niet-standaardomstandigheden. | | Halfreactie (of deelreactie) | Een reactie die slechts een deel van een redoxreactie weergeeft, namelijk ofwel de oxidatie ofwel de reductie, met de bijbehorende uitwisseling van elektronen. Halfreacties kunnen niet afzonderlijk worden waargenomen; ze komen steeds tezamen voor in een volledige redoxreactie. | | Redoxkoppel (of redoxstelsel) | Een paar bestaande uit een geoxideerde en een gereduceerde vorm van een element of stof, die met elkaar in evenwicht staan via een halfreactie. Voorbeelden zijn Cu2+/Cu of Fe3+/Fe2+. | | Elektrochemische cel | Een systeem dat bestaat uit twee geleiders (elektroden) die in een elektrolytoplossing zijn ondergedompeld, verbonden via een elektrolytbrug en een extern circuit, om chemische energie om te zetten in elektrische energie (galvanische cel) of omgekeerd (elektrolysecel). | | Galvanische cel (of volta-cel) | Een elektrochemische cel die spontaan een elektrische stroom genereert door chemische reacties om te zetten in elektrische energie. De reacties verlopen spontaan omdat de celpotentiaal positief is. | | Elektrolysecel | Een elektrochemische cel die externe elektrische energie nodig heeft om niet-spontane reacties te laten doorgaan, waarbij elektrische energie wordt omgezet in chemische energie. | | Bronspanning (of celpotentiaal, Ecel) | Het potentiaalverschil dat optreedt tussen de elektroden van een elektrochemische cel, een maat voor het vermogen van de cel om elektronen te verpompen en de neiging van de reactie om spontaan te verlopen. | | Conductometrie | Een elektrochemische analysetechniek die de geleidbaarheid van een oplossing meet, wat een maat is voor het gemak waarmee elektrische stroom erdoorheen vloeit. Deze geleidbaarheid hangt af van de concentratie en mobiliteit van de aanwezige ionen. | | Molaire geleidbaarheid (Λm) | De geleidbaarheid van een oplossing per mol opgeloste elektrolyt, berekend uit de specifieke geleidbaarheid en de molaire concentratie. Het is een maat voor de bijdrage van de ionen in de oplossing aan de geleiding. | | Kohlrauschs additiewet | Een principe dat stelt dat de molaire geleidbaarheid van verdunde elektrolytoplossingen een additieve functie is van de molaire geleidbaarheden van de individuele ionen. Dit maakt het mogelijk de geleidbaarheid van zouten te voorspellen of de molaire geleidbaarheid van een ion af te leiden. | | Potentiometrie | Een analytische methode gebaseerd op de meting van elektrochemische potentialen om de concentratie of activiteit van een component in een oplossing te bepalen, zonder dat er een significante stroom door de cel loopt. | | Referentie elektrode | Een halfcel met een nauwkeurig gekende en stabiele elektrode potentiaal, die wordt gebruikt als een referentiepunt bij het meten van de potentiaal van een andere elektrode in een elektrochemische cel. Voorbeelden zijn de kalomel elektrode en de zilver/zilverchloride elektrode. | | Indicator elektrode (of werkelektrode) | Een elektrode waarvan de potentiaal afhangt van de concentratie of activiteit van het analiet in de oplossing. Deze potentiaal wordt gemeten in relatie tot een referentie elektrode. | | Glas elektrode (pH-elektrode) | Een specifieke membraanelektrode die een dun glazen membraan gebruikt om een potentiaalverschil te genereren dat afhankelijk is van de waterstofionenconcentratie (pH) in de oplossing. Het is een veelgebruikte indicator elektrode voor pH-metingen. | | Ion-gevoelige elektrode (ISE) | Een klasse van indicator elektroden die specifiek reageren op de activiteit van een bepaald ion in een oplossing, vaak door middel van een membraan dat selectief interactie aangaat met dat ion. | | Elektrolyse | Een proces waarbij elektrische energie wordt gebruikt om een niet-spontane chemische reactie te forceren, typisch door het laten lopen van stroom door een elektrolytoplossing. Dit proces wordt gebruikt voor het scheiden, zuiveren of produceren van stoffen. | | Polarisatie (of overspanning) | Een fenomeen in elektrochemische cellen waarbij de aangelegde spanning of de geproduceerde spanning afwijkt van de theoretisch voorspelde waarde door de aanwezigheid van weerstanden of kinetische barrières aan de elektrode-oplossing interface. Dit kan concentratiepolariteit of kinetische polarisatie zijn. | | Voltammetrie | Een klasse van elektroanalytische technieken waarbij de stroomsterkte wordt gemeten als functie van de aangelegde potentiaal aan een werkelektrode. Het wordt gebruikt om de concentratie en reactiviteit van elektroactieve species te bestuderen. | | Polarografie | Een specifieke vorm van voltammetrie die een druppelende kwikelektrode gebruikt als werkelektrode, wat een continu vernieuwd en reproduceerbaar elektrodeoppervlak biedt. | | Amperometrie | Een voltammetrische techniek waarbij de stroomsterkte bij een constante potentiaal wordt gemeten om de concentratie van een analiet te bepalen. Dit wordt vaak gebruikt in sensoren, zoals de Clark zuurstofsensor. | | Coulometrie | Een kwantitatieve analytische methode waarbij de hoeveelheid elektrische lading (uitgedrukt in Coulomb) die nodig is om een analiet volledig om te zetten in een andere oxidatietoestand, wordt gemeten. Dit is gebaseerd op de wet van Faraday. | | Wet van Faraday | Een fundamentele wet in de elektrochemie die het verband legt tussen de hoeveelheid elektrische lading die door een elektrolyt wordt overgedragen en de hoeveelheid stof die wordt ontleed of afgezet. | | Stripping voltammetrie | Een gevoelige elektroanalytische techniek die een concentratie-stap (afzetting) combineert met een detectie-stap (voltammetrie) om zeer lage concentraties van analieten te meten, vooral metalen. |

# Chemische kinetiek en reactiesnelheid Hier is een gedetailleerde samenvatting over "Chemische kinetiek en reactiesnelheid": ## 1. Chemische kinetiek en reactiesnelheid Dit onderwerp onderzoekt de snelheid waarmee chemische reacties plaatsvinden en de factoren die deze snelheid beïnvloeden. ### 1.1 Basisprincipes van chemische reactiesnelheid #### 1.1.1 Reactiemechanisme en kinetiek * Het **reactiemechanisme** beschrijft de reeks elementaire stappen die samen de totale chemische reactie vormen. * Het **kinetische aspect** van een reactie bestudeert het energieverloop van de reactie gedurende de omzetting. * Het **thermodynamische aspect** daarentegen kijkt naar het verschil in energie tussen de begin- en eindtoestand van de reactie. #### 1.1.2 Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden De snelheid van een chemische reactie wordt beïnvloed door: * **Concentratie van reagentia**: Hogere concentraties leiden tot meer botsingen en dus een hogere reactiesnelheid. * **Temperatuur**: Een hogere temperatuur verhoogt de kinetische energie van moleculen, wat resulteert in meer frequente en energierijkere botsingen, en dus een hogere reactiesnelheid. * **Aggregatietoestand**: Reacties verlopen sneller in de gasfase, gevolgd door de vloeibare fase en dan de vaste fase, vanwege de bewegingsvrijheid van de moleculen. * **Katalysator**: Een katalysator verhoogt de reactiesnelheid door de activeringsenergie te verlagen zonder zelf verbruikt te worden. ### 1.2 Reactiesnelheidsvergelijking en reactie-ordes #### 1.2.1 De reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheidsvergelijking relateert de snelheid van een reactie aan de concentraties van de reagentia. Voor een algemene reactie $aA + bB \rightarrow cC + dD$ wordt de snelheid uitgedrukt als: $$ \text{Snelheid} = k[A]^x[B]^y $$ * $k$ is de snelheidsconstante. * $[A]$ en $[B]$ zijn de concentraties van reagentia A en B. * $x$ en $y$ zijn de reactie-ordes ten opzichte van A en B. De totale reactie-orde is $x + y$. #### 1.2.2 Verband tussen concentratie en tijd * **Zero-orde reactie**: De concentratie verandert lineair met de tijd. De halfwaardetijd is evenredig met de beginconcentratie. $$ [A]_t = [A]_0 - kt $$ * **Eerste-orde reactie**: De natuurlijke logaritme van de concentratie verandert lineair met de tijd. De halfwaardetijd is onafhankelijk van de beginconcentratie. $$ \ln[A]_t = \ln[A]_0 - kt $$ $$ t_{1/2} = \frac{\ln(2)}{k} $$ * **Tweede-orde reactie**: Het omgekeerde van de concentratie verandert lineair met de tijd. De halfwaardetijd is omgekeerd evenredig met de beginconcentratie. $$ \frac{1}{[A]_t} = \frac{1}{[A]_0} + kt $$ $$ t_{1/2} = \frac{1}{k[A]_0} $$ ### 1.3 Moleculaire verklaring van de reactiesnelheid #### 1.3.1 Botsingstheorie * Moleculen moeten met voldoende kinetische energie botsen en in de juiste oriëntatie komen om te kunnen reageren. * Niet elke botsing is effectief; alleen botsingen met **voldoende kinetische energie (groter dan of gelijk aan de activeringsenergie, $E_a$)** en de juiste **botsingsoriëntatie** leiden tot een reactie. * De **botsingsfrequentie ($Z$)** en de **waarschijnlijkheid van de juiste botsingsrichting ($p$)** bepalen het aantal effectieve botsingen. #### 1.3.2 Theorie van de overgangstoestand * Tijdens een reactie wordt een **geactiveerd complex** gevormd, een kortstondige, hoog-energetische toestand die tussen de reagentia en producten bestaat. * De **activeringsenergie ($E_a$)** is de minimale energie die nodig is om dit geactiveerde complex te vormen. * Een lagere $E_a$ leidt tot een hogere reactiesnelheid. * De enthalpieverandering van de reactie is het verschil tussen de activeringsenergie van de voorwaartse en terugwaartse reactie: $\Delta H = E_a - E_a'$. ### 1.4 Invloed van temperatuur op de reactiesnelheid De relatie tussen de snelheidsconstante ($k$) en de temperatuur wordt beschreven door de **Arrheniusvergelijking**: $$ k = A e^{-E_a/RT} $$ * $A$ is de **frequentiefactor**, gerelateerd aan de botsingsfrequentie en de waarschijnlijkheid van de juiste oriëntatie. * $E_a$ is de activeringsenergie. * $R$ is de universele gasconstante. * $T$ is de absolute temperatuur. > **Tip:** Een kleine toename in temperatuur kan een aanzienlijke toename in de reactiesnelheid veroorzaken, vooral bij reacties met een hoge activeringsenergie. ### 1.5 Invloed van de katalysator op de reactiesnelheid * Een **katalysator** verlaagt de activeringsenergie van een reactie door een alternatief reactiepad te bieden. Hierdoor neemt het aantal moleculen met voldoende kinetische energie om te reageren toe, wat de reactiesnelheid verhoogt. * Katalysatoren worden niet verbruikt tijdens de reactie en keren onveranderd terug. * Een **inhibitor** is een stof die de reactiesnelheid vertraagt, vaak door de activeringsenergie te verhogen. * **Enzymen** zijn natuurlijke, zeer specifieke biologische katalysatoren. > **Voorbeeld:** Enzymen zoals sucrase versnellen de hydrolyse van sucrose tot glucose en fructose door de activeringsenergie van deze reactie te verlagen via de vorming van een enzym-substraatcomplex. ### 1.6 Reactiekinetiek en reactie-evenwicht * Chemische reacties streven naar een **evenwichtstoestand** waarbij de snelheid van de voorwaartse reactie gelijk is aan de snelheid van de terugwaartse reactie. * De **evenwichtsconstante ($K$)** geeft de verhouding van de concentraties van producten tot reagentia bij evenwicht aan. * Het **reactiequotiënt ($Q$)** heeft dezelfde vorm als de evenwichtsconstante, maar wordt berekend met de concentraties op een willekeurig moment tijdens de reactie. * Als $Q < K$, zal de reactie naar rechts verlopen (richting producten). * Als $Q = K$, is het systeem in evenwicht. * Als $Q > K$, zal de reactie naar links verlopen (richting reagentia). ### 1.7 Thermodynamische aspecten van chemische reacties #### 1.7.1 Energie, arbeid en warmte * **Arbeid ($w$)** is geordende energieoverdracht, die omkeerbaar is. * **Warmte ($q$)** is ongeordende energieoverdracht, die zich verplaatst van een warmer naar een kouder object en niet gemakkelijk omkeerbaar is. * De **wet van behoud van energie** stelt dat energie niet gecreëerd of vernietigd kan worden, maar alleen van vorm kan veranderen. #### 1.7.2 Enthalpie en enthalpieverandering ($\Delta H$) * **Enthalpie ($H$)** vertegenwoordigt de totale warmte-inhoud van een systeem. * **Enthalpieverandering ($\Delta H$)** is de warmte die wordt opgenomen of afgegeven tijdens een reactie bij constante druk. * **Endotherme reacties** nemen warmte op uit de omgeving ($\Delta H > 0$). * **Exotherme reacties** geven warmte af aan de omgeving ($\Delta H < 0$). * De **wet van Hess** stelt dat de totale enthalpieverandering voor een reactie onafhankelijk is van de weg ernaartoe; het hangt alleen af van de begin- en eindtoestand. * **Bindingsdissociatie-enthalpie ($D$)** is de energie die nodig is om een specifieke binding te verbreken. #### 1.7.3 Entropie ($S$) en spontaneïteit * **Entropie ($S$)** is een maat voor de wanorde of het aantal mogelijke microscopische toestanden van een systeem. * Systemen streven naar een toename van entropie. Entropie neemt toe bij hogere temperaturen, faseovergangen van vast naar gas, en een toename in het aantal deeltjes. #### 1.7.4 Gibbs vrije energie ($G$) en spontaneïteit * **Gibbs vrije energie ($G$)** bepaalt de spontaneïteit van een proces bij constante druk en temperatuur. * Voor een reactie geldt: * $\Delta G < 0$: spontane reactie * $\Delta G = 0$: evenwichtstoestand * $\Delta G > 0$: niet-spontane reactie * De relatie met enthalpie en entropie is: $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. * Voor biologische reacties wordt de **standaard Gibbs vrije energie ($\Delta G^\circ'$)** gebruikt, die rekening houdt met fysiologische omstandigheden (pH 7). > **Tip:** Een reactie kan endotherm zijn ($\Delta H > 0$) maar toch spontaan verlopen ($\Delta G < 0$) als de entropieverandering ($\Delta S$) voldoende positief is, vooral bij hogere temperaturen. #### 1.7.5 Vrije energie en chemisch evenwicht * De relatie tussen Gibbs vrije energie en de evenwichtsconstante is: $\Delta G^\circ = -RT \ln K$. * Een negatieve $\Delta G^\circ$ correspondeert met een evenwichtsconstante $K > 1$, wat duidt op een evenwicht dat naar de producten verschoven is. * Een positieve $\Delta G^\circ$ correspondeert met een $K < 1$, wat duidt op een evenwicht dat naar de reagentia verschoven is. #### 1.7.6 Nuttige arbeid en gekoppelde reacties * De **nuttige arbeid** die geleverd kan worden door een spontane reactie is gelijk aan de afname in Gibbs vrije energie ($\Delta G$). * Niet-spontane reacties kunnen plaatsvinden door ze te **koppelen** aan zeer spontane reacties, zoals de hydrolyse van ATP ($\Delta G^\circ'$ negatief). Dit mechanisme is fundamenteel voor het metabolisme. ### 1.8 Zuren en basen #### 1.8.1 Het ionenproduct van water ($K_w$) * Zuiver water ondergaat zelfionisatie: $H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$. * Het ionenproduct van water is $K_w = [H^+][OH^-] = 1.0 \times 10^{-14}$ bij 25°C. * Dit leidt tot een pH van 7 voor neutraal water bij 25°C. #### 1.8.2 De pH-schaal * **pH** wordt gedefinieerd als $pH = -\log[H^+]$. * **pOH** wordt gedefinieerd als $pOH = -\log[OH^-]$. * Voor water geldt $pH + pOH = pKw = 14$ bij 25°C. * **Zure oplossingen** hebben $pH < 7$, **basische oplossingen** hebben $pH > 7$. #### 1.8.3 Zuursterkte en moleculaire structuur * **Sterke zuren** dissocieren volledig in water. * **Zwakke zuren** dissocieren slechts gedeeltelijk. Hun zuursterkte wordt gekenmerkt door de zuurconstante ($K_a$) of de pKa-waarde ($pK_a = -\log K_a$). * De zuursterkte van covalente hydriden (HX) neemt toe met de elektronegativiteit van X (in een periode) en met de afmeting van X (in een groep). * De zuursterkte van **oxozuren** hangt af van de elektronegativiteit van het centrale atoom en het aantal zuurstofatomen. Een hogere elektronegativiteit en meer zuurstofatomen verhogen de zuursterkte. #### 1.8.4 pH van oplossingen van zuren, basen en zouten * **Sterke zuren en basen** bepalen direct de pH of pOH. * **Zwakke zuren en basen** vereisen de $K_a$ of $K_b$ (en de Henderson-Hasselbalch vergelijking) voor pH-berekeningen. * **Zouten** kunnen leiden tot hydrolyse: * Zouten van sterke zuren en sterke basen zijn neutraal (bv. NaCl). * Zouten van sterke zuren en zwakke basen zijn zuur (bv. NH4Cl). * Zouten van zwakke zuren en sterke basen zijn basisch (bv. CH3COONa). * Zouten van zwakke zuren en zwakke basen kunnen zuur, basisch of neutraal zijn, afhankelijk van de relatieve sterktes van het zuur en de base. #### 1.8.5 Bufferoplossingen * Een **bufferoplossing** bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur) in relatief hoge concentraties. * Buffers weerstaan veranderingen in pH bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. * De pH van een buffer wordt berekend met de **Henderson-Hasselbalch vergelijking**: $$ pH = pK_a + \log\left(\frac{[\text{Base}]}{[\text{Zuur}]}\right) $$ * De **buffercapaciteit** is een maat voor de effectiviteit van een buffer en hangt af van de concentraties van de aanwezige zuur-base paren. #### 1.8.6 Zuurtegraad en levende materie * Biologische systemen zijn sterk afhankelijk van een stabiele pH (ongeveer 7.4 voor bloed). * **Amfolyten**, zoals aminozuren, kunnen als zuur en base reageren en spelen een rol in buffermechanismen. * De **fosforzuurbuffersystemen** en de **hemoglobinebuffer** zijn fysiologisch belangrijk. * **Acidose** (te lage pH) en **alkalose** (te hoge pH) in het bloed kunnen ernstige gezondheidsproblemen veroorzaken. ### 1.9 Elektrochemie #### 1.9.1 Galvanische elementen (Voltaïsche cellen) * Galvanische elementen zetten chemische energie om in elektrische energie door middel van spontane redoxreacties. * Ze bestaan uit twee **halfcellen**: een **anode** (oxidatie) en een **kathode** (reductie), verbonden door een externe geleider en een **zoutbrug**. * De **elektromotorische kracht (EMK)**, of celpotentiaal, is het potentiaalverschil tussen de twee halfcellen. #### 1.9.2 Standaardreductiepotentialen en de Nernstvergelijking * De **standaardreductiepotentiaal ($E^\circ$)** meet het reductievermogen van een stof ten opzichte van de standaardwaterstofelektrode ($E^\circ = 0.00V$). * De **standaard elektromotorische kracht ($E^\circ_{cel}$) ** van een cel is het verschil in standaardreductiepotentialen tussen de kathode en de anode: $E^\circ_{cel} = E^\circ_{kathode} - E^\circ_{anode}$. * De **Nernstvergelijking** relateert de celpotentiaal bij niet-standaardomstandigheden aan de concentraties van de reactanten en producten: $$ E_{cel} = E^\circ_{cel} - \frac{RT}{nF} \ln Q $$ waarbij $n$ het aantal uitgewisselde elektronen is en $F$ de constante van Faraday. #### 1.9.3 Concentratiecellen en biologische toepassingen * **Concentratiecellen** genereren een potentiaalverschil puur door verschillen in concentratie van dezelfde ionensoort in de twee halfcellen. * Dit principe is cruciaal voor het begrijpen van elektrische potentialen over biologische membranen, zoals de membraanpotentiaal in zenuw- en spiercellen. * De **evenwichtspotentiaal** voor een ion over een membraan kan worden berekend met de **vergelijking van Nernst** aangepast voor biologische systemen (bij 37°C, 310K). #### 1.9.4 Elektroforese * **Elektroforese** is een techniek die gebruikmaakt van een elektrisch veld om geladen deeltjes te scheiden op basis van hun mobiliteit. * De **mobiliteit ($\mu$)** van een deeltje wordt beïnvloed door de lading, grootte, viscositeit van het medium, ionensterkte, pH en temperatuur. * Dit wordt toegepast in biomedische analyses voor het scheiden van eiwitten, DNA en andere geladen moleculen. ### 1.10 Colloïden en oplossingen #### 1.10.1 Colloïdale mengsels * **Colloïden** zijn mengsels met deeltjesgroottes tussen 1 nm en 1000 nm. Ze kunnen niet met het blote oog worden gezien, slaan niet neer en kunnen niet worden afgefiltreerd. * Colloïdale deeltjes verstrooien licht, wat leidt tot het **Tyndall-effect**. * Colloïden worden gestabiliseerd door elektrostatische afstoting (lading op de deeltjes) of door emulgatoren (zoals fosfolipiden). #### 1.10.2 Oplosbaarheid en het oplosproces * **Oplosbaarheid** is de mate waarin een stof kan oplossen in een oplosmiddel. * Het **oplosproces** omvat het verbreken van attractiekrachten binnen de op te lossen stof en het oplosmiddel, en het vormen van nieuwe attractiekrachten tussen de op te lossen stof en het oplosmiddel. "Like dissolves like" is hier een belangrijk principe. * **Hydratatie-enthalpie** is de energie die vrijkomt bij de interactie van ionen met watermoleculen. #### 1.10.3 Concentratieuitdrukkingen en osmose * Verschillende manieren om de concentratie van oplossingen uit te drukken zijn onder andere molaire concentratie (M), molale concentratie (m), massafractie, volumefractie, ppm en ppb. * **Osmose** is de nettoverplaatsing van water over een semipermeabel membraan van een gebied met een hogere waterconcentratie naar een gebied met een lagere waterconcentratie. * De **osmotische druk ($\pi$)** is de druk die nodig is om osmose tegen te gaan. De vergelijking van van 't Hoff beschrijft deze relatie: $\pi = iMRT$, waarbij $i$ de van 't Hoff factor is. * Oplossingen worden geclassificeerd als **isotonisch** (zelfde osmotische druk), **hypertonisch** (hogere osmotische druk) of **hypotonisch** (lagere osmotische druk) ten opzichte van een cel. #### 1.10.4 Dialyse * **Dialyse** is een proces waarbij een semipermeabel membraan kleine moleculen en ionen doorlaat, maar grotere deeltjes (zoals colloïden) tegenhoudt. * De nieren functioneren als natuurlijke dialyseapparaten. Hemodialyse is een kunstmatige vorm van dialyse. --- # Studiehandleiding: Chemische kinetiek en reactiesnelheid Dit onderwerp behandelt de snelheid waarmee chemische reacties verlopen en de factoren die deze snelheid beïnvloeden. ### 1.1 Reactiesnelheid De reactiesnelheid kwantificeert hoe snel een chemische reactie verloopt. Dit kan worden uitgedrukt in termen van de afname van de concentratie van reactanten per tijdseenheid of de toename van de concentratie van producten per tijdseenheid. #### 1.1.1 Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden Verschillende factoren kunnen de snelheid van een chemische reactie beïnvloeden: * **Concentratie van reactanten:** Hogere concentraties van reactanten leiden over het algemeen tot een hogere reactiesnelheid omdat de kans op effectieve botsingen tussen moleculen toeneemt. * **Temperatuur:** Een hogere temperatuur verhoogt de kinetische energie van moleculen, wat leidt tot meer botsingen en een grotere fractie moleculen met voldoende energie om de activeringsenergie te overwinnen. * **Fysische toestand:** Reacties verlopen sneller als de reactanten in een meer gecondenseerde fase zijn (gas > vloeistof > vast), omdat dit de kans op botsingen vergroot. * **Katalysator:** Een katalysator verhoogt de reactiesnelheid zonder zelf verbruikt te worden. Dit doet hij door de activeringsenergie van de reactie te verlagen. Een remmer daarentegen vertraagt de reactiesnelheid. > **Tip:** De moleculaire verklaring van de reactiesnelheid berust op de botsingstheorie en de theorie van de overgangstoestand. #### 1.1.2 Reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheid is vaak evenredig met de concentraties van de reactanten, verheven tot een bepaalde macht. Dit wordt uitgedrukt in een reactiesnelheidsvergelijking: $$ \text{Snelheid} = k \cdot [\text{A}]^x \cdot [\text{B}]^y $$ Hierin is: * $k$ de snelheidsconstante. * $[\text{A}]$ en $[\text{B}]$ de concentraties van reactanten A en B. * $x$ en $y$ de reactieordes ten opzichte van A en B. De totale orde van de reactie is $x + y$. #### 1.1.3 Verandering van de concentratie met de tijd De manier waarop de concentratie van een reactant verandert met de tijd hangt af van de orde van de reactie: * **Nulde-orde reactie:** De concentratie neemt lineair af met de tijd. De halfwaardetijd is evenredig met de beginconcentratie. * **Eerste-orde reactie:** De natuurlijke logaritme van de concentratie neemt lineair af met de tijd. De halfwaardetijd is onafhankelijk van de beginconcentratie. $$ \ln[\text{A}]_t = \ln[\text{A}]_0 - kt $$ * **Tweede-orde reactie:** Het omgekeerde van de concentratie neemt lineair toe met de tijd. De halfwaardetijd is omgekeerd evenredig met de beginconcentratie. $$ \frac{1}{[\text{A}]_t} = \frac{1}{[\text{A}]_0} + kt $$ ### 1.2 Moleculaire verklaring van de reactiesnelheid #### 1.2.1 Botsingstheorie Voor een reactie om plaats te vinden, moeten moleculen botsen. Niet elke botsing leidt echter tot een reactie. Een effectieve botsing vereist: * **Voldoende kinetische energie:** De moleculen moeten genoeg kinetische energie hebben om de afstotende krachten te overwinnen en de bindingen te verzwakken of te verbreken. Dit wordt de activeringsenergie ($E_a$) genoemd. * **Juiste oriëntatie:** De moleculen moeten zodanig botsen dat de reactieve delen van de moleculen elkaar raken. #### 1.2.2 Theorie van de overgangstoestand Bij een botsing wordt een kortstondig, hoogenergetisch intermediair gevormd, het geactiveerde complex. Dit complex kan terugvallen naar de oorspronkelijke reactanten of uiteenvallen in de producten. $$ \text{Reactanten} \rightleftharpoons [\text{Geactiveerd complex}]^\ddagger \rightarrow \text{Producten} $$ De energie die nodig is om dit geactiveerde complex te vormen, is de activeringsenergie ($E_a$). De energieverandering van de reactie ($\Delta H$) is het verschil tussen de activeringsenergie voor het vormen van producten en de activeringsenergie voor het vormen van reactanten. $$ \Delta H = E_a(\text{vorming producten}) - E_a(\text{vorming reactanten}) $$ ### 1.3 Invloed van de temperatuur op de reactiesnelheid De Arrheniusvergelijking beschrijft de temperatuurafhankelijkheid van de snelheidsconstante ($k$): $$ k = A \cdot e^{-E_a/RT} $$ * $A$ de pre-exponentiële factor (frequentiefactor), die evenredig is met het aantal botsingen en de waarschijnlijkheid van de juiste botsingsrichting. * $E_a$ de activeringsenergie. * $R$ de universele gasconstante. * $T$ de absolute temperatuur. Een kleine verandering in temperatuur kan een grote verandering in $k$ veroorzaken, vooral bij hogere activeringsenergieën. ### 1.4 Invloed van de katalysator op de reactiesnelheid Katalysatoren verhogen de reactiesnelheid door de activeringsenergie te verlagen. Ze veranderen de reactieroute, waardoor een pad met een lagere energiebarrière ontstaat. De katalysator komt onveranderd uit de reactie. > **Tip:** Katalysatoren versnellen reacties, maar kunnen een niet-spontane reactie niet spontaan maken. ### 1.5 Enzymen als natuurlijke katalysatoren Enzymen zijn macromoleculen die specifieke biochemische reacties katalyseren. Ze zijn zeer reactiespecifiek, wat betekent dat ze meestal slechts één of enkele specifieke substraten binden en omzetten. * **Reactiespecificiteit:** Wordt bepaald door de specifieke driedimensionale structuur van het enzym, met name de actieve site, die complementair is aan het substraat (lock-and-key model). * **Enzymatische reactie:** $$ \text{Enzym} + \text{Substraat} \rightleftharpoons [\text{Enzym-substraatcomplex}] \rightarrow \text{Enzym} + \text{Producten} $$ De binding tussen enzym en substraat mag niet te sterk zijn om de omzetting mogelijk te maken. ### 1.6 Chemische reactiekinetiek en reactie-evenwicht Chemische reacties streven naar een evenwichtstoestand, waarbij de voorwaartse en achterwaartse reactiesnelheden gelijk zijn. De ligging van het evenwicht wordt beschreven door de evenwichtsconstante ($K$). * Als de reactiequotiënt ($Q$) kleiner is dan $K$ ($Q < K$), verschuift de reactie naar rechts (richting producten). * Als $Q$ gelijk is aan $K$ ($Q = K$), is de reactie in evenwicht. * Als $Q$ groter is dan $K$ ($Q > K$), verschuift de reactie naar links (richting reactanten). De grootte van $K$ voorspelt de ligging van het evenwicht: * Grote $K$: evenwicht ligt naar rechts (veel producten). * Kleine $K$: evenwicht ligt naar links (veel reactanten). > **Tip:** Kinetiek (reactiesnelheid) bepaalt hoe snel het evenwicht wordt bereikt, terwijl thermodynamica (evenwichtsconstante) bepaalt waar het evenwicht ligt. ### 1.7 Energetische aspecten van chemische reacties * **Enthalpie ($\Delta H$)**: Beschrijft de warmte die bij een reactie wordt opgenomen of afgegeven. * $\Delta H < 0$ (exotherm): Energie wordt vrijgegeven. * $\Delta H > 0$ (endotherm): Energie wordt opgenomen. * **Entropie ($\Delta S$)**: Beschrijft de mate van wanorde of willekeur in een systeem. Systemen streven naar een toename van entropie. * **Gibbs vrije energie ($\Delta G$)**: Combineert enthalpie en entropie om de spontaneïteit van een reactie te voorspellen bij constante druk en temperatuur. $$ \Delta G = \Delta H - T \Delta S $$ * $\Delta G < 0$: Spontane reactie. * $\Delta G = 0$: Reactie is in evenwicht. * $\Delta G > 0$: Niet-spontane reactie. ### 1.8 Gibbs vrije energie en chemisch evenwicht De relatie tussen de standaard Gibbs vrije energie ($\Delta G^\circ$) en de evenwichtsconstante ($K$) is: $$ \Delta G^\circ = -RT \ln K $$ Een negatieve $\Delta G^\circ$ correspondeert met een $K > 1$ (evenwicht naar rechts), en een positieve $\Delta G^\circ$ correspondeert met een $K < 1$ (evenwicht naar links). > **Tip:** In biologische systemen wordt vaak de standaard Gibbs vrije energie bij pH 7 gebruikt ($\Delta G^{\circ \prime}$). ### 1.9 Gekoppelde reacties en nuttige arbeid Niet-spontane reacties ($\Delta G > 0$) kunnen toch plaatsvinden door ze te koppelen aan spontane reacties ($\Delta G < 0$). Een belangrijk voorbeeld hiervan is de hydrolyse van ATP tot ADP, die een aanzienlijke hoeveelheid vrije energie levert die gebruikt kan worden om andere reacties aan te drijven. $$ \text{ATP} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{ADP} + \text{Fosfaat} $$ Deze gekoppelde reacties maken biochemische processen mogelijk die anders energie-onvermijdelijk zouden zijn. Nuttige arbeid is de energie die geleverd kan worden door een systeem en die gebruikt kan worden om processen uit te voeren tegen een gradiënt in, zoals het transport van moleculen over celmembranen. --- # Elektrochemie Dit is een samenvatting van het onderwerp Elektrochemie, gericht op de pagina's 22 tot en met 24. ## 2 Elektrochemie Dit onderwerp behandelt de principes van elektrochemie, inclusief de werking van galvanische elementen, de berekening van elektrodemotiekrachten, en de relatie tussen elektrochemische processen en vrije energie, met een focus op biologische toepassingen. ### 2.1 Galvanische elementen (volta-elementen) Een galvanisch element, ook wel een volta-element genoemd, bestaat uit twee halfcellen die extern verbonden zijn via een metalen geleider en intern via een zoutbrug. In elke halfcel vindt een specifieke halfreactie plaats. * **Halfreacties:** In de ene halfcel vindt oxidatie plaats, waarbij elektronen worden geproduceerd. Deze elektronen stromen via de externe geleider naar de andere halfcel, waar reductie plaatsvindt. * **Zoutbrug:** De zoutbrug is essentieel om de ladingneutraaliteit in beide halfcellen te handhaven. Ionen uit de zoutbrug migreren naar de halfcellen om de accumulatie van lading te voorkomen. * **Anode:** De elektrode in de halfcel waar oxidatie plaatsvindt. Dit is spontaan en de bron van elektronen. De anode is negatief geladen. * **Kathode:** De elektrode in de halfcel waar reductie plaatsvindt. Deze ontvangt elektronen via de externe keten. De kathode is positief geladen. * **Elektronenstroom:** De elektronenstroom wordt veroorzaakt door het potentiaalverschil tussen de twee halfcellen. Dit potentiaalverschil maakt het mogelijk om elektrische energie te leveren voor nuttige arbeid. ### 2.2 Standaardreductiepotentiaal en elektromotorische kracht De elektromotorische kracht (EMK) van een galvanisch element is afhankelijk van de aard van de chemische reacties, de concentratie van de deelnemende deeltjes en de temperatuur. * **EMK-meting:** De EMK wordt gemeten met een potentiometer, een spanningsmeter die een tegen-EMK levert van gelijke waarde om stroomdoorgang te voorkomen. Dit maakt een nauwkeurige meting van het potentiaalverschil mogelijk. * **Standaard-waterstofelektrode:** Dit is een referentie-elektrode met een standaard reductiepotentiaal ($E°$) van 0,00 volt bij standaardomstandigheden. De waterstofelektrode bestaat uit een platinastaafje, bedekt met platinumkristallen, waar waterstofgas bij 1 bar doorheen borrelt en dat ondergedompeld is in een zure oplossing met een waterstofionenconcentratie van 1 mol/l. * **Standaardelektrodepotentiaal ($E°$):** De standaardreductiepotentiaal van een andere halfcel kan worden bepaald door deze te meten ten opzichte van de standaard-waterstofelektrode. Een hogere positieve $E°$ waarde duidt op een sterker oxiderend vermogen van de stof. Het omgekeerde van de $E°$ waarde is de standaardoxidatiepotentiaal voor de omgekeerde reactie. * **Standaard elektromotorische kracht ($E°_{cel}$):** Dit is de EMK van een cel onder standaardomstandigheden, waarbij de activiteit van alle opgeloste deeltjes 1 mol/l, gassen een partiële druk van 1 bar, en de temperatuur 25°C (298K) is. $$E°_{cel} = E°_{kathode} - E°_{anode}$$ ### 2.3 Potentiaalberekening van Nernst De vergelijking van Nernst wordt gebruikt om de EMK van een elektrochemische cel te berekenen wanneer de omstandigheden afwijken van de standaardomstandigheden. * **Nernst-vergelijking:** Deze vergelijking relateert de celpotentiaal ($E_{cel}$) aan de standaard celpotentiaal ($E°_{cel}$), de temperatuur ($T$), het aantal uitgewisselde elektronen ($n$), en het reactiequotiënt ($Q$). $$E_{cel} = E°_{cel} - \frac{RT}{nF} \ln Q$$ Voor biologische toepassingen bij 37°C (310K) wordt de vergelijking vaak vereenvoudigd: $$E_{cel} \approx E°_{cel} - \frac{60 \, \text{mV}}{n} \log Q$$ * **Reactiequotiënt ($Q$):** $Q$ wordt berekend op basis van de activiteiten (voor opgeloste stoffen en gassen) of concentraties van de reactanten en producten. De activiteiten van vaste stoffen en pure vloeistoffen worden gelijkgesteld aan 1. * **Spontane reacties:** Een reactie is spontaan als $E_{cel} > 0$, wat overeenkomt met een negatieve verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G < 0$). * **Evenwicht:** Bij chemisch evenwicht is $E_{cel} = 0$ en is het reactiequotiënt ($Q$) gelijk aan de evenwichtsconstante ($K$). ### 2.4 Biologische toepassingen van elektrochemie Elektrochemische principes zijn cruciaal in biologische systemen. * **Biologische concentratiecellen:** Deze cellen ontstaan door ongelijke concentraties van ionen binnen en buiten de cel, wat leidt tot een elektrisch potentiaalverschil over het celmembraan. Dit potentiaalverschil is verantwoordelijk voor processen zoals de voortplanting van zenuwimpulsen en de hartslag. * **Redoxpotentialen in mitochondriën:** De vorming van ATP tijdens de cellulaire ademhaling is gekoppeld aan een reeks redoxreacties waarbij elektronen worden getransporteerd via eiwitten zoals cytochromen. Het verschil in redoxpotentiaal tussen deze componenten drijft de ATP-synthese aan. * **Elektroforese:** Dit is een techniek waarbij elektrisch geladen deeltjes worden gescheiden onder invloed van een elektrisch veld. Het wordt gebruikt in biomedische analyses voor het bepalen van de samenstelling van eiwitmengsels, metaalionen, en organische stoffen, evenals voor DNA-analyse. De migratiesnelheid van deeltjes wordt beïnvloed door hun lading, grootte, de ionensterkte van de buffer, pH, temperatuur en viscositeit van het medium. **Tip:** Begrijp de relatie tussen $E°_{cel}$, $\Delta G°$, en de evenwichtsconstante $K$. Deze drie grootheden zijn direct aan elkaar gerelateerd en bepalen de spontaniteit en ligging van een chemische reactie. **Voorbeeld:** De Nernst-vergelijking is cruciaal voor het berekenen van de membraanpotentiaal in zenuwcellen, wat de basis vormt voor de elektrische signalering in het zenuwstelsel. --- Hier is een gedetailleerde samenvatting van Elektrochemie, gebaseerd op de verstrekte documentatie, met de focus op pagina's 25-26. Elektrochemie onderzoekt de relatie tussen chemische reacties en elektrische energie, waarbij de energiestromen tussen deze twee aspecten centraal staan. ### 2.1 Galvanische elementen (Voltaïsche cellen) Een galvanisch element, ook wel een voltaïsche cel genoemd, is een elektrochemische cel die chemische energie omzet in elektrische energie. Het bestaat uit twee halfcellen die extern zijn verbonden via een metalen geleider en intern via een zoutbrug. #### 2.1.1 Halfreacties en halfcellen In elke halfcel vindt een specifieke halfreactie plaats. * **Oxidatie:** Vindt plaats aan de anode, de elektrode van de halfcel waar de oxidatie plaatsgrijpt. Hierbij worden elektronen geproduceerd. De anode is spontaan de bron van deze elektronen en wordt als negatief geladen beschouwd. * **Reductie:** Vindt plaats aan de kathode, de elektrode van de halfcel waar de reductie plaatsgrijpt. Hierbij worden elektronen opgenomen. De kathode ontvangt elektronen via de externe keten en wordt als positief geladen beschouwd. De elektronenstroom van de anode naar de kathode is het gevolg van een potentiaalverschil tussen de twee halfcellen. Dit potentiaalverschil, ook wel de elektromotorische kracht (EMK) genoemd, kan elektrische energie leveren voor nuttige arbeid. #### 2.1.2 Zoutbrug De zoutbrug is essentieel voor het handhaven van de neutraliteit in elke halfcel. Deze bevat een elektrolytoplossing, zodat ionen kunnen migreren tussen de twee halfcellen. Dit voorkomt dat er een significant ladingsverschil ontstaat dat de reactie zou kunnen stoppen. Zonder een zoutbrug zou bijvoorbeeld de anode negatief geladen worden door de vrijkomende elektronen, terwijl de oplossing rond de anode positief geladen zou worden door de gevormde kationen, wat verdere oxidatie zou tegenwerken. #### 2.1.3 Standaardreductiepotentiaal en elektromotorische kracht (EMK) De elektromotorische kracht (EMK) van een cel is afhankelijk van de aard van de chemische reacties, de concentratie van de deelnemende deeltjes en de temperatuur. De standaardreductiepotentiaal ($E^\circ$) is een maat voor de neiging van een stof om gereduceerd te worden onder standaardomstandigheden. * **Standaardomstandigheden:** * Temperatuur: $25^\circ \text{C}$ ($298\text{ K}$) (tenzij anders vermeld). * Concentratie van opgeloste stoffen: $1\ \text{mol/L}$ (of activiteit $a=1$). * Partiële druk van gassen: $1\ \text{bar}$. * **Standaard-waterstofelektrode:** De referentie-elektrode met een standaardreductiepotentiaal ($E^\circ$) van $0,00\ \text{V}$. Deze bestaat uit een platinastaafje, waarop waterstofgas ($ \text{H}_2 $) bij $1\ \text{bar}$ borrelt, ondergedompeld in een oplossing met een $\text{H}^+$ activiteit van $1\ \text{mol/L}$. Het oxiderend vermogen van een oxidans wordt groter naarmate de $E^\circ$ positiever is. De standaard-EMK ($E^\circ_{\text{cel}}$) van een cel wordt berekend als het verschil tussen de standaardreductiepotentialen van de kathode en de anode: $$ E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{kathode}} - E^\circ_{\text{anode}} $$ Een positieve $E^\circ_{\text{cel}}$ geeft aan dat de reactie spontaan verloopt in de gedefinieerde richting. #### 2.1.4 Potentiaalberekening van Nernst Wanneer de omstandigheden niet standaard zijn, wordt de potentiaal van een halfcel of cel berekend met de vergelijking van Nernst: $$ E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q $$ waarbij: * $E$ de celpotentiaal is onder niet-standaardomstandigheden. * $E^\circ$ de standaardcelpotentiaal is. * $R$ de universele gasconstante is ($8,314\ \text{J/mol}\cdot\text{K}$). * $T$ de temperatuur in Kelvin is. * $n$ het aantal uitgewisselde elektronen is in de redoxreactie. * $F$ de constante van Faraday is ($96485\ \text{C/mol}$). * $Q$ het reactiequotiënt is (een uitdrukking vergelijkbaar met de evenwichtsconstante, maar met de actuele concentraties/partiële drukken). Voor een reactie bij lichaamstemperatuur ($T = 310\ \text{K}$), wordt de vergelijking vaak vereenvoudigd tot: $$ E = E^\circ - \frac{0,0267\ \text{V}}{n} \ln Q $$ of met logaritmen met grondtal 10: $$ E = E^\circ - \frac{0,0592\ \text{V}}{n} \log Q $$ #### 2.1.5 Concentratiecellen Een concentratiecel is een galvanisch element waarbij beide halfcellen identiek zijn qua chemische samenstelling, maar verschillen in de concentraties van de actieve bestanddelen. De potentiaal van een concentratiecel wordt bepaald door het verschil in concentratie van ionen tussen een geconcentreerdere en een verdundere oplossing. * **Potentiaalgeneratie:** De cel zal spontaan een stroom leveren totdat de concentraties in beide halfcellen gelijk zijn. De potentiaal daalt naarmate de concentratieverschillen kleiner worden, en wordt nul wanneer de concentraties gelijk zijn (evenwicht). * **Biologische relevantie:** Veel biologische processen, zoals de voortplanting van zenuwimpulsen en de hartslag, berusten op concentratieverschillen van ionen over celmembranen. Deze concentratiegradiënten creëren elektrische potentialen die essentieel zijn voor deze functies. #### 2.1.6 Elektrochemisch evenwicht Een elektrochemische reactie bereikt evenwicht wanneer de verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$) nul is. Op dit punt is de celpotentiaal ($E$) ook nul, en is de concentratie van reactanten en producten zodanig dat het reactiequotiënt ($Q$) gelijk is aan de evenwichtsconstante ($K$). Dit betekent dat de snelheid van de voorwaartse reactie gelijk is aan de snelheid van de terugwaartse reactie. ### 2.2 Elektroforese Elektroforese is een techniek die gebruikt wordt om elektrisch geladen deeltjes te scheiden op basis van hun migratiesnelheid in een elektrisch veld. #### 2.2.1 Basisprincipes Bij elektroforese worden geladen deeltjes, zoals eiwitten, DNA of ionen, blootgesteld aan een elektrisch veld. Deeltjes met een tegengestelde lading aan het aangelegde veld zullen migreren in de richting van het veld. * **Factoren die migratiesnelheid beïnvloeden:** * **Elektrisch veldsterkte:** Een sterker veld resulteert in een hogere migratiesnelheid. * **Lading van het deeltje:** Hoe groter de netto-lading van het deeltje, hoe sneller het zal migreren. * **Grootte en vorm van het deeltje:** Grotere deeltjes ondervinden meer weerstand van het medium en migreren langzamer. * **Viscositeit van het medium:** Een hogere viscositeit vermindert de migratiesnelheid. * **Ionensterkte van de buffer:** Een hogere ionensterkte kan de effectieve lading van de deeltjes verminderen door afscherming, wat de mobiliteit verlaagt. * **pH van de buffer:** De pH bepaalt de netto-lading van amfolyte deeltjes zoals eiwitten. Bij het iso-elektrisch punt (pI) is de netto-lading nul, en de migratie minimaal. * **Specifieke interacties met de matrix:** De poreuze aard van de gelmatrix waarin elektroforese vaak plaatsvindt, kan de scheiding beïnvloeden door moleculair zeven. #### 2.2.2 Toepassingen in biomedische analyses Elektroforese is een veelgebruikte techniek in de biomedische wetenschappen voor: * Bepaling van de samenstelling van eiwitmengsels. * Scheiding en analyse van metaalionen en organische moleculen. * Bepaling van het moleculair gewicht van peptiden. * DNA-fingerprinting en sequentiebepaling (in combinatie met andere technieken). ### 2.3 Zuren en basen (pH) De pH-schaal is een logaritmische schaal die de zuurgraad of basisiteit van een waterige oplossing aangeeft. #### 2.3.1 Het ionenproduct van water Zuiver water dissocieert in een kleine mate tot hydroniumionen ($\text{H}_3\text{O}^+$ of kortweg $\text{H}^+$) en hydroxideionen ($\text{OH}^-$): $$ \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{OH}^- $$ Het ionenproduct van water, $K_w$, is de evenwichtsconstante van deze reactie: $$ K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] $$ Bij $25^\circ \text{C}$ is $K_w = 1,0 \times 10^{-14}$. #### 2.3.2 De pH-schaal De pH wordt gedefinieerd als de negatieve logaritme van de waterstofionenconcentratie: $$ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] $$ Op vergelijkbare wijze wordt de pOH gedefinieerd: $$ \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] $$ Voor water bij $25^\circ \text{C}$ geldt de relatie: $$ \text{pH} + \text{pOH} = 14 $$ * **Zure oplossingen:** $\text{pH} < 7$ (bij $25^\circ \text{C}$) * **Neutrale oplossingen:** $\text{pH} = 7$ (bij $25^\circ \text{C}$) * **Basische oplossingen:** $\text{pH} > 7$ (bij $25^\circ \text{C}$) #### 2.3.3 Zuursterkte (pKa) Zwakke zuren dissociëren slechts gedeeltelijk in water, en hun zuursterkte wordt gekarakteriseerd door de zuurconstante ($K_a$). Een lagere $K_a$ of een hogere p$K_a$ ($-\log K_a$) indiceert een zwakker zuur. Sterke zuren daarentegen dissociëren vrijwel volledig. #### 2.3.4 Buffers Een bufferoplossing is een oplossing die de pH relatief constant houdt, zelfs bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. Een buffer bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur) in relatief hoge concentraties. * **Werking:** Wanneer zuur wordt toegevoegd, reageert de geconjugeerde base van de buffer. Wanneer base wordt toegevoegd, reageert het zwakke zuur van de buffer. * **Henderson-Hasselbalch vergelijking:** Voor een buffer bestaande uit een zwak zuur (HA) en zijn geconjugeerde base (A$^-$), wordt de pH gegeven door: $$ \text{pH} = \text{p}K_a + \log \frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]} $$ Deze vergelijking is cruciaal voor het berekenen van de pH van een buffer en het begrijpen van de buffercapaciteit. #### 2.3.5 Fysiologische buffers Biologische systemen maken intensief gebruik van buffers om de pH binnen nauwe grenzen te houden. Belangrijke fysiologische buffersystemen zijn onder meer: * **Hemoglobinebuffer:** Zeer belangrijk in rode bloedcellen. * **Koolzuur-carbonaatbuffer:** Cruciaal in het bloedplasma. * **Fosfaatbuffer:** Bijdrage in intracellulaire en extracellulaire vloeistoffen. * **Plasmaproteïnen:** Zoals albumine. De p$K_a$-waarden van deze buffers liggen vaak rond de fysiologische pH van ongeveer 7,4, wat hun effectiviteit maximaliseert. * **Tip:** Het begrijpen van de p$K_a$-waarden van biologische moleculen en de werking van buffers is essentieel voor het begrijpen van metabolische processen en ziektes zoals acidose en alkalose. #### 2.3.6 Acidose en alkalose * **Acidose:** Een te lage pH van het bloed (onder 7,35). Kan respiratoir (door verminderde CO$_2$-uitscheiding) of metabolisch (door bijvoorbeeld diabetes of zware inspanning) veroorzaakt worden. * **Alkalose:** Een te hoge pH van het bloed (boven 7,45). Kan respiratoir (door hyperventilatie) of metabolisch (door bijvoorbeeld hevig braken) veroorzaakt worden. Beide condities kunnen ernstige gevolgen hebben voor de lichaamsfuncties. ### 2.4 Gibbs Vrije Energie en Spontaneïteit De spontaneïteit van een chemische reactie wordt bepaald door de verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$). #### 2.4.1 Gibbs vrije energieverandering ($\Delta G$) $\Delta G$ relateert de enthalpieverandering ($\Delta H$) en de entropieverandering ($\Delta S$) van een systeem bij constante temperatuur ($T$): $$ \Delta G = \Delta H - T\Delta S $$ * **$\Delta G < 0$:** De reactie is spontaan (exergonisch). * **$\Delta G = 0$:** Het systeem is in evenwicht. * **$\Delta G > 0$:** De reactie is niet-spontaan (endergonisch); de omgekeerde reactie is wel spontaan. #### 2.4.2 Standaard Gibbs vrije energie ($\Delta G^\circ$ en $\Delta G^{\circ\prime}$) * $\Delta G^\circ$ verwijst naar de standaard Gibbs vrije energieverandering onder standaardchemische omstandigheden ($298\ \text{K}$, $1\ \text{bar}$, $1\ \text{mol/L}$). * $\Delta G^{\circ\prime}$ verwijst naar de standaard Gibbs vrije energieverandering onder standaardbiologische omstandigheden ($298\ \text{K}$, $1\ \text{bar}$, pH $7$, $1\ \text{mol/L}$). #### 2.4.3 Vrije energie en chemisch evenwicht De relatie tussen $\Delta G$ en de evenwichtsconstante ($K$) is: $$ \Delta G = \Delta G^\circ + RT \ln Q $$ Bij evenwicht is $\Delta G = 0$ en $Q = K$, wat leidt tot: $$ 0 = \Delta G^\circ + RT \ln K $$ of $$ \Delta G^\circ = -RT \ln K $$ Een grote evenwichtsconstante ($K \gg 1$) correspondeert met een negatieve $\Delta G^\circ$, wat aangeeft dat de reactie spontaan naar rechts verloopt. Omgekeerd, een kleine evenwichtsconstante ($K \ll 1$) correspondeert met een positieve $\Delta G^\circ$, wat aangeeft dat de reactie niet-spontaan is in de voorwaartse richting. #### 2.4.4 Gekoppelde reacties Niet-spontane reacties (met $\Delta G > 0$) kunnen toch plaatsvinden in biologische systemen door ze te koppelen aan spontane reacties (met $\Delta G < 0$). De totale $\Delta G$ van het gekoppelde proces is de som van de $\Delta G$-waarden van de individuele reacties. De hydrolyse van ATP tot ADP is een zeer spontane reactie ($\Delta G^{\circ\prime}$ is negatief) en levert de benodigde energie om veel niet-spontane biochemische reacties mogelijk te maken. * **Voorbeeld:** De vorming van peptiden uit aminozuren is een endogene reactie die energie vereist. Deze reactie wordt gekoppeld aan de hydrolyse van ATP, waardoor de totale reactie energetisch gunstig wordt. --- # Zuren en basen en hun eigenschappen Hier is een gedetailleerde samenvatting over "Zuren en basen en hun eigenschappen". ## 3. Zuren en basen en hun eigenschappen Dit onderwerp behandelt de definities, eigenschappen, sterkte en gedrag van zuren en basen, inclusief het ionenproduct van water, pH-berekeningen en de rol van buffersystemen in biologische contexten. ### 3.1 Het ionenproduct van water en de pH-schaal Zuiver water gedraagt zich als een zwak elektrolyt en ondergaat auto-ionisatie volgens de volgende evenwichtsreactie: $$ \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{OH}^- $$ Het ionenproduct van water ($K_w$) wordt gedefinieerd als: $$ K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] $$ Bij 25°C is $K_w = 1,0 \times 10^{-14}$. Dit leidt tot een neutrale pH van 7, aangezien $[\text{H}^+] = [\text{OH}^-]$. De pH-schaal wordt gebruikt om de zuurgraad van oplossingen uit te drukken: $$ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] $$ $$ \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] $$ $$ \text{pK} = -\log K $$ Het verband tussen pH en pOH is: $$ \text{pH} + \text{pOH} = \text{p}K_w = 14 \quad (\text{bij } 25^\circ\text{C}) $$ * **Zure oplossingen:** $\text{pH} < 7$ en $\text{pOH} > 7$ * **Basische oplossingen:** $\text{pH} > 7$ en $\text{pOH} < 7$ * **Neutrale oplossingen:** $\text{pH} = 7$ en $\text{pOH} = 7$ ### 3.2 Zuursterkte en moleculaire structuur De intrinsieke zuursterkte van covalente verbindingen wordt bepaald door de stabiliteit van de geconjugeerde base ($X^-$) en de moleculaire structuur van de verbinding $H-X$. #### 3.2.1 Zuursterkte van covalente hydriden ($H-X$) * **Elektronegativiteit van X:** Hoe hoger de elektronegativiteit van $X$, hoe sterker de elektronenaantrekking, waardoor het $H^+$-ion gemakkelijker kan worden afgesplitst. Dit verhoogt de zuursterkte. * **Afmeting van X:** Een groter atoom $X$ heeft een grotere elektronenwolk, waardoor het gemakkelijker elektronen kan aantrekken en het $H^+$-ion kan binden. Dit verhoogt de zuursterkte. Voor elementen in dezelfde periode (horizontaal in het periodiek systeem) wordt de zuursterkte voornamelijk bepaald door de stijgende elektronegativiteit. Voor elementen in dezelfde groep (verticaal) wordt de zuursterkte voornamelijk bepaald door de toenemende afmeting. #### 3.2.2 Zuursterkte van oxozuren Bij oxozuren is het afsplitsbare $H$ gebonden aan een $O$-atoom. De zuursterkte hangt af van de elektronegativiteit en het aantal zuurstofatomen rond het centrale element. * **Elektronegativiteit van het centrale element (Z):** Een hogere elektronegativiteit van $Z$ versterkt het elektronenzuigend effect op de $O-Z$ binding, waardoor de $O-H$ binding polariseert en de $H^+$ gemakkelijker kan afsplitsen. Dit leidt tot een hogere zuursterkte. * **Aantal zuurstofatomen rond Z:** Meer zuurstofatomen rond $Z$ versterken het elektronenzuigend effect. De formele lading van $Z$ kan ook een indicator zijn; een hogere positieve formele lading op $Z$ duidt op een sterker zuur. De zuursterkte van oxozuren neemt over het algemeen toe met: 1. Stijgende elektronegativiteit van het centrale element (bv. $HOI < HOBr < HOCl$). 2. Toenemend aantal zuurstofatomen rond hetzelfde centrale element (bv. $HOClO < HOClO_2$). ### 3.3 Sterke en zwakke zuren en basen #### 3.3.1 Sterke zuren en basen Sterke zuren en basen zijn volledig geïoniseerd of gedissocieerd in waterige oplossingen. * **Sterke zuren:** Bijvoorbeeld halogeenwaterstofzuren ($HCl$, $HBr$, $HI$) en oxozuren met een aanzienlijk verschil in het aantal zuurstof- en waterstofatomen ($HNO_3$, $H_2SO_4$, $HClO_4$). De concentratie van $H^+$ ionen is gelijk aan de beginconcentratie van het sterke zuur. * **Sterke basen:** Oxiden en hydroxiden van alkalimetalen ($LiOH$, $NaOH$, $KOH$) en aardalkalimetalen ($Ca(OH)_2$, $Sr(OH)_2$, $Ba(OH)_2$). De concentratie van $OH^-$ ionen is gerelateerd aan de beginconcentratie van de sterke base. #### 3.3.2 Zwakke zuren en basen Zwakke zuren en basen zijn slechts gedeeltelijk geïoniseerd in water. Hun ionisatie wordt gekenmerkt door evenwichtsconstanten. * **Zwakke zuren:** Bijvoorbeeld fluweelwaterstofzuur ($HF$), sommige oxozuren ($HNO_2$, $HClO$, $H_3PO_4$) en organische zuren ($RCOOH$). De pH kan worden berekend met behulp van de zuurconstante ($K_a$) of $\text{p}K_a$. Een kleinere $\text{p}K_a$ duidt op een sterker zuur. * **Zwakke basen:** Bijvoorbeeld ammoniak ($NH_3$) en organische amines ($RNH_2$, $R_2NH$, $R_3N$). De pH kan worden berekend met behulp van de baseconstante ($K_b$) of $\text{p}K_b$. Een kleinere $\text{p}K_b$ duidt op een sterkere base. Het verband tussen de zuur- en baseconstanten van een geconjugeerd zuur-base paar is: $$ K_a \cdot K_b = K_w $$ $$ \text{p}K_a + \text{p}K_b = \text{p}K_w = 14 $$ ### 3.4 pH van mengsels en zoutoplossingen #### 3.4.1 Mengsels van zuren en basen * **Sterk zuur + sterk zuur:** De totale $[\text{H}^+]$ is de som van de $[\text{H}^+]$ van beide zuren. * **Sterk zuur + zwak zuur:** De $[\text{H}^+]$ van het sterke zuur domineert, dus de totale $[\text{H}^+]$ is nagenoeg gelijk aan de $[\text{H}^+]$ van het sterke zuur. * **Sterke base + zwakke base:** De $[\text{OH}^-]$ van de sterke base domineert. * **Zwak zuur + zwak zuur:** De totale $[\text{H}^+]$ wordt voornamelijk bepaald door het zuur met de hoogste $K_a$ (laagste $\text{p}K_a$). #### 3.4.2 pH van oplossingen van zouten (hydrolyse) Wanneer zouten in water oplossen, kunnen de ionen reageren met water (hydrolyse). * **Zout van sterk zuur en sterke base (bv. NaCl):** Beide ionen zijn neutrale ionen en ondergaan geen hydrolyse. De oplossing blijft neutraal ($\text{pH}=7$). * **Zout van sterk zuur en zwakke base (bv. $NH_4Cl$):** Het kation van de zwakke base reageert met water en produceert $H^+$ ionen. De oplossing wordt zwak zuur. * **Zout van zwakke zuur en sterke base (bv. $CH_3COONa$):** Het anion van het zwakke zuur reageert met water en produceert $OH^-$ ionen. De oplossing wordt zwak basisch. * **Zout van zwakke zuur en zwakke base (bv. $NH_4CH_3COO$):** Beide ionen ondergaan hydrolyse. De pH van de oplossing hangt af van de relatieve sterkte van het zwakke zuur en de zwakke base (de vergelijking van $K_a$ en $K_b$). ### 3.5 Amfolyten en buffersystemen #### 3.5.1 Amfolyten (amfotere bestanddelen) Amfolyten kunnen zich gedragen als zowel een zuur als een base. Dit komt voor bij de zouten van meerbasische zuren (bv. natriumwaterstoffosfaat, $NaH_2PO_4$). De pH van hun oplossingen wordt bepaald door de evenwichten waarbij $H^+$ betrokken is. #### 3.5.2 Bufferoplossingen Een bufferoplossing is een oplossing die de pH stabiel houdt bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. Ze bestaan uit een mengsel van een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur) in relatief hoge concentraties. De pH van een bufferoplossing kan worden berekend met de Henderson-Hasselbalch vergelijking: $$ \text{pH} = \text{p}K_a + \log\left(\frac{[\text{Base}]}{[\text{Zuur}]}\right) $$ waarbij $[\text{Base}]$ de concentratie van de geconjugeerde base is en $[\text{Zuur}]$ de concentratie van het zwakke zuur. **Buffercapaciteit** is een maat voor de weerstand van een buffer tegen pH-veranderingen. De buffercapaciteit is het hoogst wanneer de concentraties van het zwakke zuur en zijn geconjugeerde base gelijk zijn (dus $\text{pH} = \text{p}K_a$). ### 3.6 Zuurtegraad en levende materie De pH-waarde is van cruciaal belang voor biologische systemen. De meeste biochemische processen vinden plaats binnen een nauw pH-bereik (typisch 6-8). * **Maagzout:** Een alkalische oplossing (bv. natriumbicarbonaat) wordt gebruikt om het overtollige maagzuur (voornamelijk $HCl$) te neutraliseren. De reactie is: $$ \text{HCO}_3^-(\text{aq}) + \text{H}_3\text{O}^+(\text{aq}) \rightleftharpoons \text{H}_2\text{O}(\text{l}) + \text{H}_2\text{CO}_3(\text{aq}) $$ Dit resulteert in de vorming van koolzuur, dat verder ontbindt in water en koolstofdioxidegas. * **Fysiologische buffers:** Belangrijke buffers in het bloed zijn het koolzuur-carbonaatbuffersysteem, fosfaatbuffers en hemoglobine. Deze buffers helpen de pH van het bloed binnen het nauwe fysiologische bereik te houden (7,35-7,45). * **Acidose:** Te lage pH in het bloed. * **Alkalose:** Te hoge pH in het bloed. * **Energielevering in cellen:** De hydrolyse van ATP tot ADP en anorganisch fosfaat is een exergonische reactie die vrije energie levert voor niet-spontane processen in de cel, zoals de vorming van peptiden. $$ \text{ATP}^{4-} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{ADP}^{3-} + \text{HPO}_4^{2-} + \text{H}^+ $$ Deze reactie is spontaan door de afstoting tussen de negatieve ladingen op ATP en de vorming van H2O en H+. * **Zuur-basegedrag van aminozuren en peptiden:** Amino zuren zijn amfolyten met zowel zure (carboxylgroep) als basische (aminegroep) eigenschappen. Ze hebben een iso-elektrisch punt (pI) waarbij ze netto neutraal zijn. Peptiden en eiwitten vertonen ook complex zuur-basegedrag afhankelijk van de aminozuursamenstelling. ### 3.7 Invloed van temperatuur en druk op oplosbaarheid * **Temperatuur:** * Voor **endotherme oplossingsprocessen** (energie wordt geabsorbeerd, bv. veel zouten lossen op), stijgt de oplosbaarheid met toenemende temperatuur. * Voor **exotherme oplossingsprocessen** (energie wordt vrijgegeven), daalt de oplosbaarheid met toenemende temperatuur. * **Druk:** * De druk heeft **weinig invloed** op de oplosbaarheid van vaste stoffen en vloeistoffen. * De oplosbaarheid van **gassen** in vloeistoffen stijgt met toenemende druk (Wet van Henry). Dit is relevant voor de duikziekte (ziekte van Caisson), waarbij gassen onder hoge druk oplossen in het bloed en bij snelle drukverlaging weer vrijkomen. ### 3.8 Complexvormers en oplosbaarheid Complexvormers kunnen de oplosbaarheid van anders onoplosbare zouten verhogen door coördinatieverbindingen te vormen met metaalionen. Dit wordt gebruikt in biologi sche systemen, bijvoorbeeld door transferrine dat metaalkationen transporteert en voorkomt dat ze neerslaan. ### 3.9 Biomedische aspecten van oplosbaarheid * **Tandsteen en nierstenen:** Vorming van onoplosbare afzettingen (bv. calciumhydroxyapatiet in tanden en botten, oxalaatverbindingen in nierstenen) wanneer de concentratie het oplosbaarheidsproduct overschrijdt. * Toevoegen van zuur kan de oplosbaarheid van calciumhydroxyapatiet verhogen (demineralisatie). * Toevoegen van fluoride kan de vorming van fluorapatiet bevorderen, wat de tanden beschermt. * **Beendergestel:** Een composiet van anorganisch mineraal (calciumhydroxyapatiet) en organisch collageen, wat zorgt voor sterkte en elasticiteit. De balans tussen de- en remineralisatie is cruciaal; een tekort aan remineralisatie kan leiden tot osteoporose. * **Vorming van micellen:** Organische moleculen met zowel hydrofobe als hydrofiele delen (bv. vetten, detergentia) kunnen micellen vormen in waterige oplossingen, waarbij de hydrofobe staarten naar binnen gericht zijn en de hydrofiele koppen naar buiten. ### 3.10 Concentratie-uitdrukkingen en oplossingen Verschillende manieren om concentraties uit te drukken zijn: * **Massaconcentratie:** in $\text{kg/m}^3$ of $\text{g/L}$. * **Massa-volume-percentage:** $\text{g/100mL}$. * **Massafractie:** massa van stof / totale massa. * **Volumefractie:** volume van stof / totaal volume. * **Stofhoeveelheidsconcentratie (Molariteit, $M$):** mol van stof / liter oplossing (mol/L). * **Molale concentratie ($m$):** mol van stof / kilogram oplosmiddel (mol/kg). * **Molfractie:** mol van stof / totale mol van alle componenten. * **PPM (parts per million) en PPB (parts per billion):** voor zeer lage concentraties. ### 3.11 Osmose en osmotische druk **Osmose** is de netto-verplaatsing van watermoleculen door een semipermeabel membraan van een gebied met een hogere waterconcentratie (lagere concentratie opgeloste stoffen) naar een gebied met een lagere waterconcentratie (hogere concentratie opgeloste stoffen). **Osmotische druk ($\pi$)** is de druk die nodig is om de doorstroming van water te stoppen. Het is evenredig met de concentratie van opgeloste deeltjes. De **wet van Van 't Hoff** beschrijft de osmotische druk: $$ \pi = i \cdot M \cdot R \cdot T $$ waarbij $i$ de Van 't Hoff factor is (aantal deeltjes na dissociatie), $M$ de molaire concentratie, $R$ de gasconstante en $T$ de temperatuur. * **Isotonische oplossing:** Dezelfde osmotische druk als de cel, geen netto waterbeweging. * **Hypertonische oplossing:** Hogere osmotische druk dan de cel; water verlaat de cel (plasmolyse). * **Hypotonische oplossing:** Lagere osmotische druk dan de cel; water gaat de cel in (hemolyse). **Dialyse** is een proces waarbij een semipermeabel membraan kleine moleculen en ionen doorlaat, maar grotere deeltjes (zoals colloïden en eiwitten) tegenhoudt. De nieren functioneren als natuurlijke dialysesystemen. ### 3.12 Elektrochemie #### 3.12.1 Galvanische cellen (Voltacellen) Galvanische cellen zetten chemische energie om in elektrische energie via spontane redoxreacties. Ze bestaan uit twee halfcellen, verbonden door een metalen geleider (voor elektronenstroom) en een zoutbrug (voor ionenmigratie om neutraliteit te bewaren). * **Anode:** Electrode waar oxidatie plaatsvindt (elektronenproducent). * **Kathode:** Electrode waar reductie plaatsvindt (elektronenontvanger). De **elektromotorische kracht (EMK)** van een cel is het potentiaalverschil tussen de elektroden en is een maat voor de drijvende kracht van de reactie. #### 3.12.2 Standaardreductiepotentialen en de Nernst-vergelijking * **Standaardreductiepotentiaal ($E^\circ$):** Het potentiaal van een halfcel ten opzichte van de standaard waterstofelektrode ($E^\circ = 0,00$ V) onder standaardomstandigheden (298 K, 1 bar, 1 M activiteit). * **Standaard elektromotorische kracht ($E^\circ_{cel}$):** Het verschil in standaardreductiepotentialen tussen de kathode en anode: $E^\circ_{cel} = E^\circ_{kathode} - E^\circ_{anode}$. * **Nernst-vergelijking:** Berekent de EMK van een halfcel of cel onder niet-standaardomstandigheden (andere concentraties of temperaturen): $$ E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q $$ of bij 25°C: $$ E = E^\circ - \frac{0,0592}{n} \log Q $$ waarbij $Q$ het reactiequotiënt is. #### 3.12.3 Concentratiecellen en biologische toepassingen **Concentratiecellen** genereren een potentiaalverschil puur gebaseerd op verschillen in concentraties van ionen aan weerszijden van een membraan. Dit principe is fundamenteel voor: * **Rustpotentiaal en actiepotentiaal** in zenuw- en spiercellen. * **Transcellulair transport** van ionen en moleculen. De **celpotentiaal ($E_{cel}$)** wordt berekend met de Nernst-vergelijking en is gerelateerd aan de verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$) via: $$ \Delta G = -nFE_{cel} $$ Een spontane reactie heeft een negatieve $\Delta G$ en een positieve $E_{cel}$. #### 3.12.4 Elektroforese **Elektroforese** is een techniek die gebruik maakt van een elektrisch veld om geladen deeltjes te scheiden op basis van hun lading, grootte en vorm. Het wordt veel gebruikt in biomedische analyses, zoals eiwitscheiding, DNA-analyse en sequencering. Factoren die de migratiesnelheid beïnvloeden: * **Elektrische veldsterkte:** Hogere veldsterkte leidt tot hogere snelheid. * **Lading van het deeltje:** Grotere netto-lading leidt tot hogere snelheid. * **Grootte en vorm van het deeltje:** Grotere deeltjes met meer weerstand migreren langzamer. * **Viscositeit van het medium:** Hogere viscositeit vermindert de snelheid. * **pH van de buffer:** Beïnvloedt de lading van deeltjes zoals eiwitten. * **Ionensterkte:** Kan de effectieve lading van deeltjes beïnvloeden. ### 3.13 Gibbs Vrije Energie en Spontaniteit De **Gibbs vrije energie ($\Delta G$)** bepaalt de spontaniteit van een proces bij constante temperatuur en druk. * $\Delta G < 0$: De reactie is spontaan (exergonisch). * $\Delta G = 0$: Het systeem is in evenwicht. * $\Delta G > 0$: De reactie is niet-spontaan (endergonisch) en vereist energie-input. De verandering in Gibbs vrije energie is gerelateerd aan de temperatuur ($T$), de verandering in enthalpie ($\Delta H$) en de verandering in entropie ($\Delta S$): $$ \Delta G = \Delta H - T\Delta S $$ * **Entropie ($S$)** is een maat voor wanorde. Een toename in wanorde ($\Delta S > 0$) draagt bij aan de spontaniteit van een proces, vooral bij hogere temperaturen. * **Enthalpie ($\Delta H$)** is de warmte die wordt opgenomen of afgegeven. Een exotherme reactie ($\Delta H < 0$) draagt bij aan spontaniteit. De relatie tussen $\Delta G$ en de evenwichtsconstante ($K$) is: $$ \Delta G^\circ = -RT \ln K $$ waarbij $\Delta G^\circ$ de standaard Gibbs vrije energie is. Een grote $K$ (>1) duidt op een evenwicht dat meer naar de producten verschoven is, wat correspondeert met een negatieve $\Delta G^\circ$. ### 3.14 Chemische kinetiek en thermodynamica * **Thermodynamica** voorspelt of een reactie kan plaatsvinden en in welke richting het evenwicht ligt (bepaald door $\Delta G$ en $K$). * **Kinetiek** bestudeert de reactiesnelheid, d.w.z. hoe snel een reactie verloopt. Een reactie kan thermodynamisch spontaan zijn, maar kinetisch extreem langzaam verlopen als de **activeringsenergie ($E_a$)** hoog is. **Katalysatoren** verlagen de activeringsenergie en versnellen daardoor de reactiesnelheid zonder het evenwicht te beïnvloeden. Enzymen zijn biologische katalysatoren. --- Dit hoofdstuk behandelt de fundamentele concepten van zuren en basen, inclusief hun definities, eigenschappen, en de pH-schaal die wordt gebruikt om hun sterkte te meten. Zuiver water gedraagt zich als een zwakke elektrolyt en ondergaat een lichte ionisatie volgens de volgende evenwichtsreactie: De evenwichtsconstante voor deze reactie, het ionenproduct van water, wordt gedefinieerd als: $$ K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1,0 \times 10^{-14} \quad (\text{bij } 25^\circ\text{C}) $$ De pH-schaal, die doorgaans wordt gebruikt voor verdunde oplossingen (< 1 M sterk zuur/base), kwantificeert de zuurgraad: * $ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] $ * $ \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] $ * $ \text{pK} = -\log K $ * $ pK_w = \text{pH} + \text{pOH} $ * **Zure oplossingen** hebben een $ \text{pH} < 7 $ en $ \text{pOH} > 7 $. * **Basische oplossingen** hebben een $ \text{pH} > 7 $ en $ \text{pOH} < 7 $. * **Neutrale oplossingen** hebben een $ \text{pH} = 7 $ en $ \text{pOH} = 7 $. ### 3.2 Intrinsieke zuursterkte en moleculaire structuur De intrinsieke zuursterkte, gemeten in de gasfase zonder intermoleculaire interacties, wordt bepaald door de relatieve stabiliteit van de HX-verbinding en het corresponderende anion X-. #### 3.2.1 Zuursterkte van covalente hydriden (H-X) De zuursterkte van covalente hydriden (H-X) wordt beïnvloed door: * **Elektronegativiteit (EN) van X:** Een hogere EN van X trekt de bindende elektronen sterker aan, waardoor het proton (H+) gemakkelijker kan worden afgestaan, wat resulteert in een grotere zuursterkte. * **Afmeting van X:** Een groter atoom X heeft een grotere elektronenwolk die gemakkelijker kan worden gebonden, wat ook bijdraagt aan een grotere zuursterkte. Bij elementen in dezelfde periode (horizontaal in het periodiek systeem) bepaalt de stijgende elektronegativiteit de zuursterkte. Bij elementen in dezelfde groep (verticaal) bepaalt de toenemende afmeting de zuursterkte. Bij oxozuren, waar afsplitsbare waterstofatomen gebonden zijn aan zuurstofatomen, is de zuursterkte voornamelijk afhankelijk van de elektronegativiteit van het centrale element (Z) in de O-Z-O-structuur. * Bij lage EN van Z (bv. metalen) is de O-Z-binding zwak, vormt zich OH-, en de verbinding gedraagt zich basisch. * Bij hoge EN van Z (bv. niet-metalen) is de O-Z-binding sterk, wat de afsplitsing van H+ bevordert, en de verbinding gedraagt zich zuur. De zuursterkte van oxozuren neemt toe met: * **Stijgende EN van het centrale element Z:** Bijvoorbeeld, $ \text{HOI} < \text{HOBr} < \text{HOCl} $. * **Toenemend aantal zuurstofatomen rond Z:** Bij gelijke Z is de zuursterkte hoger wanneer er meer zuurstofatomen aanwezig zijn, door het elektronenzuigende effect. * $ n=0 $: zeer zwak zuur (bv. $ \text{HOCl} $) * $ n=1 $: zwak zuur (bv. $ \text{HOClO} $) * $ n=2 $: sterk zuur (bv. $ \text{HOClO}_2 $) * $ n=3 $: zeer sterk zuur (bv. $ \text{HOClO}_3 $) Andere elektronenzuigende groepen die aan Z gebonden zijn, kunnen de zuursterkte ook versterken, hoewel hun invloed afneemt met de afstand. * **Sterke zuren** zijn volledig geïoniseerd in water. Bijvoorbeeld, $ \text{HCl} $ dissocieert volledig tot $ \text{H}^+ $ en $ \text{Cl}^- $, dus $ [\text{HCl}] = [\text{H}^+] $. Voorbeelden zijn halogeenwaterstofzuren (HCl, HBr, HI) en oxozuren met een significant verschil in het aantal zuurstof- en waterstofatomen. * **Sterke basen** zijn volledig gedissocieerd in water. Bijvoorbeeld, $ \text{Ca(OH)}_2 $ dissocieert volledig tot $ \text{Ca}^{2+} $ en $ 2\text{OH}^- $, dus $ 2[\text{Ca(OH)}_2] = [\text{OH}^-] $. Voorbeelden zijn de hydroxiden van alkalimetalen en aardalkalimetalen (met uitzondering van MgO en $ \text{Mg(OH)}_2 $ wegens lage oplosbaarheid). * **Zwakke zuren** zijn slechts gedeeltelijk geïoniseerd in water. De evenwichtstoestand wordt beschreven door de zuurconstante $ K_a $. De $ \text{pH} $ van oplossingen van zwakke zuren wordt berekend met behulp van de $ K_a $ of de $ \text{p}K_a $ (waarbij een lagere $ \text{p}K_a $ duidt op een sterker zuur). * **Zwakke basen** zijn slechts gedeeltelijk gedissocieerd in water. De evenwichtstoestand wordt beschreven door de baseconstante $ K_b $. De $ \text{pH} $ van oplossingen van zwakke basen wordt berekend met behulp van de $ K_b $ of de $ \text{p}K_b $ (waarbij een lagere $ \text{p}K_b $ duidt op een sterkere base). Voor een zwak zuur en zijn geconjugeerde base geldt de relatie: $ K_a \cdot K_b = K_w $, en $ \text{p}K_a + \text{p}K_b = \text{p}K_w $. #### 3.4.1 pH van mengsels van zuren en/of basen * **Mengsel van twee sterke zuren/basen:** De totale concentratie $ [\text{H}^+] $ of $ [\text{OH}^-] $ is de som van de individuele concentraties. * **Mengsel van een sterk zuur en een zwak zuur (of sterke en zwakke base):** De sterke component domineert de $ \text{pH} $, omdat $ [\text{H}^+]_{\text{sterk}} \gg [\text{H}^+]_{\text{zwak}} $. * **Mengsel van twee zwakke zuren/basen:** De $ \text{pH} $ wordt voornamelijk bepaald door het zuur met de grootste $ K_a $ (kleinste $ \text{p}K_a $). * **Mengsel van zuren en basen:** Afhankelijk van de relatieve sterktes en concentraties, kan een neutrale, zure of basische reactie optreden. Zouten zijn sterke elektrolyten en dissociëren volledig in water. De ionen kunnen vervolgens reageren met water (hydrolyse): * **Zout van sterk zuur en sterke base (bv. NaCl):** Geen van beide ionen hydrolyseert; de oplossing blijft neutraal ($ \text{pH} = 7 $). * **Zout van sterk zuur en zwakke base (bv. $ \text{NH}_4\text{Cl} $):** Het kation (van de zwakke base) hydrolyseert, waardoor de oplossing zwak zuur wordt. * **Zout van zwakke zuur en sterke base (bv. $ \text{CH}_3\text{COONa} $):** Het anion (van het zwakke zuur) hydrolyseert, waardoor de oplossing zwak basisch wordt. * **Zout van zwakke zuur en zwakke base (bv. $ \text{NH}_4\text{CH}_3\text{COO} $):** Beide ionen hydrolyseren. De $ \text{pH} $ hangt af van de relatieve sterktes ($ K_a $ en $ K_b $) van het oorspronkelijke zuur en de oorspronkelijke base. ### 3.5 Zuurtegraad en levende materie #### 3.5.1 Amfolyten Amfolyten (of amfoteer stoffen) zijn moleculen die zowel als zuur als als base kunnen optreden. Dit is het geval bij interne mengsels van zwakke zuren en zwakke basen, zoals aminozuren (die een amine- en een carboxylgroep bezitten). Het gedrag wordt bepaald door de meest prominente evenwichtsconstante ($ K_a $ of $ K_b $). #### 3.5.2 Fosforzuur in biologische systemen Fosforzuur ($ \text{H}_3\text{PO}_4 $) is een zwak driebasisch zuur met drie dissociatiestappen: $$ \text{H}_3\text{PO}_4 \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{H}_2\text{PO}_4^- $$ $$ \text{H}_2\text{PO}_4^- \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{HPO}_4^{2-} $$ $$ \text{HPO}_4^{2-} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{PO}_4^{3-} $$ De bijbehorende zuurconstanten $ K_{a1}, K_{a2}, K_{a3} $ nemen sterk af. In biologische systemen is de $ \text{H}_2\text{PO}_4^- / \text{HPO}_4^{2-} $ buffer belangrijk, met een $ \text{p}K_a $ rond de 7,4. ATP (adenosinetrifosfaat) is de energiedrager in cellen. De hydrolyse van ATP levert vrije energie vrij die gebruikt kan worden om niet-spontane reacties te koppelen. De vrije energieverandering ($ \Delta G^{\circ'} $) voor deze reactie is negatief, wat duidt op spontaniteit. De P-O-P bindingen zijn energierijk, maar niet per se de sterkste bindingen. #### 3.5.3 Anaëroob en aeroob metabolisme * **Anaëroob metabolisme:** Vindt plaats in afwezigheid van zuurstof. Energie wordt voornamelijk verkregen via glycolyse (afbraak van glucose tot melkzuur). Deze reactie is gekoppeld aan de vorming van ATP uit ADP en fosfaat. * **Aeroob metabolisme:** Vindt plaats in aanwezigheid van zuurstof. De verbranding van glucose levert veel meer ATP op, wat aantoont dat dit proces veel efficiënter is voor energieproductie. ### 3.6 Bufferoplossingen Een bufferoplossing is een oplossing die relatief hoge concentraties van een corresponderend zuur-base paar bevat (de verhouding zuur/base ligt tussen 10/1 en 1/10) en die de $ \text{pH} $ kan handhaven bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. #### 3.6.1 Componenten en werking Een buffer bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base, of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur. De werking berust op het principe van Le Chatelier: bij toevoeging van een sterk zuur neutraliseert de geconjugeerde base van de buffer het zuur, en bij toevoeging van een sterke base neutraliseert het zwakke zuur van de buffer de base. #### 3.6.2 Henderson-Hasselbalch vergelijking De $ \text{pH} $ van een bufferoplossing kan worden berekend met de Henderson-Hasselbalch vergelijking: $$ \text{pH} = \text{p}K_a + \log\left(\frac{[\text{geconjugeerde base}]}{[\text{zwak zuur}]}\right) $$ #### 3.6.3 Buffercapaciteit De buffercapaciteit is een maat voor de weerstand van een buffer tegen $ \text{pH} $-veranderingen. Deze wordt bepaald door de concentraties van het zuur-base paar en is het grootst wanneer de concentraties van het zwakke zuur en zijn geconjugeerde base gelijk zijn ($ \text{pH} = \text{p}K_a $). #### 3.6.4 Fysiologische buffers In biologische systemen zijn er verschillende buffersystemen die de $ \text{pH} $ van lichaamsvloeistoffen binnen nauwe grenzen houden ($ 7.35 - 7.45 $). Belangrijke fysiologische buffers zijn: * **Hemoglobinebuffer:** Zeer belangrijk vanwege de hoge concentratie hemoglobine in bloed. * **Koolzuur-carbonaatbuffer:** Bestaat uit $ \text{H}_2\text{CO}_3 $ en $ \text{HCO}_3^- $. * **Fosfaatbuffer:** Belangrijk in cellen, met een $ \text{p}K_a $ rond fysiologische $ \text{pH} $. * **Plasmaproteïnen:** Dragen bij aan de buffercapaciteit door hun protoneerbare groepen. #### 3.6.5 Acidose en alkalose * **Acidose:** Een verlaging van de bloed- $ \text{pH} $ (< 7.35). Kan respiratoir zijn (door hypoventilatie) of metabolisch (door bv. diabetes). * **Alkalose:** Een verhoging van de bloed- $ \text{pH} $ (> 7.45). Kan respiratoir zijn (door hyperventilatie) of metabolisch (door bv. overmatig braken). ### 3.7 Elektrochemie #### 3.7.1 Galvanische cellen (Voltacel) Een galvanische cel zet chemische energie om in elektrische energie via redoxreacties. De cel bestaat uit twee halfcellen, verbonden door een externe geleider en een zoutbrug. * **Anode:** Elektroden waar oxidatie plaatsvindt; bron van elektronen. * **Kathode:** Elektroden waar reductie plaatsvindt; ontvangt elektronen. De zoutbrug zorgt voor ionenmigratie om neutraliteit te bewaren. #### 3.7.2 Standaardreductiepotentialen en elektromotorische kracht (EMK) * **Standaardreductiepotentiaal ($ E^\circ $):** De potentiaal van een halfcel ten opzichte van de standaardwaterstofelektrode ($ E^\circ = 0.00 \text{ V} $). Dit geeft de neiging van een stof om te worden gereduceerd weer. * **Elektromotorische kracht (EMK):** Het potentiaalverschil tussen de twee halfcellen van een galvanische cel. $$ E_{\text{cel}} = E_{\text{kathode}} - E_{\text{anode}} $$ Voor spontane reacties is $ E_{\text{cel}} > 0 $ en $ \Delta G < 0 $. #### 3.7.3 Potentiaalberekening van Nernst De Nernst-vergelijking relateert de celpotentiaal aan de concentraties van de reactanten en producten bij niet-standaardomstandigheden: $$ E_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cel}} - \frac{RT}{nF} \ln Q $$ waar $ R $ de gasconstante is, $ T $ de temperatuur, $ n $ het aantal uitgewisselde elektronen, $ F $ de constante van Faraday, en $ Q $ het reactiequotiënt. #### 3.7.4 Biologische concentratiecellen Veel biologische processen, zoals zenuwimpulsen, berusten op concentratiecellen, waarbij ionenconcentratieverschillen over membranen een elektrisch potentiaalverschil creëren. #### 3.7.5 Redoxpotentialen in biologische systemen Redoxpotentialen spelen een cruciale rol in biochemische processen zoals elektronentransport in mitochondriën voor ATP-productie. #### 3.7.6 Elektroforese Elektroforese is een techniek waarbij elektrisch geladen deeltjes (zoals eiwitten, DNA) migreren in een elektrisch veld. Dit wordt gebruikt voor scheiding en analyse in biomedische toepassingen. De migratiesnelheid wordt beïnvloed door de netto lading van het deeltje, de ionensterkte, de $ \text{pH} $, de temperatuur en de viscositeit van het medium, evenals specifieke interacties met de matrix. --- # Oplossingen en hun eigenschappen Oplossingen zijn homogene mengsels waarvan de eigenschappen bepaald worden door de concentratie van opgeloste deeltjes en de interacties tussen deze deeltjes en het oplosmiddel. ### 4.1 Oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels, ongeacht de fase (gasfase: lucht, vaste stof: legering, vloeibaar: alcohol-water). #### 4.1.1 Water als oplosmiddel Water is een polair oplosmiddel vanwege de grote polariteit in de O-H binding. Dit maakt het in staat om: * **Ionen te hydrateren:** Dit gebeurt via dipool-interacties, waarbij de partieel negatieve zuurstofatomen van water zich richten naar positieve ionen (kationen) en de partieel positieve waterstofatomen zich richten naar negatieve ionen (anionen). * **Polaire stoffen op te lossen:** Stoffen met polaire functionele groepen die waterstofbruggen kunnen vormen (zoals O-H of N-H groepen) lossen goed op in water. * **Gassen op te lossen:** Hoewel minder efficiënt, kunnen gassen oplossen via dipool-geïnduceerde dipoolinteracties. #### 4.1.2 De waterstructuur De structuur van water, vooral in vaste vorm (ijs), is interessant. In ijs zijn zuurstofatomen tetraëdisch omringd door vier waterstofatomen (twee covalent gebonden en twee via waterstofbruggen). Dit creëert een open roosterstructuur met een lagere dichtheid dan vloeibaar water. Bij het smelten breekt deze tetraëdrische structuur af, waardoor watermoleculen dichter bij elkaar komen te liggen en de dichtheid toeneemt. Bij hogere temperaturen worden waterstofbruggen verder afgebroken, wat opnieuw leidt tot een ijlere structuur. De constante lichaamstemperatuur wordt mede gehandhaafd door de thermische regulatie via water. De grote hoeveelheid water in het lichaam (ongeveer 40 kg) kan veel energie opnemen voor het verbreken van waterstofbruggen en verdampen (zweten), waardoor warmte wordt afgevoerd. #### 4.1.3 Het oplosproces Het oplosproces omvat twee belangrijke energetische aspecten: 1. **Energiekost:** Het verbreken van de attractiekrachten tussen de deeltjes van de op te lossen stof (A-mol onderling) en het oplosmiddel (B-mol onderling). 2. **Energiewinst:** Het ontstaan van attractiekrachten tussen de deeltjes van de op te lossen stof en het oplosmiddel (A-B interacties). Het principe "likes dissolve likes" is hierbij cruciaal: * **Apolaire stoffen:** Deze hebben voornamelijk London-krachten tussen hun moleculen en lossen goed op in apolaire oplosmiddelen (die ook voornamelijk London-krachten hebben). Ze lossen slecht op in polaire oplosmiddelen zoals water, omdat ze geen waterstofbruggen kunnen vormen. * **Organische hydrofobe bestanddelen:** Stoffen met een hydrofobe staart en een hydrofiele kop kunnen in een waterige omgeving micellen vormen. De hydrofobe staarten wijzen naar binnen, terwijl de hydrofiele koppen naar buiten zijn gericht en interactie hebben met het water. In een hydrofobe omgeving keren de staarten naar buiten en de koppen naar binnen. * **Organische bestanddelen met hydroxyl- of aminogroepen:** Deze groepen kunnen waterstofbruggen vormen en lossen daardoor goed op in water. * **Netwerkkristallen:** Deze bestaan uit atomen die sterk verbonden zijn door covalente bindingen en zijn over het algemeen onoplosbaar in elk oplosmiddel. #### 4.1.4 Lichaamsvocht Het menselijk lichaam bestaat voor ongeveer 60% uit water. Dit water is verdeeld over intracellulaire vloeistof (40% van lichaamsgewicht) en extracellulaire vloeistof (20% van lichaamsgewicht, waarvan 15% interstitiële vloeistof en 5% plasma). Concentratieverschillen in ionen, met name natrium ($Na^+$) en kalium ($K^+$), tussen de intra- en extracellulaire compartimenten zijn essentieel voor biologische processen. Dit verschil in concentratie, samen met de semipermeabele celmembranen, leidt tot specifieke osmotische eigenschappen. * **Hydratatie:** Ionen reageren spontaan met watermoleculen via elektrostatische interacties. De sterkte van hydratatie neemt toe met de lading van het ion en neemt af met de grootte van het ion. Dit proces draagt bij aan de spontaniteit van het oplossen van zouten in water. De hydratatie-enthalpie, die de energie vrijgesteld tijdens de vorming van gehydrateerde ionen aangeeft, is een maat voor de hydratatiestrerkte. De hydratatiegraad is het aantal watermoleculen rond een ion. #### 4.1.5 Oplosbaarheid De **oplosbaarheidsproduct ($K_s$)** is een evenwichtsconstante die de maximale concentratie van ionen van een "onoplosbaar" zout in een verzadigde oplossing aangeeft. Hoe groter $K_s$, hoe groter de oplosbaarheid. De oplosbaarheid (S) wordt uitgedrukt in mol per liter. * **Invloed van druk en temperatuur:** * **Temperatuur:** Volgens het principe van Le Chatelier kan de invloed van temperatuur op de oplosbaarheid worden voorspeld op basis van de enthalpie van het oplosproces. Voor endotherme oplossingen zal de oplosbaarheid toenemen met stijgende temperatuur, terwijl voor exotherme oplossingen de oplosbaarheid zal dalen. * **Druk:** De druk heeft weinig invloed op de oplosbaarheid van vaste stoffen en vloeistoffen. Voor gassen geldt de **wet van Henry**: de oplosbaarheid van een gas in een vloeistof is recht evenredig met de partiële druk van het gas boven de vloeistof ($c_{gas} = Cte \cdot P_{gas}$). Dit verklaart bijvoorbeeld de Ziekte van Caisson. * **Invloed van hydrolyse en complexvormers:** De oplosbaarheid van bepaalde stoffen kan worden verhoogd door hydrolyse van ionen of door de vorming van complexen met neutrale moleculen of anionen. #### 4.1.6 Biomedische aspecten van oplosbaarheid * **Calciumhydroxyapatiet:** Dit is de belangrijkste anorganische component van tanden en botten. Zuren (bijvoorbeeld uit voeding of CO2 in bloed) kunnen de oplosbaarheid van calciumhydroxyapatiet verhogen, wat leidt tot demineralisatie. Fluoride (uit tandpasta) vormt fluorapatiet, wat de oplosbaarheid verlaagt en tanden beschermt. Het evenwicht tussen de- en remineralisatie is cruciaal voor de gezondheid van botten. Osteoblasten dragen bij aan remineralisatie, terwijl osteoclasten instaan voor demineralisatie. Complexvormers zoals EDTA en transferrine voorkomen dat metaalkationen neerslaan. * **Tandsteen en nierstenen:** Deze ontstaan wanneer het oplosbaarheidsproduct van bepaalde verbindingen (bijvoorbeeld oxalaatverbindingen voor nierstenen) op een specifieke locatie wordt overschreden. #### 4.1.7 Concentratieuitdrukkingen Verschillende manieren om de concentratie van een oplossing uit te drukken: * **Massaconcentratie:** in kg/m³ of g/l * **Massa-volume-%:** gram per 100 ml oplossing * **Massafractie:** massa van component / totale massa van oplossing * **Massa-massa-%:** massa van component / totale massa van oplossing * 100% * **Volumefractie:** volume van component / totale volume van oplossing * **Stofhoeveelheidsconcentratie (molariteit, M):** aantal mol per liter oplossing (mol/l of mol/m³) * **Molale concentratie (m):** aantal mol per kilogram oplosmiddel (mol/kg) * **Molfractie:** aantal mol van component / totale aantal mol in oplossing * **Ppm (parts per million):** 1 per 10^6 * **Ppb (parts per billion):** 1 per 10^9 ### 4.2 Osmose Osmose is de spontane verplaatsing van watermoleculen door een semipermeabel membraan van een gebied met een hogere waterconcentratie (lagere concentratie opgeloste deeltjes) naar een gebied met een lagere waterconcentratie (hogere concentratie opgeloste deeltjes). #### 4.2.1 Osmotische druk De osmotische druk ($\pi$) is de druk die nodig is om de instroom van water door het semipermeabele membraan te stoppen. Het is evenredig met de concentratie van opgeloste deeltjes. De **van 't Hoff-vergelijking** beschrijft dit verband: $\pi = iMRT$, waarbij $i$ de van 't Hoff-factor is, $M$ de molariteit, $R$ de gasconstante en $T$ de temperatuur. * **Iso-, hyper- en hypotonische oplossingen:** * **Isotonisch:** De concentratie opgeloste deeltjes is gelijk aan die in de cel. Er is geen netto waterverplaatsing. * **Hypertoon:** De concentratie opgeloste deeltjes buiten de cel is hoger dan binnen de cel. Water verplaatst zich uit de cel, wat leidt tot plasmolyse (krimpen). * **Hypotoon:** De concentratie opgeloste deeltjes buiten de cel is lager dan binnen de cel. Water verplaatst zich in de cel, wat kan leiden tot hemolyse (barsten van de cel). #### 4.2.2 Dialyse Dialyse is een proces waarbij een semipermeabel membraan oplosmiddel, ionen en kleine moleculen doorlaat, maar grotere deeltjes (zoals colloïden en eiwitten) tegenhoudt. De nieren functioneren als natuurlijke dialysemachines. Hemodialyse is een kunstmatige methode om bloed te zuiveren. #### 4.2.3 Fysiologische oplossingen Een fysiologische oplossing, zoals 0,9% NaCl-oplossing, is isotoon met bloed. Dit betekent dat de osmotische druk van de oplossing gelijk is aan die van het bloedplasma, waardoor bloedcellen niet krimpen of barsten. #### 4.2.4 Osmotische eigenschappen van elektrolytoplossingen Elektrolyten dissociëren in water tot ionen, wat leidt tot een hogere concentratie van deeltjes in de oplossing dan verwacht op basis van de oorspronkelijke concentratie van de elektrolyt. De **van 't Hoff-factor ($i$)** geeft aan hoeveel deeltjes een elektrolyt dissocieert. Bijvoorbeeld, voor NaCl is $i=2$ (Na$^+$ en Cl$^-$). Deze factor beïnvloedt colligatieve eigenschappen zoals osmotische druk. * **Osmolaliteit:** $i \cdot m$ (mol per kg oplosmiddel), onafhankelijk van temperatuur. * **Osmolariteit:** $i \cdot c$ (mol per liter oplossing), afhankelijk van temperatuur. Bij hogere concentraties van elektrolyten wijkt de gemeten osmotische waarde af van de theoretische waarde door ioneninteracties. Het **Gibbs-Donnan-evenwicht** beschrijft de diffusie van ionen over een semipermeabel membraan wanneer er geladen deeltjes aanwezig zijn die het membraan niet kunnen passeren. Dit creëert een elektrisch potentiaalverschil over het membraan. ### 4.3 Colloïden Colloïden zijn mengsels met deeltjes waarvan de afmetingen variëren van 1 tot 1000 nm. Deze deeltjes zijn te klein om met het blote oog te zien of af te filteren, maar groot genoeg om licht te verstrooien (Tyndall-effect). #### 4.3.1 Stabilisatie van colloïden Colloïden kunnen gestabiliseerd worden door: * **Elektrostatische stabilisatie:** Deeltjes absorberen ionen van eenzelfde lading, waardoor ze elkaar afstoten en niet kunnen aggregeren. * **Emulgatoren:** Stoffen met zowel een hydrofobe als een hydrofiele groep die de deeltjes stabiliseren. #### 4.3.2 Verwijderen van colloïdale deeltjes Colloïdale deeltjes kunnen worden verwijderd door coagulatie (aggregatie), wat kan worden bevorderd door opwarming of toevoeging van elektrolyten. ### 4.4 Chemische kinetiek Chemische kinetiek bestudeert de snelheid van chemische reacties en de factoren die deze snelheid beïnvloeden. #### 4.4.1 Reactiesnelheid De reactiesnelheid is evenredig met de concentratie van de reactanten en neemt toe met: * **Concentratie:** Meer moleculen leiden tot meer botsingen. * **Temperatuur:** Hogere temperaturen verhogen de kinetische energie en dus de effectiviteit van botsingen. * **Katalysatoren:** Verhogen de reactiesnelheid door de activeringsenergie te verlagen zonder zelf verbruikt te worden. #### 4.4.2 Botsingstheorie en overgangstoestandstheorie De **botsingstheorie** stelt dat moleculen moeten botsen met voldoende kinetische energie en de juiste oriëntatie om te kunnen reageren. De **overgangstoestandstheorie** introduceert het concept van een geactiveerd complex, een intermediaire toestand met een hoge potentiële energie die gevormd moet worden om de reactie te laten plaatsvinden. De **activeringsenergie ($E_a$)** is de energie die nodig is om deze geactiveerde toestand te bereiken. #### 4.4.3 Invloed van temperatuur en katalysatoren Volgens de **wet van Arrhenius**, is de reactiesnelheid (uitgedrukt door de snelheidsconstante $k$) exponentieel afhankelijk van de temperatuur en de activeringsenergie: $k = A e^{-E_a / RT}$. Een katalysator verlaagt de activeringsenergie ($E_a$), waardoor een groter fractie van de moleculen de geactiveerde toestand kan bereiken en de reactie sneller verloopt. #### 4.4.4 Enzymen Enzymen zijn biologische katalysatoren die de reactiesnelheid van biochemische reacties drastisch verhogen met hoge specificiteit. Ze binden aan hun substraat via de actieve site, wat een **"lock and key"** model volgt. De binding mag niet te sterk zijn, zodat het enzym na de reactie weer vrijkomt. #### 4.4.5 Reactie-evenwicht Chemische reacties streven naar een **evenwichtstoestand**, waarbij de snelheid van de voorwaartse en terugwaartse reactie gelijk zijn. De ligging van het evenwicht wordt bepaald door de evenwichtsconstante ($K$). * **Invloed van concentratie, druk en temperatuur:** Veranderingen in deze factoren kunnen de ligging van het evenwicht beïnvloeden volgens het principe van Le Chatelier. * **Reactiequotiënt (Q):** Vergelijking van Q met K geeft de richting van de reactie aan: * $Q < K$: Reactie verloopt naar rechts (producten worden gevormd). * $Q = K$: De reactie is in evenwicht. * $Q > K$: Reactie verloopt naar links (reactanten worden gevormd). ### 4.5 Zuren en basen Zuren en basen zijn cruciaal in biologische systemen en worden gekenmerkt door hun vermogen om protonen (H$^+$) af te staan of op te nemen. #### 4.5.1 Het ionenproduct van water In zuiver water is er een evenwicht tussen watermoleculen en gevormde hydroniumionen (H$_3$O$^+$ of H$^+$) en hydroxideionen (OH$^-$): $H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$. Het ionenproduct van water ($K_w$) is constant bij een bepaalde temperatuur: $K_w = [H^+][OH^-] = 1.0 \times 10^{-14}$ bij 25°C. #### 4.5.2 De pH-schaal De pH-schaal kwantificeert de zuurgraad van een oplossing: * $pH = -\log[H^+]$ * $pOH = -\log[OH^-]$ * $pH + pOH = pK_w$ * **Zure oplossingen:** $pH < 7$ * **Neutrale oplossingen:** $pH = 7$ * **Basische oplossingen:** $pH > 7$ #### 4.5.3 Zuursterkte De zuursterkte van een zuur wordt uitgedrukt door de zuurconstante ($K_a$). Hoe kleiner de p$K_a$ ($pK_a = -\log K_a$), hoe sterker het zuur. * **Sterke zuren:** Ioniseren volledig in water (bv. HCl, H$_2$SO$_4$). * **Zwakke zuren:** Ioniseren slechts gedeeltelijk (bv. azijnzuur). De zuursterkte van covalente hydriden (H-X) neemt toe met de elektronegativiteit van X en de grootte van X. De zuursterkte van oxozuren hangt af van de elektronegativiteit en het aantal zuurstofatomen rond het centrale atoom. #### 4.5.4 pH van oplossingen van zouten De pH van een zoutoplossing hangt af van de hydrolyse van de ionen: * Zouten van sterke zuren en sterke basen zijn neutraal (bv. NaCl). * Zouten van zwakke zuren en sterke basen zijn basisch (anion hydrolyseert). * Zouten van sterke zuren en zwakke basen zijn zuur (kation hydrolyseert). * Zouten van zwakke zuren en zwakke basen kunnen zuur, basisch of neutraal zijn, afhankelijk van de relatieve sterkte van het zuur en de base. #### 4.5.5 Bufferoplossingen Een **bufferoplossing** bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur) in relatief hoge concentraties. Buffers weerstaan pH-veranderingen wanneer er kleine hoeveelheden zuur of base worden toegevoegd. De pH van een buffer kan worden berekend met de **Henderson-Hasselbalch vergelijking**: $pH = pK_a + \log \frac{[Base]}{[Zuur]}$. De buffercapaciteit is de mate waarin een buffer pH-veranderingen kan weerstaan en hangt af van de concentratie van de buffercomponenten. Fysiologische buffers (bv. hemoglobine, fosfaatbuffer, koolzuur-carbonaatbuffer) zijn essentieel voor het handhaven van de pH van lichaamsvloeistoffen. ### 4.6 Elektrochemie Elektrochemie bestudeert de relatie tussen chemische reacties en elektrische energie. #### 4.6.1 Galvanische elementen (Voltaïsche cellen) Een galvanisch element bestaat uit twee halfcellen waarin redoxreacties plaatsvinden. Elektronen stromen van de anode (oxidatie) naar de kathode (reductie) via een externe geleider, terwijl ionen door een zoutbrug migreren om de neutraliteit te bewaren. * **Standaardreductiepotentiaal (E°):** Een maat voor het vermogen van een stof om gereduceerd te worden ten opzichte van de standaardwaterstofelektrode ($E^\circ = 0.00$ V). Hoe positiever de $E^\circ$, hoe sterker het oxiderend vermogen. * **Elektromotorische kracht (EMK):** Het potentiaalverschil tussen de twee halfcellen, dat de drijvende kracht is voor de elektronenstroom. * **Nernst-vergelijking:** Beschrijft het potentiaal van een halfcel onder niet-standaardomstandigheden, rekening houdend met concentraties en temperaturen. #### 4.6.2 Biologische toepassingen In biologische systemen spelen elektrochemische gradienten een cruciale rol, bijvoorbeeld bij de membraanpotentiaal die essentieel is voor zenuwimpulsen en hartslag. Concentratiecellen, waarbij het potentiaalverschil wordt bepaald door concentratieverschillen, zijn fundamenteel voor deze processen. Redoxpotentialen in mitochondriën zijn betrokken bij ATP-productie. #### 4.6.3 Elektroforese Elektroforese is een techniek die gebruik maakt van een elektrisch veld om geladen deeltjes te scheiden op basis van hun mobiliteit. Factoren zoals de effectieve lading van het deeltje, de ionensterkte van het medium, de pH, de temperatuur en de viscositeit beïnvloeden de migratiesnelheid. Dit wordt gebruikt in biomedische analyses voor het scheiden van eiwitten, DNA en andere moleculen. --- ## 4. Oplossingen en hun eigenschappen Dit onderwerp behandelt de vorming, eigenschappen en toepassingen van oplossingen, met specifieke aandacht voor oplosbaarheid, concentratie-uitdrukkingen en de invloed van diverse factoren op de oplosbaarheid. ### 4.1 Oplosprocessen en oplosbaarheid #### 4.1.1 Het oplosproces Het oplosproces kan worden beschreven aan de hand van de interacties tussen de moleculen van de op te lossen stof (solutum) en het oplosmiddel. Het proces omvat het verbreken van attractiekrachten binnen de solutum en binnen het oplosmiddel, en het ontstaan van nieuwe attractiekrachten tussen de solutum- en oplosmiddelmoleculen. Oplossen vindt plaats wanneer de ontstaande attractiekrachten vergelijkbaar zijn met de te verbreken krachten, volgens het principe "likes dissolve likes". * **Energetische overwegingen:** * Het verbreken van attractiekrachten vereist energie (endotherm). * Het ontstaan van nieuwe attractiekrachten levert energie op (exotherm). * De netto energieverandering bepaalt mede de spontaniteit van het oplosproces. * **Entropische overwegingen:** * Oplossen leidt vaak tot een toename van wanorde (entropie), wat energetisch gunstig is. * Bij het oplossen van hydrofobe stoffen in water kan de vorming van een geordende "kooi" van watermoleculen rond de hydrofobe moleculen echter energetisch ongunstig zijn, waardoor de oplosbaarheid beperkt is. * **Gedrag van organische moleculen in water:** * **Hydrofobe bestanddelen** (organische moleculen zonder polaire groepen) lossen slecht op in water, omdat er geen waterstofbruggen gevormd kunnen worden. De toegenomen wanorde van de watermoleculen door de vorming van een "kooi" is entropisch ongunstig. De aggregatie van hydrofobe moleculen tot een aparte fase is energetisch gunstiger. * **Hydrofobe staarten en hydrofiele koppen** (amfifiele moleculen) vormen micellen in waterige oplossingen. De hydrofobe staarten clusteren naar binnen om interactie met water te minimaliseren, terwijl de hydrofiele koppen naar buiten gericht zijn en interactie met water aangaan. * Moleculen met voldoende hydroxyl- of aminogroepen kunnen **waterstofbruggen** vormen met water en lossen goed op. * **Netwerkkristallen** zijn opgebouwd uit atomen die via sterke covalente bindingen met elkaar verbonden zijn, waardoor ze onoplosbaar zijn in elk oplosmiddel. #### 4.1.2 Oplosbaarheid en factoren die deze beïnvloeden De oplosbaarheid van een stof is de maximale hoeveelheid van die stof die in een bepaald oplosmiddel kan oplossen bij een gegeven temperatuur en druk. * **Oplosbaarheidsproduct ($K_s$)**: Voor onoplosbare zouten die in zeer kleine mate oplossen, geldt een evenwicht tussen het vaste zout en de opgeloste ionen. Het oplosbaarheidsproduct ($K_s$) is het product van de concentraties van de opgeloste ionen in een verzadigde oplossing, verheven tot hun stoichiometrische coëfficiënten. Een grotere $K_s$ duidt op een grotere oplosbaarheid. * **Invloed van temperatuur**: * Voor endotherme oplosprocessen (waarbij energie wordt opgenomen, bv. veel zouten) neemt de oplosbaarheid toe met de temperatuur. * Voor exotherme oplosprocessen (waarbij energie wordt afgegeven, bv. gassen) neemt de oplosbaarheid af met de temperatuur. * **Invloed van druk**: * De oplosbaarheid van vaste stoffen en vloeistoffen in vloeibare oplosmiddelen wordt nauwelijks beïnvloed door druk. * De oplosbaarheid van gassen in vloeistoffen neemt toe met de druk (**Wet van Henry**): $c_{gas} = K_{H} \cdot P_{gas}$, waarbij $c_{gas}$ de concentratie van het gas is en $P_{gas}$ de partiële druk van het gas. Dit principe is relevant voor de ziekte van Caisson. * **Invloed van hydrolyse en zuurtegraad**: De aanwezigheid van zuren of basen kan de oplosbaarheid van bepaalde stoffen verhogen door ionisatie of hydrolyse. * **Invloed van complexvormers**: De vorming van coördinatiecomplexen tussen metaalionen en liganden kan de oplosbaarheid van anders onoplosbare zouten verhogen. * **Biomedische aspecten van oplosbaarheid**: * **Calciumhydroxyapatiet**: De mineralen in botten en tanden. Demineralisatie (bv. door zuur uit voeding of CO$_{2}$ in bloed) verhoogt de oplosbaarheid. Fluoridevorming (tandpasta) leidt tot fluorapatiet, wat de oplosbaarheid verlaagt en tanden beschermt. * **Tandsteen en nierstenen** ontstaan wanneer het oplosbaarheidsproduct van bepaalde verbindingen (bv. oxalaat) wordt overschreden. * **Complexvormers** zoals EDTA en transferrine spelen een rol bij het voorkomen van neerslag van metaalionen in het lichaam. #### 4.1.3 Concentratie-uitdrukkingen De concentratie van een opgeloste stof kan op verschillende manieren worden uitgedrukt: * **Massaconcentratie**: in kg/m³ of g/l. * **Massa-volume percentage**: massa van de opgeloste stof in gram per 100 ml oplossing (g/100ml). * **Massafractie**: massa van de opgeloste stof ten opzichte van de totale massa van de oplossing (ook massa-massa percentage, %). * **Volumefractie**: volume van de opgeloste stof ten opzichte van het totale volume van de oplossing (volume-volume percentage, %). * **Stofhoeveelheidsconcentratie (molariteit)**: het aantal mol van de opgeloste stof per liter oplossing (mol/l, aangeduid met $M$). Bij 25°C wordt dit ook wel de "Molariteit" genoemd. * **Molale concentratie (molaliteit)**: het aantal mol van de opgeloste stof per kilogram oplosmiddel (mol/kg, aangeduid met $m$). Deze eenheid is temperatuuronafhankelijk. * **Molfractie**: het aantal mol van een component gedeeld door de totale hoeveelheid mol van alle componenten in de oplossing. * **Parts per million (ppm)**: 1 per 10$^6$. * **Parts per billion (ppb)**: 1 per 10$^9$. ### 4.2 Osmose en osmotische eigenschappen #### 4.2.1 Osmose en osmotische druk * **Osmose**: de spontane verplaatsing van een oplosmiddel (meestal water) door een semipermeabel membraan, van een gebied met een hogere oplosmiddelconcentratie (lagere concentratie opgeloste stof) naar een gebied met een lagere oplosmiddelconcentratie (hogere concentratie opgeloste stof). * **Osmotische druk ($\pi$)**: de druk die nodig is om osmoses tegen te gaan. Het is een colligatieve eigenschap, wat betekent dat het afhankelijk is van het aantal opgeloste deeltjes, niet van hun identiteit. * **Van 't Hoff vergelijking**: $\pi = i \cdot M \cdot R \cdot T$, waarbij $i$ de Van 't Hoff factor is (het aantal deeltjes waarin een elektrolyt dissocieert), $M$ de molariteit, $R$ de gasconstante, en $T$ de temperatuur. #### 4.2.2 Toniteit en celgedrag De toniteit van een oplossing ten opzichte van een cel bepaalt de waterbeweging: * **Isotonische oplossing**: gelijke osmotische druk als het intracellulaire vocht. Geen netto waterbeweging. De cel behoudt zijn vorm. * **Hypertonische oplossing**: hogere osmotische druk dan het intracellulaire vocht. Water stroomt de cel uit, wat leidt tot **plasmolyse** (bij plantencellen) of krimp (bij dierlijke cellen). * **Hypotonische oplossing**: lagere osmotische druk dan het intracellulaire vocht. Water stroomt de cel in, wat leidt tot zwelling en eventueel **hemolyse** (lysis van rode bloedcellen). #### 4.2.3 Fysiologische oplossingen en osmotische eigenschappen van elektrolyten * **Fysiologische oplossingen**: oplossingen die isotonisch zijn met bloedplasma, om hemolyse te voorkomen. Een voorbeeld is 0,9 massa-% NaCl-oplossing. * **Elektrolyten**: stoffen die in water ioniseren en de oplossing geleidend maken. Door dissociatie produceren ze meer deeltjes dan de oorspronkelijke hoeveelheid stof. * **Van 't Hoff factor ($i$)**: geeft het aantal deeltjes aan waarin een elektrolyt dissocieert (bv. $NaCl \rightarrow Na^+ + Cl^-$, dus $i=2$). * **Osmolaliteit**: $i \cdot m$ (mol/kg oplosmiddel). * **Osmolariteit**: $i \cdot M$ (mol/l oplossing). * **Effectieve osmotische druk**: De werkelijke osmotische druk kan afwijken van de theoretische waarde door ion-ion interacties, vooral bij hogere concentraties en geladen ionen (Gibbs-Donnan evenwicht). #### 4.2.4 Dialyse Dialyse is een proces waarbij een semipermeabel membraan solventen, ionen en kleine moleculen doorlaat, maar grotere deeltjes (zoals colloïden en eiwitten) tegenhoudt. De nieren functioneren als een natuurlijk dialysesysteem. **Hemodialyse** is een kunstmatige methode om bloed te zuiveren. ### 4.3 Colloïden of colloïdale mengsels Colloïden zijn mengsels met deeltjes met afmetingen tussen 1 en 1000 nm. Ze zijn te groot om met het blote oog te zien, slaan niet neer en kunnen niet worden afgefiltreerd, maar ze verstrooien licht (Tyndall-effect). * **Stabilisatie van colloïden**: * **Elektrostatische stabilisatie**: deeltjes absorberen ionen van hetzelfde type, waardoor ze een netto lading krijgen en elkaar afstoten. * **Emulsie-stabiliserende reagentia**: amfifiele moleculen met een hydrofobe staart en een hydrofiele kop stabiliseren de colloïden door interactie met zowel de deeltjes als het oplosmiddel. * **Verwijderen van colloïdale deeltjes**: * **Coagulatie**: aggregatie van colloïdale deeltjes, wat kan worden veroorzaakt door opwarmen (verhoogde kinetische energie) of toevoegen van elektrolyten (neutralisatie van lading). ### 4.4 Zuren en basen: pH #### 4.4.1 Het ionenproduct van water en de pH-schaal * **Ionenproduct van water ($K_w$)**: Zuiver water ioniseert zwak: $H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$. Bij 25°C is $K_w = [H^+][OH^-] = 1,0 \times 10^{-14}$. * **pH-schaal**: * $pH + pOH = 14$ (bij 25°C) * Zure oplossingen: $pH < 7$, Basische oplossingen: $pH > 7$, Neutrale oplossingen: $pH = 7$. #### 4.4.2 Zuursterkte en moleculaire structuur * **Intrinsieke zuursterkte (gasfase)**: Bepaald door de stabiliteit van de geconjugeerde base. * **Covalente hydriden (H-X)**: Zuursterkte neemt toe met toenemende elektronegativiteit van X (binnen een periode) en toenemende afmeting van X (binnen een groep). * **Oxozuren**: Zuursterkte neemt toe met de elektronegativiteit van het centrale element Z, het aantal zuurstofatomen rond Z, en de formele lading op Z. #### 4.4.3 pH van sterke en zwakke zuren/basen * **Sterke zuren en basen**: Volledig geïoniseerd/gedissocieerd in water. * Sterk zuur: $[H^+] = [zuur]$ * Sterke base: $[OH^-] = \text{stoichiometrische coëfficiënt} \times [base]$ * **Zwakke zuren en basen**: Gedeeltelijk geïoniseerd/gedissocieerd. De zuursterkte wordt gekenmerkt door de zuurconstante ($K_a$) of pKa ($pK_a = -\log K_a$). De basissterkte wordt gekenmerkt door de basisconstante ($K_b$) of pKb ($pK_b = -\log K_b$). $K_a \cdot K_b = K_w$ en $pK_a + pK_b = 14$. #### 4.4.4 pH van mengsels en hydrolyse * **Mengsels van zuren/basen**: De pH wordt bepaald door de sterkste component, tenzij het mengsel van twee zwakke zuren/basen betreft, waarbij de component met de grootste $K_a$ (kleinste $pK_a$) dominant is. * **Hydrolyse van zouten**: De ionen van zouten kunnen met water reageren, wat de pH beïnvloedt. * Zouten van sterke zuren en sterke basen zijn neutraal. * Zouten van zwakke zuren en sterke basen zijn basisch (door hydrolyse van het anion). * Zouten van sterke zuren en zwakke basen zijn zuur (door hydrolyse van het kation). #### 4.4.5 Amfolyten en fysiologische pH * **Amfolyten**: Moleculen die zowel zure als basische eigenschappen hebben (bv. aminozuren). Ze kunnen als zuur of base reageren afhankelijk van de pH van de omgeving. * **Fosforzuur in biologische systemen**: Een zwak triprotisch zuur, belangrijk in de energiemetabolisme (bv. ATP). * **Bloed-pH (7,35-7,45)**: Wordt strikt gereguleerd door buffersystemen (hemoglobine, fosfaat, carbonaat). Afwijkingen leiden tot **acidose** (lage pH) of **alkalose** (hoge pH). #### 4.4.6 Bufferoplossingen * **Componenten**: Een buffer bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base, of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur, in relatief hoge concentraties en in een bepaalde verhouding (ideaal 1:1). * **Werking**: Buffers weerstaan significante pH-veranderingen bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base, door de toegevoegde ionen te neutraliseren. * **Henderson-Hasselbalch vergelijking**: $pH = pK_a + \log \frac{[A^-]}{[HA]}$ (voor een zwak zuur/base-paar). * **Buffercapaciteit**: De mate waarin een buffer pH-veranderingen kan weerstaan, afhankelijk van de concentratie van de buffercomponenten. * **Fysiologische buffers**: Belangrijk voor het handhaven van de pH in biologische systemen. Het koolzuur-carbonaatbuffersysteem is cruciaal voor de regulatie van de bloed-pH. ### 4.5 Elektrochemie #### 4.5.1 Galvanische elementen (voltaïsche cellen) Een galvanisch element bestaat uit twee halfcellen die met elkaar verbonden zijn door een externe geleider en een zoutbrug. Elektronen stromen van de anode (oxidatie) naar de kathode (reductie), wat elektrische energie kan leveren. * **Anode**: Elektrochemische cel waar oxidatie plaatsvindt. * **Kathode**: Elektrochemische cel waar reductie plaatsvindt. * **Zoutbrug**: Zorgt voor ionenmigratie om de neutraliteit van de halfcellen te handhaven. #### 4.5.2 Potentiaalverschillen en de Nernst-vergelijking * **Standaardreductiepotentiaal ($E^0$)**: Het potentiaalverschil van een halfcel ten opzichte van de standaard-waterstofelektrode (waarbij $E^0 = 0,00$ V). * **Elektromotorische kracht (EMK)**: Het totale potentiaalverschil tussen de twee halfcellen van een galvanisch element. Het geeft de drijvende kracht voor de reactie aan. * **Nernst-vergelijking**: Beschrijft het potentiaalverschil van een cel bij niet-standaardomstandigheden (afwijkende concentraties): $E = E^0 - \frac{RT}{nF} \ln Q$. * $R$ = gasconstante, $T$ = temperatuur, $n$ = aantal uitgewisselde elektronen, $F$ = constante van Faraday, $Q$ = reactiequotiënt. * **Spontane reactie**: Een reactie is spontaan als $E > 0$ (of $∆G < 0$). Bij evenwicht is $E = 0$ en $Q = K$. #### 4.5.3 Biologische elektrochemie * **Biologische concentratiecellen**: Elektrische potentialen over celmembranen (bv. rustpotentiaal van zenuwcellen) ontstaan door ongelijke ionenconcentraties binnen en buiten de cel. * **Redoxpotentialen in biologische systemen**: Belangrijk in de energiemetabolisme (bv. elektronentransportketen in mitochondriën). Cytochromen spelen een sleutelrol. #### 4.5.4 Elektroforese Elektroforese is een techniek die gebruikmaakt van een elektrisch veld om geladen deeltjes (eiwitten, DNA, etc.) te scheiden op basis van hun lading, grootte en vorm. * **Factoren die migratie beïnvloeden**: * **Elektrische veldsterkte**: Hogere veldsterkte resulteert in hogere migratiesnelheid. * **Lading van het deeltje**: Sterkere lading leidt tot hogere snelheid. * **Grootte en vorm van het deeltje**: Grotere/complexere deeltjes bewegen langzamer. * **Viscositeit van het medium**: Hogere viscositeit vertraagt migratie. * **Ionensterkte en pH**: Beïnvloeden de lading en de afscherming van deeltjes. * **Temperatuur**: Beïnvloedt viscositeit en ionisatie. * **Matrix-interacties**: Interacties met de gelmatrix kunnen de migratie beïnvloeden. * **Iso-elektrisch punt (IEP)**: De pH waarbij een deeltje netto geen lading heeft en de mobiliteit minimaal is. ### 4.6 Chemische kinetiek en reactie-evenwicht #### 4.6.1 Reactiesnelheid en factoren die deze beïnvloeden * **Reactiesnelheid**: De snelheid waarmee reactanten worden verbruikt of producten worden gevormd. Deze is afhankelijk van: * **Concentratie van reactanten**: Hogere concentraties leiden tot meer effectieve botsingen. * **Temperatuur**: Hogere temperaturen verhogen de kinetische energie en de frequentie van effectieve botsingen. * **Katalysator**: Verlaagt de activeringsenergie ($E_a$), waardoor de reactie sneller verloopt. * **Fase van reactanten**: Gassen reageren sneller dan vloeistoffen, en vloeistoffen sneller dan vaste stoffen. * **Botsingstheorie**: Reacties treden op wanneer moleculen met voldoende kinetische energie en in de juiste oriëntatie botsen. * **Overgangstoestandstheorie**: Beschrijft de vorming van een kortstondig, energierijk complex (overgangstoestand) dat kan overgaan in producten of terugvallen in reactanten. De activeringsenergie ($E_a$) is de energiebarrière die overwonnen moet worden. #### 4.6.2 Reactie-evenwicht * **Dynamisch evenwicht**: In een reversibele reactie bereikt men een toestand waarin de voorwaartse en achterwaartse reactiesnelheden gelijk zijn. * **Evenwichtsconstante ($K$)**: Een maat voor de verhouding van producten tot reactanten bij evenwicht. * $K > 1$: Evenwicht ligt naar de productzijde. * $K < 1$: Evenwicht ligt naar de reactantzijde. * **Principe van Le Chatelier**: Als een systeem in evenwicht wordt verstoord, zal het systeem zo reageren dat de verstoring wordt geminimaliseerd. Dit geldt voor veranderingen in concentratie, druk en temperatuur. #### 4.6.3 Gibbs vrije energie en spontaneïteit * **Gibbs vrije energie ($G$)**: Een thermodynamische grootheid die de spontaneïteit van een proces bepaalt bij constante druk en temperatuur. * $∆G < 0$: Spontane reactie. * $∆G = 0$: Reactie is in evenwicht. * $∆G > 0$: Niet-spontane reactie (omgekeerde reactie is spontaan). * **Verband met evenwicht**: $∆G = ∆G^0 + RT \ln Q$, en bij evenwicht $∆G = 0$ en $Q = K$, dus $∆G^0 = -RT \ln K$. * **Biochemische standaardcondities ($∆G^{0'}$) **: Specifieke omstandigheden voor biologische reacties (pH 7). * **Gekoppelde reacties**: Niet-spontane reacties kunnen spontaan worden gemaakt door koppeling met een thermodynamisch gunstige reactie, zoals de hydrolyse van ATP. ### 4.7 Energie en thermodynamica in biologische systemen #### 4.7.1 Warmte, arbeid en energiebehoud * **Energie**: Het vermogen om arbeid te verrichten of warmte te produceren. * **Warmte ($q$)**: Energie die door temperatuurverschil overgedragen wordt, ongeordend. * **Arbeid ($w$)**: Energie die door een gerichte kracht wordt overgedragen. * **Eerste hoofdwet van de thermodynamica (Wet van behoud van energie)**: Energie kan niet worden gecreëerd of vernietigd, alleen worden omgezet van de ene vorm naar de andere. * **Enthalpie ($H$)**: Een maat voor de warmte-inhoud van een systeem. $∆H < 0$ (exotherm) geeft warmteafgifte, $∆H > 0$ (endotherm) geeft warmteopname. * **Entropie ($S$)**: Een maat voor wanorde. Systemen streven naar een toename van entropie ($∆S > 0$) voor spontane processen. #### 4.7.2 Spontaniteit en Gibbs vrije energie * **Spontaniteit**: Bepaald door de verandering in Gibbs vrije energie ($∆G = ∆H - T∆S$). Een negatieve $∆G$ geeft een spontaan proces aan. * **Bindingsenergie ($D$)**: De energie die nodig is om een binding te verbreken. #### 4.7.3 Calorimetrie en dieet * **Calorie**: Een eenheid van energie, gedefinieerd als de hoeveelheid warmte nodig om 1 gram water 1°C te verwarmen. De energie-inname via voeding (kcal) wordt gebruikt voor metabolisme en lichaamstemperatuurregulatie. ### 4.8 Oplossingen in het lichaam #### 4.8.1 Lichaamsvocht en elektrolyten Lichaamsvocht bestaat voor ongeveer 60% uit water en bevat diverse elektrolyten. De concentratieverschillen van ionen (zoals Na$^+$ en K$^+$) tussen intracellulaire en extracellulaire vloeistof zijn cruciaal voor celmembraanpotentialen en transportprocessen. #### 4.8.2 Hydratatie van ionen Ionen trekken watermoleculen aan via elektrostatische interacties, een proces dat **hydratatie** wordt genoemd. De sterkte van de hydratatie hangt af van de lading en de grootte van het ion. De hydratatie-enthalpie is de energie die vrijkomt tijdens dit proces. ### 4.9 Zuren en basen in de biologie #### 4.9.1 Zuurtegraad en levende materie De pH van biologische systemen is nauwkeurig gereguleerd en essentieel voor de functie van biomoleculen en enzymen. Afwijkingen van de normale pH kunnen leiden tot ernstige gezondheidsproblemen. #### 4.9.2 Bufferoplossingen in biologische systemen Biologische systemen maken gebruik van buffersystemen, zoals het koolzuur-carbonaatbuffersysteem en het fosfaatbuffersysteem, om de pH stabiel te houden. Hemoglobine speelt ook een belangrijke rol als buffer in bloed. #### 4.9.3 Zuur-base gedrag van aminozuren en peptiden Amino-zuren zijn amfolyten met een iso-elektrisch punt (IEP). Hun lading en oplosbaarheid zijn afhankelijk van de pH. #### 4.9.4 Energie en metabolisme: ATP en buffers * **ATP (adenosinetrifosfaat)**: De belangrijkste energiedrager in cellen. De hydrolyse van ATP levert vrije energie die gebruikt kan worden om niet-spontane biochemische reacties aan te drijven. * **Anaëroob en aëroob metabolisme**: De energieproductie verschilt significant tussen processen met en zonder zuurstof. Aëroob metabolisme is veel efficiënter in ATP-productie. --- **Tip:** Maak gebruik van de tabellen en schema's uit het document om de relaties tussen verschillende concepten te visualiseren. Begrijp de formules voor pH, $K_a$, $K_b$, $K_s$ en de Nernst-vergelijking en oefen met het toepassen ervan. Besteed extra aandacht aan de biomedische toepassingen, zoals de rol van buffers in het bloed en de implicaties van pH-veranderingen. --- # factoren die elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden Hieronder vind je een gedetailleerde studiehandleiding over de factoren die de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden. ## 5 Factoren die elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden De elektrokinetische potentiaal, ook wel bekend als de zètapotentiaal, is een cruciale parameter die de beweging van geladen deeltjes in een vloeistof onder invloed van een elektrisch veld bepaalt. Deze potentiaal is niet de werkelijke lading van het deeltje, maar een maat voor de effectieve lading die het migratiegedrag beïnvloedt. Verschillende factoren spelen een rol in de grootte van deze potentiaal en daarmee de mobiliteit van de deeltjes, wat essentieel is in diverse biomedische en biochemische toepassingen zoals elektroforese. ### 5.1 Elektrosmotische effecten en de elektrokinetische potentiaal #### 5.1.1 De oorsprong van de elektrokinetische potentiaal Wanneer een deeltje zich in een vloeistof bevindt en geladen is, trekt het tegengesteld geladen ionen uit de omringende oplossing aan. Dit vormt een ionenlaag rond het deeltje. Deze ionenlaag bestaat uit twee delen: een sterk gebonden laag (Helmholtz-laag) die direct aan het deeltje is gebonden, en een diffuselaag (Gouy-Chapman-laag) waarin de concentratie van tegengestelde ionen geleidelijk afneemt met toenemende afstand tot het deeltje. De elektrokinetische potentiaal (of zètapotentiaal, $\zeta$) is de potentiaal op het grensvlak tussen de vaste laag en de diffuselaag, het zogenaamde afschuifvlak. #### 5.1.2 Mobiliteit van geladen deeltjes De mobiliteit ($\mu$) van een geladen deeltje in een vloeistof onder invloed van een elektrisch veld is direct gerelateerd aan de elektrokinetische potentiaal. De mobiliteit wordt gedefinieerd als de snelheid die een deeltje per eenheid van elektrisch veldsterkte bereikt. $$ \mu = \frac{v}{E} $$ Waarbij: * $\mu$ de mobiliteit is. * $v$ de migratiesnelheid van het deeltje is. * $E$ de sterkte van het aangelegde elektrische veld is. De mobiliteit wordt beïnvloed door een combinatie van factoren, waaronder de elektrokinetische potentiaal, de viscositeit ($\eta$) van het medium en de permittiviteit ($\varepsilon$) van het medium. $$ \mu = \frac{\varepsilon \zeta}{\eta} $$ ### 5.2 Factoren die de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden Verschillende parameters van de omgeving en het deeltje zelf hebben een directe impact op de elektrokinetische potentiaal en daardoor op de mobiliteit. #### 5.2.1 Ionensterkte De ionensterkte ($I$) van de oplossing, die de totale concentratie van ionen in de oplossing weergeeft, heeft een significante invloed op de elektrokinetische potentiaal. > **Tip:** De ionensterkte wordt berekend als: $$ I = \frac{1}{2} \sum_{i} c_i z_i^2 $$ Waarbij $c_i$ de concentratie van ion $i$ is en $z_i$ de lading van ion $i$. Bij een toenemende ionensterkte neemt de dichtheid van de ionenlaag rond het geladen deeltje toe. Dit betekent dat de tegengestelde ionen het oorspronkelijke geladen deeltje sterker afschermen. Hierdoor neemt de effectieve lading af, daalt de elektrokinetische potentiaal en dus ook de mobiliteit. #### 5.2.2 pH De pH van het medium beïnvloedt de dissociatietoestand van geladen groepen op het oppervlak van het deeltje en de ionisatiegraad van de omringende moleculen. Zuur-base fenomenen die de dissociatie van functionele groepen bevorderen, zullen over het algemeen ook de mobiliteit verhogen. * **Iso-elektrisch punt (IEP):** Voor amfotere moleculen, zoals eiwitten, bestaat er een specifieke pH-waarde, het iso-elektrisch punt, waarbij de netto lading van het molecuul nul is. Rond dit punt is de mobiliteit van het molecuul minimaal. Verder van het IEP, zowel bij lagere (zure) als hogere (basische) pH-waarden, krijgt het deeltje een netto lading en neemt de mobiliteit toe. * **Versterking van zuursterkte:** Groepen die sterk elektronegatief zijn of zich in een omgeving bevinden met een hoge elektronegativiteit, zullen makkelijker een proton afstaan. Dit verhoogt de concentratie van geladen deeltjes en daarmee de mobiliteit. #### 5.2.3 Temperatuur en viscositeit De temperatuur van het medium heeft een tweeledige invloed: 1. **Invloed op ionisatie-evenwicht:** De ligging van ionisatie-evenwichten is temperatuurafhankelijk. Voor endotherme deprotoneringsreacties zal een hogere temperatuur leiden tot een toename van het aantal geladen deeltjes, wat de mobiliteit verhoogt. 2. **Invloed op viscositeit:** De viscositeit van vloeistoffen neemt af bij hogere temperaturen. Aangezien mobiliteit omgekeerd evenredig is met viscositeit, zal een hogere temperatuur leiden tot een grotere mobiliteit. De warmte die vrijkomt door de stroomdoorgang tijdens elektroforese moet afgevoerd worden om de temperatuur constant te houden en de mobiliteit te controleren. #### 5.2.4 Hydratatie en adsorptie * **Hydratatie:** Geladen ionen worden omgeven door een mantel van watermoleculen. Deze hydratatiemantel vergroot de effectieve afmeting van het deeltje. De mate van hydratatie is afhankelijk van de ladingdichtheid van het ion; ionen met een hogere ladingdichtheid (kleiner formaat en hogere lading) hydrateren sterker en gedragen zich dus als grotere deeltjes. * **Afscherming door adsorptie:** Aan het oppervlak van geladen deeltjes kunnen ionen met een tegengestelde lading adsorberen. Deze geadsorbeerde ladingen werken als een extra afscherming, verminderen de effectieve lading en dus de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit. Dit effect is vergelijkbaar met de invloed van de ionensterkte, maar dan specifiek aan het oppervlak van het deeltje. #### 5.2.5 Specifieke interacties met de matrix In technieken zoals gel-elektroforese, waar deeltjes door een poreuze matrix migreren, spelen specifieke interacties met de matrix een rol. * **Poriëngrootte:** De effectieve poriëngrootte van de matrix (bijvoorbeeld een gel) kan de migratiesnelheid beïnvloeden. Grotere deeltjes kunnen langzamer bewegen door kleinere poriën, terwijl kleinere deeltjes de poriën makkelijker passeren. * **Functionele groepen:** De matrix kan functionele groepen bevatten die specifieke interacties aangaan met de te scheiden deeltjes. Deze interacties kunnen de migratiesnelheid vertragen of versnellen, afhankelijk van de aard van de interactie. #### 5.2.6 Elektro-osmose Elektro-osmose ($v_{EO}$) is een convectief fenomeen dat optreedt wanneer een vloeistof langs een geladen oppervlak stroomt onder invloed van een elektrisch veld. Dit gebeurt bijvoorbeeld in de wanden van de elektroforese-container. De interactie van de vloeistof met de geladen wand creëert een beweging van de vloeistof zelf, die de migratie van de deeltjes kan beïnvloeden, meestal door deze te vertragen. Het is een elektrisch gedreven convectie die optreedt door de interactie tussen de geladen wand en de ionenlaag in de vloeistof. #### 5.2.7 Theoretische migratie versus reële migratie De feitelijke migratie van een deeltje in een elektroforese-experiment is het resultaat van verschillende factoren die elkaar beïnvloeden: * **Theoretische elektroforetische migratie ($v_{theoretisch}$):** De migratie puur gebaseerd op de lading en omgevingsfactoren van het deeltje. * **Diffusie ($v_{diffusie}$):** Door de Brownse beweging van de deeltjes wordt de migrerende zone breder, wat de effectieve snelheid kan verminderen. Dit is een gevolg van het tegengaan van de concentratiegradiënt. * **Convectie ($v_{convectie}$):** Langzame vervorming van het elektroforesespoor door stromingen in de vloeistof. * **Elektro-osmose ($v_{EO}$):** Zoals hierboven beschreven, de beweging van de vloeistof zelf langs de geladen containerwand. De netto migratiesnelheid is een combinatie van deze effecten. Experimentele opstellingen proberen diffusie en convectie te minimaliseren door bijvoorbeeld gekoelde matrices en buffers te gebruiken. --- Dit hoofdstuk behandelt de factoren die de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden, en die essentieel zijn voor het begrijpen van colloïdale systemen en scheidingsmethoden zoals elektroforese. ## 5. Factoren die elektrokinetische potentiaal en mobiliteit beïnvloeden De elektrokinetische potentiaal, ook wel bekend als de zètapotentiaal, is een maat voor de effectieve lading van een deeltje in oplossing, die bepaalt hoe gemakkelijk het beweegt in een elektrisch veld. De mobiliteit is de snelheid waarmee een geladen deeltje beweegt per eenheid van elektrisch veldsterkte. ### 5.1 Elektroforese: basisprincipes Elektroforese is een techniek waarbij elektrisch geladen deeltjes bewegen onder invloed van een elektrisch veld. Dit proces wordt gebruikt in biomedische analyses om de samenstelling van mengsels, zoals eiwitten, metaalionen en organische stoffen, te bepalen. Het kan ook worden ingezet voor de bepaling van moleculair gewicht van peptiden, DNA-fingerprinting en het sequencen van genetisch materiaal. #### 5.1.1 Elektrische variabelen De doorgang van elektrische stroom, aangeduid met $I$, wekt een elektrisch veld op waarin een geladen deeltje $Q$ een migratiesnelheid $v$ heeft. De mobiliteit $\mu$ wordt gedefinieerd als de snelheid per eenheid van veldsterkte: waarbij $E$ de elektrische veldsterkte is. De mobiliteit wordt beïnvloed door factoren zoals de ionensterkte, pH, temperatuur en viscositeit van het medium, evenals specifieke interacties met de matrix en het iso-elektrisch punt van het deeltje. > **Tip:** De migratiesnelheid van deeltjes tijdens elektroforese wordt beïnvloed door een combinatie van theoretische elektroforetische migratie, diffusie, convectie en elektro-osmose. Verschillende factoren spelen een cruciale rol bij het bepalen van de elektrokinetische potentiaal en de daaruit voortvloeiende mobiliteit van deeltjes in een oplossing. De ionensterkte $I$ van een oplossing heeft een significante invloed op de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit. Bij toenemende ionensterkte neemt het aantal positief geladen tegenionen rond een negatief geladen deeltje toe. Dit leidt tot een grotere afscherming van de oorspronkelijke lading, waardoor de effectieve lading daalt en de elektrokinetische potentiaal en mobiliteit afnemen. pH-waarden beïnvloeden de dissociatie van zure en basische groepen op deeltjes, wat direct invloed heeft op hun netto-lading. Zuur-base fenomenen die de dissociatie bevorderen, leiden tot een hogere mobiliteit. Het iso-elektrisch punt van een eiwit, de pH waarbij de netto-lading nul is, is hierbij bijzonder relevant, aangezien de mobiliteit dan minimaal is. > **Voorbeeld:** Bij een eiwit dat bij lage pH positief geladen is en bij hoge pH negatief geladen, zal de mobiliteit maximaal zijn bij pH-waarden ver verwijderd van het iso-elektrisch punt en minimaal bij het iso-elektrisch punt zelf. De temperatuur beïnvloedt het ionisatie-evenwicht van deeltjes. Bij endotherme deprotonering zal een toename van de temperatuur leiden tot een toename van het aantal geladen deeltjes, wat resulteert in een hogere mobiliteit. Daarnaast heeft temperatuur invloed op de viscositeit van het medium; een hogere temperatuur verlaagt de viscositeit, wat de mobiliteit verder kan verhogen. De stroomdoorgang tijdens elektroforese kan ook warmteontwikkeling veroorzaken, wat actief afgevoerd moet worden om de temperatuur en daarmee de mobiliteit te reguleren. #### 5.2.4 Specifieke interacties met de matrix Naast de elektrische eigenschappen kunnen deeltjes ook interageren met de matrix waarin de elektroforese plaatsvindt. Dit kan variëren van het diffunderen door poriën van een bepaalde diameter tot specifieke interacties met functionele groepen van de matrix. Deze interacties kunnen de migratiesnelheid beïnvloeden, soms zelfs meer dan de intrinsieke mobiliteit van het deeltje zelf. #### 5.2.5 Elektro-osmose Elektro-osmose is een elektrisch gedreven convectief fenomeen dat ontstaat door de interactie tussen de vloeistof en de geladen wand van de elektroforesecontainer. Dit fenomeen kan de migratiesnelheid van deeltjes aanzienlijk beïnvloeden en wordt vaak gereguleerd door de keuze van de buffer en de samenstelling van de matrix. #### 5.2.6 Hydratatie en afscherming De aanwezigheid van een watermantel rond geladen deeltjes (hydratatie) en de adsorptie van tegengestelde ladingen aan het oppervlak (afscherming) verminderen de effectieve lading van het deeltje. Dit heeft een directe impact op de elektrokinetische potentiaal en mobieliteit, doordat de kracht die op omringende vloeistofmoleculen wordt uitgeoefend afneemt. De elektrokinetische potentiaal is dus een complexe grootheid die afhangt van diverse factoren, waaronder de intrinsieke eigenschappen van het deeltje (lading, grootte) en de omstandigheden van het medium (ionensterkte, pH, temperatuur, viscositeit). --- ## 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 mate waarin de concentratie van reagentia afneemt of de concentratie van reactieproducten toeneemt per tijdseenheid. | | Botsingstheorie | Een theorie die stelt dat moleculen moeten botsen met voldoende kinetische energie en in de juiste oriëntatie om te kunnen reageren. | | Activeringsenergie ($E_a$) | De minimale hoeveelheid energie die nodig is om een reactie te laten plaatsvinden, vaak geassocieerd met de vorming van een overgangstoestand. | | Overgangstoestand | Een kortstondige, hoog-energetische configuratie van moleculen die ontstaat tijdens een chemische reactie, voordat deze uiteenvalt in reactieproducten. | | Reactiemechanisme | De gedetailleerde reeks elementaire stappen waaruit een chemische reactie is opgebouwd. | | Orde van reactie | De exponent in de snelheidsvergelijking die aangeeft hoe de reactiesnelheid afhangt van de concentratie van een specifieke reactant. De totale orde is de som van de individuele orden. | | Halfwaardetijd ($t_{1/2}$) | De tijd die nodig is om de concentratie van een reactant te halveren. De relatie met de beginconcentratie hangt af van de orde van de reactie. | | Katalysator | Een stof die de reactiesnelheid verhoogt zonder zelf permanent te worden verbruikt in de reactie, meestal door de activeringsenergie te verlagen. | | Enzym | Een biologische macromoleculaire katalysator die specifieke biochemische reacties versnelt door de activeringsenergie te verlagen. | | Substraat | Het molecuul waarop een enzym inwerkt tijdens een biochemische reactie. | | Lock and Key model | Een model dat de specificiteit van enzymen verklaart, waarbij het substraat (sleutel) perfect past in de actieve site van het enzym (slot). | | Evenwichtsconstante ($K$) | Een waarde die de relatieve concentraties van producten en reagentia bij evenwicht aangeeft voor een omkeerbare reactie. | | Galvanisch element (Voltacel) | Een elektrochemische cel die bestaat uit twee halfcellen, extern verbonden via een metalen geleider en intern via een zoutbrug. In elke halfcel vindt een specifieke halfreactie plaats, waarbij elektronen worden geproduceerd door oxidatie aan de anode en verbruikt door reductie aan de kathode. De zoutbrug zorgt voor ionenmigratie om neutraliteit te handhaven. | | Halfcel | Een deel van een galvanisch element waarin een enkele halfreactie (oxidatie of reductie) plaatsvindt. De twee halfcellen zijn verbonden om een gesloten circuit te vormen voor elektronen- en ionenverplaatsing. | | Oxidatie | Het proces waarbij een atoom, molecuul of ion elektronen verliest. Dit vindt plaats aan de anode van een galvanisch element. | | Reductie | Het proces waarbij een atoom, molecuul of ion elektronen opneemt. Dit vindt plaats aan de kathode van een galvanisch element. | | Anode | De elektrode in een halfcel waar oxidatie plaatsvindt. Het is de bron van elektronen en is negatief geladen in een galvanisch element. | | Kathode | De elektrode in een halfcel waar reductie plaatsvindt. Het ontvangt elektronen via de externe keten en is positief geladen in een galvanisch element. | | Zoutbrug | Een verbinding die twee halfcellen van een galvanisch element met elkaar verbindt en ionenmigratie mogelijk maakt. Dit zorgt ervoor dat de oplossingen in beide halfcellen elektrisch neutraal blijven, waardoor de reactie kan doorgaan. | | Elektromotorische kracht (EMK) | Het potentiaalverschil tussen de twee halfcellen van een galvanisch element. Dit potentiaalverschil drijft de elektronenstroom door de externe geleider en is afhankelijk van de aard van de reacties, de concentratie van de deeltjes en de temperatuur. | | Standaardreductiepotentiaal ($E^\circ$) | Het reductiepotentiaal van een halfcel onder standaardomstandigheden (25°C, 1 bar druk voor gassen, 1 mol/l activiteit voor opgeloste stoffen). Het wordt gemeten ten opzichte van de standaardwaterstofelektrode, die een potentiaal van 0,00V heeft. | | Standaardwaterstofelektrode | Een referentie-elektrode die bestaat uit een platina staafje waarop waterstofgas (H$_2$) borrelt bij 1 bar druk, ondergedompeld in een zure oplossing met een H$^+$ ionenactiviteit van 1 mol/l. De standaardreductiepotentiaal is per definitie 0,00V. | | Standaard elektromotorische kracht ($E^\circ_{\text{cel}}$) | De elektromotorische kracht van een galvanisch element wanneer alle reactanten en producten aanwezig zijn in hun standaardtoestand (activiteit van 1 voor opgeloste stoffen en gassen bij 1 bar). | | Vergelijking van Nernst | Een vergelijking die het verband beschrijft tussen het elektrodepotentiaal van een halfcel (of de celpotentiaal) en de concentraties van de reactanten en producten onder niet-standaardomstandigheden. De formule is $E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q$, waarbij $Q$ het reactiequotiënt is. | | Term | Definitie | | Zuur | Een stof die in water H+ ionen kan afstaan. Sterke zuren ioniseren volledig in water, terwijl zwakke zuren slechts gedeeltelijk ioniseren. | | Base | Een stof die in water OH- ionen kan afstaan of H+ ionen kan opnemen. Sterke basen dissociëren volledig in water, zwakke basen slechts gedeeltelijk. | | pH | Een maat voor de zuurgraad van een oplossing, gedefinieerd als de negatieve logaritme van de waterstofionenconcentratie ($pH = -\log[H^+]$). Een pH lager dan 7 is zuur, hoger dan 7 is basisch, en precies 7 is neutraal. | | Ionenproduct van water ($K_w$) | De evenwichtsconstante voor de zelfionisatie van water, gedefinieerd als het product van de concentraties van waterstofionen en hydroxideionen ($K_w = [H_3O^+][OH^-]$). Bij 25°C is $K_w = 1,0 \times 10^{-14}$. | | Sterk zuur | Een zuur dat in water vrijwel volledig ioniseert, waardoor de concentratie van waterstofionen gelijk is aan de oorspronkelijke concentratie van het zuur. Voorbeelden zijn HCl, HBr, HI, HNO3 en H2SO4. | | Zwak zuur | Een zuur dat in water slechts gedeeltelijk ioniseert, waarbij een evenwicht ontstaat tussen het ongeïoniseerde zuur en zijn ionen. De zuursterkte wordt gekenmerkt door de zuurconstante ($K_a$). | | Sterke base | Een base die in water vrijwel volledig dissocieert of ioniseert, waardoor de concentratie van hydroxideionen hoog is. Voorbeelden zijn de hydroxiden van alkalimetalen zoals NaOH en KOH. | | Zwakke base | Een base die in water slechts gedeeltelijk dissocieert of ioniseert, waarbij een evenwicht ontstaat tussen de ongeïoniseerde base en zijn ionen. De basischheid wordt gekenmerkt door de baseconstante ($K_b$). | | Zuursterkte | De intrinsieke neiging van een stof om protonen af te staan. Dit wordt beïnvloed door factoren zoals de elektronegativiteit van het centrale atoom en de afmeting van het atoom in covalente hydriden, en door de elektronegativiteit van het centrale element en het aantal zuurstofatomen in oxozuren. | | Oxozuur | Een zuur dat een waterstofatoom bevat dat gebonden is aan een zuurstofatoom, dat op zijn beurt gebonden is aan een centraal element. De zuursterkte hangt af van de elektronegativiteit van het centrale element en het aantal zuurstofatomen. | | Hydrolyse | Een reactie waarbij een ion reageert met water, wat kan leiden tot een verandering in de pH van de oplossing. Bijvoorbeeld, een anion van een zwak zuur kan waterstofionen opnemen, waardoor de oplossing basisch wordt. | | Bufferoplossing | Een oplossing die bestaat uit een zwak zuur en zijn geconjugeerde base (of een zwakke base en zijn geconjugeerde zuur) in relatief hoge concentraties. Buffers kunnen grote hoeveelheden zuur of base neutraliseren zonder significante pH-verandering. | | Oplossing | Een homogeen mengsel van twee of meer stoffen, ongeacht de fase waarin het zich bevindt (gasvormig, vast of vloeibaar). | | Oplosmiddel | De component in een oplossing die in de grootste hoeveelheid aanwezig is en waarin de andere componenten (soluten) zijn opgelost. | | Opgeloste stof (soluut) | Een stof die is opgelost in een oplosmiddel om een oplossing te vormen. | | Hydratatie | Het spontane proces waarbij ionen reageren met watermoleculen door middel van elektrostatische interacties, wat leidt tot de vorming van gehydrateerde ionen en het uiteenvallen van zouten. | | Hydratatie-enthalpie | Een maat voor de sterkte van hydratatie, die de energie aangeeft die vrijkomt bij de vorming van gehydrateerde ionen. Een negatieve enthalpie duidt op een exotherm proces. | | Hydratatiegraad | Het aantal watermoleculen dat zich rond een ion bevindt in een gehydrateerd ion. | | Oplosbaarheid | De maximale hoeveelheid van een stof die kan oplossen in een gegeven hoeveelheid oplosmiddel bij een specifieke temperatuur en druk. | | Oplosbaarheidsproduct ($K_s$) | Het product van de concentraties van de ionen in een verzadigde oplossing van een slecht oplosbaar zout, waarbij elke concentratie wordt verheven tot de macht van zijn coëfficiënt in de evenwichtsvergelijking. | | Oplosbaarheid ($S$) | De hoeveelheid mol van een stof die oplost per liter oplossing in een verzadigde oplossing. | | Wet van Henry | Stelt dat bij verdunde oplossingen en lage drukken, de oplosbaarheid van een gas in een vloeistof recht evenredig is met de partiële druk van het gas boven de vloeistof ($c_{\text{gas}} = C \cdot P_{\text{gas}}$). | | Complexvormer | Een stof die coördinatieverbindingen kan vormen met metaalionen, waardoor de oplosbaarheid van anders onoplosbare zouten kan worden verhoogd. | | Elektrokinetische potentiaal (Zètapotentiaal) | Een maat voor de effectieve lading van een deeltje, zoals die de beweeglijkheid van het deeltje in een oplossing beïnvloedt. Deze potentiaal neemt exponentieel af vanaf het oppervlak van het deeltje naar de oplossing toe. | | Mobiliteit | De snelheid waarmee een geladen deeltje zich verplaatst onder invloed van een elektrisch veld, gedeeld door de sterkte van dat veld. De mobiliteit wordt beïnvloed door factoren zoals ionensterkte, pH, temperatuur en viscositeit van het medium. | | Ionensterkte | De totale concentratie van alle ionen in een oplossing. Een hogere ionensterkte leidt tot een afname van de elektrokinetische potentiaal en dus ook van de mobiliteit van deeltjes. | | Temperatuur | Heeft invloed op de ligging van ionisatie-evenwichten; bij endotherme deprotonering neemt de temperatuur toe, wat leidt tot een toename van geladen deeltjes en dus een hogere mobiliteit. | | Viscositeit | De weerstand van een vloeistof tegen stroming. Bij stijgende temperatuur daalt de viscositeit, wat resulteert in een grote toename van de mobiliteit van deeltjes. | | Elektro-osmose (EO) | Een elektrisch gedreven convectief fenomeen dat ontstaat door de interactie tussen de vloeistof en de wand van een geladen container. Dit fenomeen kan de migratiesnelheid van deeltjes verlagen. | | Afscherming | De adsorptie van tegengestelde ladingen aan het oppervlak van een deeltje, wat de effectieve lading van het deeltje vermindert en de mobiliteit beïnvloedt. | | Adsorptie | Het proces waarbij moleculen of ionen zich hechten aan het oppervlak van een vaste stof of vloeistof. In de context van elektrokinetiek kan adsorptie van tegengestelde ladingen de effectieve lading van een deeltje verminderen. | | Afschuifvlak (Shear plane) | Het denkbeeldige vlak tussen een deeltje en de omringende vloeistof, waar de vloeistofmoleculen niet meer meebewegen met het deeltje. De elektrokinetische potentiaal wordt gemeten op dit vlak. |

# Opbouw van de materie en aggregatietoestanden Materie kan worden ingedeeld in zuivere stoffen en mengsels, waarbij zuivere stoffen verder worden onderverdeeld in enkelvoudige en samengestelde stoffen, en mengsels in heterogene en homogene mengsels [4](#page=4). ### 1.1.1 Zuivere stoffen Een zuivere stof is een verzameling van dezelfde deeltjes die de fysische en chemische eigenschappen van die specifieke stof dragen [5](#page=5). #### 1.1.1.1 Enkelvoudige stoffen Enkelvoudige stoffen bestaan uit slechts één atoomsoort [6](#page=6). * **Metalen:** Deze worden gevormd door atomen [4](#page=4). * Voorbeeld: IJzer (Fe) [4](#page=4). * Voorbeeld: Kwik (Hg) is een witglanzend metaal dat vloeibaar is bij kamertemperatuur (KT) en stollt bij $-38,9\ ^{\circ}\text{C}$. Het wordt gebruikt in kwikthermometers [6](#page=6). * **Niet-metalen:** Deze kunnen voorkomen als atomen of moleculen [4](#page=4). * Voorbeeld: Zuurstofgas (O2) is een kleur-, reuk- en smaakloos gas dat de oorzaak is van verbrandingsreacties en corrosie. Het wordt getransporteerd onder verhoogde druk [6](#page=6). * Voorbeeld: Stikstofgas (N2) is eveneens een kleur-, reuk- en smaakloos gas. Het is relatief inert onder normale omstandigheden en heeft een kookpunt van $-196\ ^{\circ}\text{C}$. Net als zuurstofgas wordt het onder verhoogde druk getransporteerd [6](#page=6). * Voorbeeld: Chloorgas (Cl2) is een geelgroen, prikkelend en giftig gas met een sterke geur. Het is irriterend voor de ogen en kan brandwonden veroorzaken. Het werd tijdens de Eerste Wereldoorlog als chemisch wapen ingezet [7](#page=7). #### 1.1.1.2 Samengestelde stoffen Samengestelde stoffen bestaan uit twee of meer atoomsoorten [8](#page=8). * **Zouten:** Deze bestaan uit ionen [4](#page=4). * Voorbeeld: Keukenzout (NaCl) is een witte, kristallijne stof bij KT en bestaat uit natriumionen (Na+) en chloride-ionen (Cl−) [8](#page=8). * **Niet-zouten:** Deze komen voor als moleculen [4](#page=4). * Voorbeeld: Water (H2O) komt voor als vaste stof, vloeistof en gas, en is bij KT een vloeistof [8](#page=8). * Voorbeeld: Zwavelzuur (H2SO4) [8](#page=8). * Voorbeeld: Azijnzuur (CH3COOH) [8](#page=8). ### 1.1.2 Mengsels Een mengsel bestaat uit twee of meer zuivere stoffen [9](#page=9). #### 1.1.2.1 Heterogene mengsels Bij heterogene mengsels zijn de samenstellende deeltjes te onderscheiden met het blote oog of een microscoop [10](#page=10). * **Grof mengsel:** Twee of meer vaste stoffen die met het blote oog onderscheiden kunnen worden (> 0,1 mm) [10](#page=10). * Voorbeeld: Een mengsel van wit NaCl-zout en paars KMnO4-zout [10](#page=10). * **Suspensie:** Een troebel mengsel van een vaste stof in een vloeistof [10](#page=10). * Voorbeeld: Roest in water [10](#page=10). * Voorbeeld: Fijn krijt in water [10](#page=10). * **Pasta:** Een mengsel van een vloeistof in een vaste stof [10](#page=10). * Voorbeeld: Tandpasta, een mengsel van zeep en kalk [10](#page=10). * **Emulsie:** Een ondoorzichtig, troebel mengsel van niet-mengbare vloeistoffen [10](#page=10). * Voorbeeld: Fijne oliedruppeltjes verdeeld in water [10](#page=10). * **Schuim:** Een mengsel van gasbelletjes in een vloeistof of vaste stof [11](#page=11). * Voorbeeld: Schuim op bier of frisdrank, piepschuim [11](#page=11). * **Nevel:** Een ondoorzichtig mengsel van vloeistofdruppeltjes in een gas [11](#page=11). * Voorbeeld: Mist en wolken [11](#page=11). * **Rook:** Een ondoorzichtig mengsel van fijne vaste stofdeeltjes in een gas [11](#page=11). * Voorbeeld: Sigarettenrook [11](#page=11). > **Tip:** Er bestaat niet altijd een duidelijk onderscheid tussen een suspensie en een pasta [12](#page=12). * **Colloïdale mengsels:** Emulsies en suspensies kunnen vaak colloïdale mengsels zijn. Hierbij zijn de deeltjes zeer klein (colloïdale deeltjes of colloïden) en enkel te onderscheiden met een elektronenmicroscoop. De diameter van een colloïde ligt tussen $10^{-6}\ \text{m}$ en $10^{-9}\ \text{m}$. Een colloïde is een aggregaat van meerdere moleculen en kan schijnbaar homogeen lijken [12](#page=12). * Voorbeelden van colloïden: vetglobulen in gehomogeniseerde melk, micellen van caseïne in koemelk, bloedplasma met bloedcellen, inkt [12](#page=12). #### 1.1.2.2 Homogene mengsels Bij homogene mengsels zijn de samenstellende deeltjes perfect verdeeld tot op moleculair niveau en niet te onderscheiden, zelfs niet met een elektronenmicroscoop (diameter < $10^{-9}\ \text{m}$) [13](#page=13). * **Gassen:** Mengsels van gassen zijn altijd homogeen [13](#page=13). * Voorbeeld: Lucht (mengsel van O2, N2, CO2, etc.) [13](#page=13). * **Vloeistoffen:** Dit betreft perfect mengbare vloeistoffen of een goed oplosbare vaste stof in een vloeistof [13](#page=13). * Voorbeeld: Alcohol-water mengsel [13](#page=13). * Voorbeeld: Keukenzout in water [13](#page=13). * **Vaste stoffen:** Sommige metaallegeringen zijn homogene mengsels [13](#page=13). ## 1.2 Aggregatietoestanden De aggregatietoestanden beschrijven de verschillende vormen waarin materie kan voorkomen [14](#page=14). ### 1.2.1 Vast * Heeft een vast volume [14](#page=14). * Heeft een vaste vorm [14](#page=14). * Is moeilijk samendrukbaar [14](#page=14). * De moleculen trillen op hun plaats [14](#page=14). ### 1.2.2 Vloeibaar * Heeft een vast volume [14](#page=14). * Heeft geen vaste vorm (neemt de vorm van de houder aan) [14](#page=14). * Is moeilijk samendrukbaar [14](#page=14). * De moleculen bewegen snel door elkaar [14](#page=14). ### 1.2.3 Gas * Heeft geen vast volume (vult de gehele ruimte) [14](#page=14). * Heeft geen vaste vorm [14](#page=14). * Is gemakkelijk samendrukbaar [14](#page=14). * De moleculen bewegen translationeel (rechtlijnig) [14](#page=14). --- # Elementen, atomen en hun deeltjes Dit gedeelte introduceert elementen als fundamentele bouwstenen van materie en beschrijft de structuur van atomen uit subatomaire deeltjes. ### 1.3.1 Elementen en de atoomtheorie van Dalton De grote diversiteit aan stoffen die we in de natuur tegenkomen, is te herleiden tot ongeveer honderd elementaire bestanddelen, de elementen. Er zijn 118 bekende elementen, waarvan 94 natuurlijk voorkomen en 24 kunstmatig zijn vervaardigd. Een atoom wordt gedefinieerd als het kleinste deel van een element dat nog alle eigenschappen van dat element bezit [16](#page=16). De basis van onze huidige opvatting over atomen ligt bij John Dalton (1766–1844), die in zijn werk "A new system of chemical philosophy" de atoomtheorie formuleerde. Deze theorie stelde dat atomen de elementaire bouwstenen van materie zijn en gekenmerkt worden door een massa. Een cruciaal aspect van Daltons theorie was dat atomen van hetzelfde element dezelfde massa hebben, terwijl atomen van verschillende elementen een verschillende massa hebben. Volgens Dalton veranderen atomen zelf niet bij het ontstaan van nieuwe stoffen; alleen de manier waarop ze met elkaar verbonden zijn, verandert [17](#page=17) . > **Tip:** Onthoud Daltons kernideeën: atomen zijn ondeelbaar en onvernietigbaar voor een bepaald element, en ze vormen de basis van chemische reacties door hun combinaties. ### 1.3.2 Subatomaire deeltjes Eind 19e eeuw werd duidelijk dat het atoom niet het meest elementaire deeltje is, maar zelf opgebouwd is uit kleinere, zogenaamde elementaire deeltjes of subatomaire deeltjes. Deze deeltjes zijn protonen (p+), neutronen (n0) en elektronen (e–). Protonen en neutronen worden samen nucleonen genoemd en vormen de kern of nucleus van het atoom [19](#page=19). De kern van het atoom bevat vrijwel alle massa, maar neemt slechts een fractie van het volume in beslag. De kerndeeltjes worden samengehouden door sterke kernkrachten. Rondom de kern bewegen de elektronen, die worden aangetrokken door de positief geladen atoomkern door middel van elektrostatische aantrekking. Deze beweging van elektronen creëert een bolvormige elektronenmantel [19](#page=19) [20](#page=20). > **Tip:** Denk aan de schaal: de straal van de kern is ongeveer $10^{-15}$ m, terwijl de straal van het atoom ongeveer $10^{-10}$ m (of 1 Ångström) is. Dit illustreert hoe leeg een atoom eigenlijk is [20](#page=20). #### 1.3.2.1 Eigenschappen van subatomaire deeltjes De belangrijkste eigenschappen van de elementaire deeltjes – plaats in het atoom, elektrische lading en massa – zijn samengevat in de volgende tabel [20](#page=20): | Elementair deeltje | Plaats in atoom | Elektrische lading (absoluut) | Elektrische lading (relatief) | Massa (absoluut) | Massa (relatief) | | :------------------ | :-------------- | :----------------------------- | :-------------------------- | :--------------------------- | :--------------- | | Proton (p+) | Kern | $+1,60 \cdot 10^{-19}$ C | $+1$ | $1,6725 \cdot 10^{-27}$ kg | $1,0073$ | | Neutron (n0) | Kern | $0$ | $0$ | $1,6748 \cdot 10^{-27}$ kg | $1,0087$ | | Elektron (e–) | Mantel | $-1,60 \cdot 10^{-19}$ C | $-1$ | $9,109 \cdot 10^{-31}$ kg | $0,0005486$ | Het atoom is elektrisch neutraal doordat het aantal protonen in de kern gelijk is aan het aantal elektronen in de mantel [20](#page=20). ### 1.3.3 Atoomnummer en elementidentiteit Een element wordt uniek gekenmerkt door het aantal protonen in de kern, wat het atoomnummer (Z) wordt genoemd. Elk element heeft dus een specifiek en verschillend aantal protonen. Omdat een neutraal atoom evenveel protonen als elektronen heeft, geldt voor een neutraal atoom dat het atoomnummer gelijk is aan het aantal protonen en het aantal elektronen: $Z = \#p^+ = \#e^-$ [21](#page=21). Het symbool voor een element wordt weergegeven als $^zA$X, waarbij Z het atoomnummer is en A het massagetal (het totale aantal protonen en neutronen in de kern) [21](#page=21). > **Voorbeeld:** > * Waterstof (H) heeft atoomnummer 1, wat betekent dat het 1 proton en 1 elektron heeft ($^1_1$H). > * Helium (He) heeft atoomnummer 2, dus 2 protonen en 2 elektronen ($^2_2$He). > * Koolstof (C) heeft atoomnummer 6, wat correspondeert met 6 protonen en 6 elektronen ($^6_6$C). Dmitri Mendelejev (1834–1907) speelde een cruciale rol in de organisatie van de elementen. Hij rangschikte de elementen in zijn beroemde periodieke tabel volgens stijgend atoomnummer (Z) en plaatste elementen met vergelijkbare chemische eigenschappen onder elkaar. Dit patroon werd de basis voor het moderne periodiek systeem [21](#page=21). --- # Atoomnummer, massagetal en isotopen Dit onderwerp behandelt de fundamentele kenmerken van atomen die hun identiteit en massa bepalen: het atoomnummer, het massagetal en het concept van isotopen. ### 3.1 Atoomnummer (Z) Het atoomnummer, aangeduid met de letter '$Z$', is een essentieel kenmerk dat een chemisch element definieert. Het wordt uitsluitend bepaald door het aantal protonen in de atoomkern. Elk element wordt gekenmerkt door een uniek aantal protonen in de kern. In een neutraal atoom is het aantal elektronen rond de kern gelijk aan het aantal protonen [21](#page=21). De relatie kan als volgt worden uitgedrukt: $Z = \#\text{p}^+ = \#\text{e}^-$ [21](#page=21). Hierin staat: * $\#\text{p}^+$ voor het aantal protonen. * $\#\text{e}^-$ voor het aantal elektronen. Het symbool voor een atoom, waarbij het atoomnummer relevant is, is $^Z\text{X}$, waarbij 'X' het elementsymbool is [21](#page=21). **Voorbeelden van elementen en hun atoomnummers:** * Waterstof ($H$): $Z=1$ (1 proton, 1 elektron) [21](#page=21). * Helium ($He$): $Z=2$ (2 protonen, 2 elektronen) [21](#page=21). * Lithium ($Li$): $Z=3$ (3 protonen, 3 elektronen) [21](#page=21). * Beryllium ($Be$): $Z=4$ (4 protonen, 4 elektronen) [21](#page=21). * Koolstof ($C$): $Z=6$ (6 protonen, 6 elektronen) [21](#page=21). Dmitri Mendelejev rangschikte de elementen in zijn periodiek systeem volgens hun stijgende atoomnummer, en groepeerde elementen met vergelijkbare eigenschappen onder elkaar [21](#page=21). ### 3.2 Massagetal (A) Het massagetal, aangeduid met de letter '$A$', vertegenwoordigt de totale massa van de atoomkern. Het is de som van het aantal protonen en het aantal neutronen in de kern. De deeltjes in de kern worden gezamenlijk nucleonen genoemd [24](#page=24). De formule voor het massagetal is: $A = \#\text{p}^+ + \#\text{n}^0$ [24](#page=24). Hierin staat: * $\#\text{p}^+$ voor het aantal protonen. * $\#\text{n}^0$ voor het aantal neutronen. Een **nuclide** is een atoomsoort waarvan zowel het aantal protonen ($Z$) als het massagetal ($A$) bekend zijn. Hieruit kan ook het aantal neutronen worden afgeleid. Een nuclide wordt weergegeven als $^A_Z\text{X}$ [24](#page=24). **Voorbeelden van nucliden:** * Waterstof-1 ($^1_1\text{H}$): 1 proton, 1 elektron, 0 neutronen [24](#page=24). * Helium-4 ($^4_2\text{He}$): 2 protonen, 2 elektronen, 2 neutronen [24](#page=24). * Koolstof-12 ($^{12}_6\text{C}$): 6 protonen, 6 elektronen, 6 neutronen [24](#page=24). * Chloor-35 ($^{35}_{17}\text{Cl}$): 17 protonen, 17 elektronen, 18 neutronen [24](#page=24). ### 3.3 Isotopen **Isotopen** zijn atomen die tot hetzelfde element behoren (dus hetzelfde atoomnummer $Z$ hebben) maar een verschillend aantal neutronen in hun kern hebben. Dit verschil in het aantal neutronen resulteert in een verschillend massagetal $A$ [25](#page=25). Elk isotoop van een element komt in de natuur voor met een specifieke **natuurlijke abundantie**, wat de relatieve hoeveelheid van dat isotoop in een natuurlijke steekproef van het element aangeeft [25](#page=25). **Voorbeeld: Isotopen van Waterstof** Waterstof kent drie isotopen: * **Protium** ($^1_1\text{H}$): 1 proton, 0 neutronen. Dit is de meest voorkomende isotoop (99,985%) [25](#page=25). * **Deuterium** ($^2_1\text{H}$): 1 proton, 1 neutron. Komt voor met 0,015% [25](#page=25). * **Tritium** ($^3_1\text{H}$): 1 proton, 2 neutronen. Komt voor in sporen [25](#page=25). **Voorbeeld: Isotopen van Koolstof** Koolstof kent ook verschillende isotopen: * **Koolstof-12** ($^{12}_6\text{C}$): 6 protonen, 6 neutronen. Dit is de meest voorkomende isotoop [25](#page=25). * **Koolstof-13** ($^{13}_6\text{C}$): 6 protonen, 7 neutronen [25](#page=25). * **Koolstof-14** ($^{14}_6\text{C}$): 6 protonen, 8 neutronen. Dit is een radioactieve isotoop die gebruikt wordt voor datering [25](#page=25). > **Tip:** Het atoomnummer ($Z$) bepaalt het element, terwijl het massagetal ($A$) aangeeft hoeveel kerndeeltjes (protonen en neutronen) er in totaal aanwezig zijn. Isotopen zijn varianten van een element met hetzelfde aantal protonen maar een verschillend aantal neutronen. --- # Het periodiek systeem en de classificatie van elementen Het periodiek systeem is een georganiseerde tabel die de elementen rangschikt op basis van hun atoomnummer, en deze onderverdeelt in groepen, periodes en blokken, wat inzicht geeft in hun eigenschappen [27](#page=27). ### 4.1 Structuur van het periodiek systeem Het periodiek systeem is een tabel die elementen ordent in kolommen, groepen genoemd, en rijen, periodes genoemd. De indeling is gebaseerd op het atoomnummer van de elementen, waarbij ze gerangschikt zijn volgens stijgende atoomnummers. Het systeem wordt ook onderverdeeld in vier blokken: het s-, p-, d- en f-blok. Deze indeling is gebaseerd op het orbitaal waar de hoogst-energetische elektronen zich bevinden [27](#page=27). #### 4.1.1 Periodes en groepen * **Periodes (rijen):** Horizontale rijen in het periodiek systeem. Het rangnummer van de periode komt overeen met het hoofdschilnummer van de valentie-elektronen van de elementen in die periode [27](#page=27) [28](#page=28). * **Groepen (kolommen):** Verticale kolommen in het periodiek systeem. Elementen in dezelfde groep hebben vergelijkbare chemische eigenschappen vanwege een vergelijkbaar aantal valentie-elektronen [27](#page=27) [28](#page=28) [29](#page=29). #### 4.1.2 Groepsaanduidingen Het periodiek systeem kent verschillende aanduidingen voor groepen: * **Hoofdgroepen:** Dit zijn de groepen 1, 2 en 13-18. Specifieke hoofdgroepen hebben eigen namen [29](#page=29): * Groep 1: Alkalimetalen (uitgezonderd waterstof) [27](#page=27). * Groep 2: Aardalkalimetalen [27](#page=27). * Groep 17: Halogenen [27](#page=27). * Groep 18: Edelgassen [27](#page=27). * **Nevengroepen:** Dit zijn de groepen 3-12, die de overgangsmetalen omvatten [30](#page=30). * **Lanthaniden en Actiniden:** Deze reeksen, ook wel de f-blok elementen genoemd, worden meestal onder het hoofdgedeelte van de tabel geplaatst [27](#page=27). ### 4.2 Classificatie van elementen: metalen en niet-metalen Elementen kunnen worden geclassificeerd als metalen, niet-metalen, of metalloïden op basis van hun eigenschappen [27](#page=27) [31](#page=31). * **Metalen:** Dit zijn elementen die zich meestal links van de "traplijn" in het periodiek systeem bevinden. Kenmerken van metalen zijn onder andere hun glans, geleidbaarheid van warmte en elektriciteit, en hun neiging om elektronen af te staan in chemische reacties [31](#page=31). * **Niet-metalen:** Dit zijn elementen die zich over het algemeen rechts van de "traplijn" bevinden. Niet-metalen hebben diverse eigenschappen; sommigen zijn gassen, anderen vloeistoffen of vaste stoffen, en ze zijn doorgaans slechte geleiders van warmte en elektriciteit [31](#page=31). * **Metalloïden:** Deze elementen bevinden zich op de "traplijn" die metalen van niet-metalen scheidt en vertonen eigenschappen van beide categorieën [27](#page=27) [31](#page=31). > **Tip:** De "traplijn" in het periodiek systeem is een visuele grens die helpt bij het onderscheiden van metalen en niet-metalen. Elementen direct op deze lijn worden beschouwd als metalloïden. --- # Moleculen, formules en hoeveelheid stof Dit onderdeel behandelt de verschillende manieren om chemische verbindingen weer te geven met formules, de massa's van atomen en moleculen, en de eenheid voor hoeveelheid stof: de mol. ### 5.1 Molecuulformules Er wordt onderscheid gemaakt tussen de **empirische formule** (ook wel formule of formule-eenheid genoemd) en de **molecuulformule** (ook wel brutoformule genoemd) [32](#page=32). * **Empirische formule:** Geeft de eenvoudigste verhouding van de deelnemende atomen in een verbinding weer [32](#page=32). * **Molecuulformule:** Geeft het exacte aantal atomen van elk element weer dat aanwezig is in één molecuul van de verbinding [32](#page=32). Het is belangrijk om te beseffen dat een formule zoals NaCl kan worden gezien als een reeks (NaCl)$_x$, waarbij x een veelvoud is [32](#page=32). ### 5.2 Atoom- en molecuulmassa #### 5.2.1 Atoommassa * **Absolute atoommassa:** Dit is de massa van één atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (a.m.e. of u) of kilogrammen (kg). Een atomaire massa-eenheid (u) is gelijk aan $1,6606 \times 10^{-27}$ kg [34](#page=34). * **Relatieve atoommassa van een nuclide ($m_r$):** Dit is een onbenoemd getal dat aangeeft hoe vaak de massa van een nuclide groter is dan de eenheid u [34](#page=34). * Voorbeeld: De relatieve atoommassa van $^{1}$H is 1,0078 [34](#page=34). * **Relatieve atoommassa van een element ($A_r$):** Dit is een onbenoemd getal dat aangeeft hoe vaak de massa van een gemiddeld atoom van een element groter is dan de eenheid u, rekening houdend met de isotopenabundantie. Deze waarde is te vinden in het Periodiek Systeem der Elementen [34](#page=34) [35](#page=35). > **Voorbeeld:** De relatieve atoommassa van koolstof ($A_r$ C) wordt berekend op basis van de isotopen $^{12}$C (98,89%), $^{13}$C (1,11%) en sporen van $^{14}$C: > $$A_r \text{ C} = \frac{98,89 \times 12,000 + 1,11 \times 13,003}{100} = 12,011$$ [35](#page=35). > > De absolute massa van een koolstofatoom is dan: > $$m_C = 12,011 \times 1,6606 \times 10^{-27} \text{ kg} = 1,9945 \times 10^{-26} \text{ kg}$$ [35](#page=35). #### 5.2.2 Molecuulmassa en Formulemassa * **Relatieve molecuulmassa ($M_r$):** Dit is een onbenoemd getal dat aangeeft hoe vaak de massa van een gemiddeld molecuul groter is dan de eenheid u. Het wordt berekend door de som van de relatieve atoommassa's van alle atomen in het molecuul [36](#page=36). * De formule hiervoor is: $$M_r = \sum A_r$$ [36](#page=36). > **Voorbeeld:** > $$M_r(\text{H}_2\text{O}) = 2 \times A_r(\text{H}) + A_r(\text{O}) = 2 \times 1,0079 + 15,999 = 18,015$$ [36](#page=36). > $$M_r(\text{H}_2\text{SO}_4) = 2 \times A_r(\text{H}) + A_r(\text{S}) + 4 \times A_r(\text{O}) = 2 \times 1,0079 + 32,066 + 4 \times 15,999 = 98,0718$$ [36](#page=36). * **Relatieve formulemassa ($FMr$):** Dit is een onbenoemd getal dat gelijk is aan de som van de relatieve atoommassa's, rekening houdend met de indices in de formule. De relatieve molecuulmassa is ofwel gelijk aan, ofwel een geheel veelvoud van de relatieve formulemassa [36](#page=36). > **Tip:** De absolute massa van een molecuul kan berekend worden door de relatieve molecuulmassa te vermenigvuldigen met de atomaire massa-eenheid (u) [36](#page=36). > $$m_{\text{H}_2\text{O}} = 18,015 \times 1,6606 \times 10^{-27} \text{ kg} = 2,9916 \times 10^{-26} \text{ kg}$$ [36](#page=36). ### 5.3 Hoeveelheid stof: de mol #### 5.3.1 De mol en het getal van Avogadro De hoeveelheid van een substantie wordt uitgedrukt in het aantal mol [37](#page=37). * **Mol:** Eén mol van een stof bevat $6,022 \times 10^{23}$ deeltjes (atomen, moleculen, ionen, etc.) [37](#page=37). * **Getal van Avogadro ($N_A$):** Dit getal, $6,022 \times 10^{23}$ deeltjes/mol, is vernoemd naar Amedeo Avogadro [37](#page=37). #### 5.3.2 Molaire massa De **molaire massa (M)** van een stof is de massa van één mol deeltjes [37](#page=37). * De molaire massa in gram per mol (g/mol) is numeriek gelijk aan de relatieve molecuulmassa of relatieve formulemassa [37](#page=37). > **Voorbeeld:** > Voor water (H$_2$O) met een $M_r$ van 18,02, is de molaire massa: > $$M(\text{H}_2\text{O}) = 18,02 \text{ g/mol}$$ [37](#page=37). > > Voor zwavelzuur (H$_2$SO$_4$) met een $FMr$ van 98,07: > $$M(\text{H}_2\text{SO}_4) = 98,07 \text{ g/mol}$$ [37](#page=37). ### 5.4 Belangrijke massawetten #### 5.4.1 Wet van behoud van massa (Lavoisier) De totale massa van alle stoffen vóór een chemische reactie is gelijk aan de totale massa van alle stoffen ná de reactie. Dit betekent dat er geen winst of verlies van massa optreedt tijdens een chemische reactie in een gesloten systeem [38](#page=38). $$m_{\text{tot}}(\text{reactanten}) = m_{\text{tot}}(\text{reactieproducten})$$ [38](#page=38). #### 5.4.2 Wet van constante massaverhouding (Proust) Een zuivere verbinding bevat altijd exact dezelfde elementen in exact dezelfde massaverhouding, ongeacht de oorsprong van de verbinding [39](#page=39). > **Voorbeeld:** De massaverhouding van natrium (Na) tot chloor (Cl) in natriumchloride (NaCl) is constant. > Gegeven $A_r(\text{Na}) = 22,99$ en $A_r(\text{Cl}) = 35,45$: > $$\frac{A_r(\text{Na})}{A_r(\text{Cl})} = \frac{22,99}{35,45} \approx 0,648$$ [39](#page=39). > Dit betekent dat voor elke 0,648 gram natrium in NaCl, er 1 gram chloor aanwezig is. --- ## 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 | |------|------------| | Materie | Alles wat massa heeft en ruimte inneemt. Materie kan voorkomen als zuivere stoffen of als mengsels van zuivere stoffen. | | Zuivere stof | Een substantie die bestaat uit identieke deeltjes en specifieke fysische en chemische eigenschappen bezit. Voorbeelden zijn elementen en verbindingen. | | Enkelvoudige stof | Een zuivere stof die is opgebouwd uit slechts één atoomsoort, zoals metalen (bv. ijzer) of niet-metalen (bv. zuurstofgas). | | Samengestelde stof | Een zuivere stof die is opgebouwd uit twee of meer verschillende atoomsoorten, zoals water (H2O) of keukenzout (NaCl). | | Mengsel | Een combinatie van twee of meer zuivere stoffen waarbij elke stof zijn eigen eigenschappen behoudt. | | Heterogeen mengsel | Een mengsel waarin de samenstellende delen met het blote oog of onder de microscoop onderscheiden kunnen worden, zoals een suspensie of een emulsie. | | Homogeen mengsel | Een mengsel waarin de samenstellende delen perfect verdeeld zijn op moleculair niveau en niet te onderscheiden zijn, zelfs niet onder een elektronenmicroscoop; ook wel een oplossing genoemd. | | Aggregatietoestand | De fysische toestand waarin materie voorkomt, zoals vast, vloeibaar of gasvormig, gekenmerkt door de beweging en de afstand tussen de deeltjes. | | Element | Een fundamenteel bestanddeel van materie dat niet verder kan worden gesplitst door chemische middelen; gedefinieerd door het aantal protonen in de atoomkern. | | Atoom | Het kleinste deeltje van een element dat nog alle eigenschappen van dat element bezit. Atomen zijn opgebouwd uit protonen, neutronen en elektronen. | | Proton (p+) | Een positief geladen subatomair deeltje dat zich in de kern van een atoom bevindt. Het aantal protonen bepaalt het element. | | Neutron (n0) | Een neutraal subatomair deeltje dat zich in de kern van een atoom bevindt. Samen met protonen vormt het de nucleonen. | | Elektron (e-) | Een negatief geladen subatomair deeltje dat zich in de elektronenmantel rond de atoomkern bevindt. | | Atoomnummer (Z) | Het aantal protonen in de kern van een atoom. Dit getal is uniek voor elk element en bepaalt de identiteit van het element. | | Massagetal (A) | De som van het aantal protonen en neutronen in de kern van een atoom. Het geeft een indicatie van de massa van het atoom. | | Nuclide | Een atoom met een specifieke combinatie van protonen (Z) en neutronen (N), wat leidt tot een specifiek massagetal (A). | | Isotopen | Atomen van hetzelfde element (zelfde Z) die echter een verschillend aantal neutronen hebben, en daardoor een verschillend massagetal (A). | | Periodiek systeem | Een tabel waarin elementen zijn gerangschikt op basis van hun atoomnummer en hun elektronische configuratie, wat leidt tot periodieke herhalingen van hun chemische eigenschappen. | | Groep | Een verticale kolom in het periodiek systeem, die elementen bevat met vergelijkbare chemische eigenschappen als gevolg van een vergelijkbaar aantal valentie-elektronen. | | Periode | Een horizontale rij in het periodiek systeem, die elementen bevat die opeenvolgende energieniveaus van elektronen opvullen. | | Formule-eenheid (empirische formule) | De eenvoudigste gehele getallenverhouding van de atomen van de elementen in een verbinding. | | Molecuulformule (brutoformule) | Geeft het werkelijke aantal atomen van elk element aan dat aanwezig is in één molecuul van een verbinding. | | Atoommassa | De massa van een enkel atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (u) of kilogram. | | Relatieve atoommassa (Ar) | Een onbenoemd getal dat aangeeft hoe vaak de massa van een gemiddeld atoom van een element groter is dan de atomaire massa-eenheid (u). | | Molecuulmassa | De massa van een enkel molecuul, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (u) of kilogram. | | Relatieve molecuulmassa (Mr) | Een onbenoemd getal dat aangeeft hoe vaak de massa van een gemiddeld molecuul groter is dan de atomaire massa-eenheid (u). Het is de som van de relatieve atoommassa's van de atomen in het molecuul. | | Mol | De SI-eenheid voor de hoeveelheid stof, gedefinieerd als de hoeveelheid stof die evenveel deeltjes bevat als er atomen zijn in 12 gram van het isotoop koolstof-12. | | Getal van Avogadro (NA) | Het aantal deeltjes (atomen, moleculen, ionen, etc.) in één mol van een stof, ongeveer gelijk aan $6,022 \times 10^{23}$ deeltjes/mol. | | Molaire massa (M) | De massa van één mol van een stof, uitgedrukt in gram per mol (g/mol) of kilogram per mol (kg/mol). | | Wet van behoud van massa (Lavoisier) | Stelt dat in een gesloten systeem de totale massa van de stoffen voor een chemische reactie gelijk is aan de totale massa van de stoffen na de reactie. Massa wordt niet gecreëerd of vernietigd. | | Wet van constante massaverhouding (Proust) | Stelt dat een zuivere verbinding altijd dezelfde elementen bevat in dezelfde massaverhouding, ongeacht de oorsprong of bereidingswijze. |

# Atoommodellen en elektronenstructuur Dit onderwerp schetst de evolutie van atoommodellen, beginnend bij Bohr en eindigend met het golfmechanisch model, en focust op de plaatsing en het gedrag van elektronen rond de atoomkern [10](#page=10) [11](#page=11) [12](#page=12) [13](#page=13) [14](#page=14) [15](#page=15) [16](#page=16) [17](#page=17) [18](#page=18) [19](#page=19) [20](#page=20) [21](#page=21) [22](#page=22) [23](#page=23) [24](#page=24) [4](#page=4) [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7) [8](#page=8) [9](#page=9). ### 1.1 Het atoommodel van Bohr Het atoommodel van Bohr, geïntroduceerd in 1913, stelt dat elektronen zich in welbepaalde cirkelvormige banen of schillen op vaste afstanden van de atoomkern bevinden. Er worden zeven schillen onderscheiden, genummerd van K tot Q, met bijbehorende hoofdkwantumgetallen $n=1$ tot $n=7$ [4](#page=4) [8](#page=8). * **Postulaten van Bohr:** 1. Elk elektron in een specifieke schil heeft een welbepaalde potentiële energie (Epot). De K-schil heeft de laagste Epot (dichtst bij de kern), en de Q-schil de hoogste [5](#page=5). 2. Elektronen bewegen zich op specifieke afstanden van de kern zonder energie te verliezen [6](#page=6). 3. Elektronen kunnen naar een hoger energieniveau stijgen door energie op te nemen (excitatie). Bij terugval naar een lager niveau wordt het energieverschil afgegeven in de vorm van licht [6](#page=6). * **Energie-overgangen en spectra:** Het energieverschil ($\Delta E$) tussen energieniveaus wordt uitgedrukt met de formule $\Delta E = h \cdot \nu$, waarbij $h$ de constante van Planck is ($6.626 \times 10^{-34}$ J·s) en $\nu$ de frequentie van het uitgestoten licht. Dit verklaart waarom atomen slechts licht met specifieke frequenties uitzenden, wat resulteert in een lijnenspectrum (emissiespectrum) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Elektronenbezetting:** Het maximale aantal elektronen per schil wordt gegeven door de formule $2n^2$. De schillen worden opgevuld van de binnenste naar de buitenste, waarbij elektronen de laagst mogelijke energieniveaus innemen in de grondtoestand [8](#page=8). * **Aangeslagen toestanden en ionisatie:** Een atoom in grondtoestand kan energie opnemen, waardoor een elektron naar een hoger energieniveau (aangeslagen toestand) kan springen. Een elektron kan ook volledig aan het atoom ontsnappen, wat ionisatie wordt genoemd, en het atoom wordt dan een positief ion (kation) [9](#page=9). ### 1.2 Het atoommodel van Sommerfeld Arnold Sommerfeld breidde het model van Bohr in 1916 uit, omdat het model niet geschikt was voor atomen met meerdere elektronen [10](#page=10). * **Subschillen:** Binnen een schil kunnen elektronen zich in verschillende energietoestanden bevinden, wat leidt tot de onderverdeling van schillen in subschillen. Het aantal subschillen per schil ($n$) is gelijk aan het nummer van de schil. De subschillen worden aangeduid met letters: s (sharp), p (principal), d (diffuse), f (fundamental), enzovoort [10](#page=10). * **Elektronenbezetting in subschillen:** * K (n=1): 1 s-subschil (max. 2 elektronen) [11](#page=11). * L (n=2): 2 s-subschil (max. 2 e⁻) en 2 p-subschil (max. 6 e⁻), totaal 8 e⁻ [11](#page=11). * M (n=3): 3 s-subschil (max. 2 e⁻), 3 p-subschil (max. 6 e⁻), en 3 d-subschil (max. 10 e⁻), totaal 18 e⁻ [11](#page=11). * N (n=4): 4 s-subschil (max. 2 e⁻), 4 p-subschil (max. 6 e⁻), 4 d-subschil (max. 10 e⁻), en 4 f-subschil (max. 14 e⁻), totaal 32 e⁻ [11](#page=11). De algemene maximale bezetting per subschil is s² p⁶ d¹⁰ f¹⁴ [11](#page=11). * **Energieniveaus van subschillen:** Binnen dezelfde schil geldt de energievolgorde $E_s < E_p < E_d < E_f$. Dit kan ertoe leiden dat het energieniveau van een subschil van een hoger gelegen schil lager is dan dat van een subschil van de vorige schil, bijvoorbeeld $E_{4s} < E_{3d}$ [11](#page=11) [12](#page=12) [15](#page=15) [19](#page=19). * **Verfijningen:** Later werd ontdekt dat binnen een subschil meerdere elektronenbanen met dezelfde energie kunnen bestaan (uitgezonderd de s-subschil). Bijvoorbeeld, p-subschillen kunnen worden onderverdeeld in $p_x, p_y, p_z$, en d-subschillen in vijf varianten. Bovendien kan een elektron in een elektronenbaan om zijn as spinnen, in wijzerzin of tegenwijzerzin, met behoud van dezelfde energie [12](#page=12). ### 1.3 Het golfmechanisch atoommodel Dit model is gebaseerd op het golf-deeltje dualisme van materie en het onzekerheidsprincipe van Heisenberg. * **De Broglie en deeltjes als golven:** Louis de Broglie stelde dat, net zoals elektromagnetische straling zowel golf- als deeltjeskarakter heeft, elektronen ook als golven beschouwd kunnen worden met een golflengte $\lambda = \frac{h}{m \cdot v}$. Dit is experimenteel aangetoond [13](#page=13). * **Heisenbergs onzekerheidsprincipe:** Werner Heisenberg toonde aan dat de positie en snelheid van een elektron niet gelijktijdig met willekeurige precisie bepaald kunnen worden. Hoe nauwkeuriger de plaats bekend is, hoe minder informatie er over de snelheid beschikbaar is. Dit principe maakte het einde van het schillenmodel met exact gedefinieerde banen [13](#page=13). * **Kwantummechanica en Schrödinger:** De kwantummechanica (of golfmechanica) benadert de elektronenstructuur statistisch. De Schrödingervergelijking, die rekening houdt met zowel het golf- als het deeltjeskarakter van elektronen, beschrijft de golffuncties ($\Psi$) [14](#page=14). * **Orbitalen:** Het kwadraat van de golffunctie ($\Psi^2$) vertegenwoordigt de waarschijnlijkheidsdichtheid, ook wel orbitaal genoemd. Een orbitaal is de ruimte waarin de kans om een elektron aan te treffen een bepaalde waarde heeft (vaak 90% van de tijd). Er zijn geen vaste banen meer, maar ruimtelijke gebieden waar elektronen zich bevinden [14](#page=14). * **Vormen van orbitalen:** Elektronen bevinden zich in orbitalen die variëren in vorm en energie [15](#page=15): * s-orbitalen zijn bolvormig [15](#page=15). * p-orbitalen zijn haltervormig [15](#page=15). * d-orbitalen zijn rozetvormig [15](#page=15). * f-orbitalen hebben ingewikkelde vormen [15](#page=15). * **Nummering en energie van orbitalen:** Orbitalen worden aangeduid met het nummer van de schil waar ze toe behoren (bv. 1s, 2s, 2p). Binnen eenzelfde schil geldt de energievolgorde $E_s < E_p < E_d < E_f$ [15](#page=15). * **Oriëntatie van orbitalen:** Per elektronschil verschillen p-, d- en f-orbitalen in hun oriëntatie in de ruimte [16](#page=16). * s-orbitaal: één bolvormige variant [16](#page=16). * p-orbitaal: drie varianten ($p_x, p_y, p_z$) [16](#page=16). * d-orbitaal: vijf varianten ($d_1$ t/m $d_5$) [16](#page=16). * f-orbitaal: zeven varianten ($f_1$ t/m $f_7$) [16](#page=16). In afwezigheid van een magnetisch veld hebben deze verschillende varianten binnen dezelfde subschil (p, d, f) dezelfde energie; ze zijn gedegenereerd [16](#page=16). ### 1.4 Elektronenconfiguratie van de elementen De elektronenconfiguratie beschrijft de verdeling van elektronen over de verschillende orbitalen en moet voldoen aan drie regels [18](#page=18). * **Regels voor elektronenconfiguratie:** 1. **Pauli-uitsluitingsprincipe:** Elk orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten, die tegengestelde spins moeten hebben ($m_s = +1/2$ en $m_s = -1/2$). Twee elektronen met tegengestelde spin vormen een elektronenpaar of doublet. Eén elektron in een orbitaal wordt een ongepaard elektron of eenzaam elektron genoemd [18](#page=18). 2. **Opvullingsprincipe (Aufbauprinzip):** Elektronen vullen eerst de orbitalen met het laagst beschikbare energieniveau op. De volgorde van opvulling kan worden onthouden met een opvullingsschema en volgt de reeks: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s <.... Hierbij is het belangrijk te onthouden dat het 4s-orbitaal eerder wordt opgevuld dan het 3d-orbitaal omdat $E_{4s} < E_{3d}$ [19](#page=19) [20](#page=20). 3. **Regel van Hund:** Bij het opvullen van orbitalen met gelijke energie (bv. de drie 2p-orbitalen of de vijf 3d-orbitalen) worden eerst alle orbitalen individueel bezet met elektronen met parallelle spin, alvorens te beginnen met het koppelen van elektronen met tegengestelde spin [21](#page=21). * **Valentie-elektronen en octet:** * Valentie-elektronen zijn de elektronen op de buitenste schil [22](#page=22). * Een octet verwijst naar een stabiele configuratie met acht elektronen op de buitenste schil (meestal $ns^2 np^6$). Elementen met vergelijkbare elektronenconfiguraties in hun buitenste schil vertonen gelijkaardige chemische eigenschappen en staan onder elkaar in het periodiek systeem [22](#page=22). * **Specifieke periodes en elementen:** * In periode 4 wordt het 3d-orbitaal pas opgevuld na het 4s-orbitaal. De elementen waarbij dit gebeurt, worden overgangsmetalen (of transitiemetalen) genoemd. De 3d-orbitalen worden in de 4de periode opgevuld, 4d in de 5de, 5d in de 6de en 6d in de 7de periode [24](#page=24). * Lantaniden en actiniden kenmerken zich door de opvulling van de f-orbitalen. Lantaniden vullen de 4f-orbitalen in de 6de periode op, terwijl actiniden de 5f-orbitalen in de 7de periode opvullen [24](#page=24). > **Tip:** Het visualiseren van de opvullingsschema's en de regel van Hund helpt enorm bij het correct opstellen van elektronenconfiguraties. Oefen met voorbeelden zoals Calcium (Ca) en Selenium (Se) [23](#page=23). > **Voorbeeld:** De elektronenconfiguratie van Koolstof (C, Z=6) is $1s^2 2s^2 2p^2$. Volgens de regel van Hund worden de twee elektronen in de 2p-orbitalen elk in een apart 2p-orbitaal geplaatst met parallelle spin [22](#page=22): > > $$ > \begin{array}{ccc} > \mathbf{2p_x} & \mathbf{2p_y} & \mathbf{2p_z} \\ > \uparrow & \uparrow & \phantom{\uparrow} \\ > \end{array} > $$ > **niet:** > $$ > \begin{array}{ccc} > \mathbf{2p_x} & \mathbf{2p_y} & \mathbf{2p_z} \\ > \uparrow\downarrow & \phantom{\uparrow} & \phantom{\uparrow} \\ > \end{array} > $$ > [21](#page=21). --- # Elektronenconfiguratie van elementen De elektronenconfiguratie beschrijft de verdeling van elektronen over de orbitalen van een atoom, waarbij drie fundamentele regels in acht genomen moeten worden [18](#page=18). ### 2.1 Basisprincipes van elektronenconfiguratie #### 2.1.1 Pauli-uitsluitingsprincipe Het Pauli-uitsluitingsprincipe stelt dat elk orbitaal maximaal twee elektronen kan bevatten, en deze elektronen moeten tegengestelde spins hebben. Dit betekent dat een elektron met een 'spin-up' ($m_s = +\frac{1}{2}$) niet in hetzelfde orbitaal kan zitten als een elektron met een 'spin-down' ($m_s = -\frac{1}{2}$). Twee elektronen met tegengestelde spin in hetzelfde orbitaal worden een elektronenpaar of doublet genoemd. Een enkel elektron in een orbitaal wordt een ongepaard elektron of eenzaam elektron genoemd [18](#page=18). #### 2.1.2 Aufbauprincipe Volgens het Aufbauprincipe vullen elektronen eerst de orbitalen met het laagst beschikbare energieniveau op. Het is belangrijk op te merken dat het 4s-orbitaal eerder wordt opgevuld dan het 3d-orbitaal, omdat de energie van het 4s-orbitaal lager is dan die van het 3d-orbitaal ($E_{4s} < E_{3d}$). De algemene volgorde van opvulling van de orbitalen kan worden onthouden met behulp van een opvullingsschema, wat resulteert in de volgende reeks: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s <.... Dit komt overeen met de energie volgorde: $E_{1s} < E_{2s} < E_{2p} < E_{3s} < E_{3p} < E_{4s} < E_{3d} < E_{4p} < E_{5s} < \dots$ [19](#page=19) [20](#page=20). > **Tip:** Gebruik het opvullingsschema om de juiste volgorde van orbitalen te onthouden. Dit is cruciaal voor het correct bepalen van de elektronenconfiguratie. #### 2.1.3 Regel van Hund De Regel van Hund is van toepassing wanneer elektronen worden toegevoegd aan orbitalen met dezelfde energie, zoals de drie 2p-orbitalen of de vijf 3d-orbitalen. Volgens deze regel worden de orbitalen eerst allemaal individueel opgevuld met elektronen die parallelle spin hebben. Pas daarna worden de tweede elektronen toegevoegd aan de reeds bezette orbitalen. De regel garandeert de grootst mogelijke spreiding van elektronen en dus de grootst mogelijke totale spin [21](#page=21). > **Voorbeeld:** Bij het opvullen van de 2p-orbitalen voor koolstof (C, Z=6), worden de drie beschikbare 2p-orbitalen eerst elk bezet met één elektron met parallelle spin, voordat het vierde elektron (het tweede in een 2p-orbitaal) wordt toegevoegd [21](#page=21) [22](#page=22). ### 2.2 Terminologie en voorbeelden van elektronenconfiguraties * **Valentie-elektronen**: Dit zijn de elektronen die zich in de buitenste schil van een atoom bevinden [22](#page=22). * **Octet**: Een octet bestaat uit acht elektronen op de buitenste schil, typisch met een configuratie van...s²...p⁶ [22](#page=22). * Elementen met een identieke elektronenconfiguratie op hun buitenste schil vertonen vergelijkbare chemische eigenschappen en worden onder elkaar in het periodiek systeem geplaatst [22](#page=22). Hieronder staat een tabel met voorbeelden van elektronenconfiguraties voor de eerste elementen: | Element | Z | Configuratie | 1s | 2s | 2p | 3s | 3p | | :------ | :- | :--------------------------------- | :-: | :-: | :------- | :-: | :------- | | H | 1 | $1s^1$ |  | | | | | | He | 2 | $1s^2$ |  | | | | | | Li | 3 | $1s^2 2s^1$ |  |  | | | | | Be | 4 | $1s^2 2s^2$ |  |  | | | | | B | 5 | $1s^2 2s^2 2p^1$ |  |  |  | | | | C | 6 | $1s^2 2s^2 2p^2$ |  |  |   | | | | N | 7 | $1s^2 2s^2 2p^3$ |  |  |    | | | | O | 8 | $1s^2 2s^2 2p^4$ |  |  |    | | | | Ne | 10 | $1s^2 2s^2 2p^6$ |  |  |    | | | | Na | 11 | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ of $[Ne 3s^1$ |  |  |    |  | | #### 2.2.1 Opdrachtvoorbeelden **Opdracht: teken de elektronenconfiguratie van 20Ca en 34Se** * **20Ca**: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$ [23](#page=23). * **34Se**: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^{10} 4p^4$ [23](#page=23). ### 2.3 Elektronenconfiguratie in Periode 4 en verder #### 2.3.1 Opvulling van d-orbitalen (overgangsmetalen) In periode 4 en de daaropvolgende periodes wordt het 3d-orbitaal pas opgevuld nadat het 4s-orbitaal is opgevuld. Dit fenomeen is kenmerkend voor de overgangsmetalen of transitiemetalen. De 3d-orbitalen worden opgevuld in de 4de periode, de 4d-orbitalen in de 5de periode, de 5d-orbitalen in de 6de periode, en de 6d-orbitalen in de 7de periode [24](#page=24). #### 2.3.2 Opvulling van f-orbitalen (lantaniden en actiniden) De lantaniden worden gekenmerkt door de opvulling van de 4f-orbitalen in de 6de periode. Deze groep elementen wordt ook wel "zeldzame aardmetalen" genoemd en vertonen sterk gelijkende eigenschappen. De actiniden daarentegen worden gevormd door de opvulling van de 5f-orbitalen in de 7de periode. Deze elementen zijn radioactief en grotendeels kunstmatig [24](#page=24). --- # Het periodiek systeem der elementen (PSE) en periodieke eigenschappen Dit deel verklaart hoe de elektronenconfiguratie van elementen hun plaats in het periodiek systeem bepaalt en hoe deze rangschikking correleert met periodieke atomaire eigenschappen zoals atoomstraal, ionisatie-energie en elektronegativiteit [2](#page=2). ### 2.5.1 Verband tussen rangschikking en elektronenconfiguratie De elektronenconfiguratie van een element bepaalt zijn positie in het periodiek systeem. Elementen zijn gerangschikt volgens oplopend atoomnummer (Z) [25](#page=25). * **Groepen (verticaal):** Elementen in dezelfde groep vertonen analoge chemische eigenschappen [25](#page=25). * **Perioden (horizontaal):** Een nieuwe periode start wanneer een nieuwe elektronenschil wordt opgevuld [25](#page=25). * **Blokken (s, p, d, f):** Deze classificatie is gebaseerd op de laatste gevulde subschil die ten minste één elektron bevat [25](#page=25). De hoofdgroepen (a-groepen) worden aangeduid met Romeinse cijfers, die het aantal valentie-elektronen aangeven [25](#page=25). * **s-Reeks (Groepen Ia en IIa):** Het laatste elektron komt in een s-orbitaal terecht [25](#page=25). * Groep Ia: valentie-elektronenconfiguratie $s^1$ [26](#page=26). * Groep IIa: valentie-elektronenconfiguratie $s^2$ [26](#page=26). * **p-Reeks (Groepen IIIa tot VIIIa):** Het laatste elektron komt in een p-orbitaal terecht [25](#page=25). * Groep IIIa: $s^2p^1$ [26](#page=26). * Groep IVa: $s^2p^2$ [26](#page=26). * Groep Va: $s^2p^3$ [26](#page=26). * Groep VIa: $s^2p^4$ [26](#page=26). * Groep VIIa: $s^2p^5$ [26](#page=26). * Groep VIIIa (edelgassen): $s^2p^6$, ook wel octetstructuur of edelgasconfiguratie genoemd, wat zorgt voor chemische inertie. Helium (He) is een uitzondering met configuratie $1s^2$, wat ook zeer stabiel is [25](#page=25) [26](#page=26). De nevengroepen of b-groepen (transitiemetalen) kenmerken zich door het opvullen van de d-orbitalen van de voorlaatste schil. Bij deze elementen kan het aantal elektronen in de buitenste schil variëren, ook binnen dezelfde groep [27](#page=27). De c-groepen omvatten de lanthaniden en actiniden, waarbij de f-orbitalen van de op één na buitenste schil worden opgevuld. Deze elementen zijn chemisch moeilijk te onderscheiden [27](#page=27). #### 2.5.2 Inversie Inversie zijn uitzonderingen op de normale opvulregels van orbitalen, waarbij het energetisch gunstiger is om een d-orbitaal halfvol of volledig te hebben [29](#page=29) [30](#page=30). * **Voorbeeld van inversie bij chroom (Cr):** * Verwacht: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^4$ [29](#page=29). * Gunstiger: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1 3d^5$. Een halfgevuld d-orbitaal is energetisch stabieler dan een volledig gevuld s-orbitaal en een niet-halfgevuld d-orbitaal [29](#page=29). * **Voorbeeld van inversie bij koper (Cu):** * Verwacht: $[Ar 4s^2 3d^9$ [30](#page=30). * Gunstiger: $[Ar 4s^1 3d^{10}$. Een volledig gevuld d-orbitaal is energetisch stabieler [30](#page=30). ### 2.5.3 Verband tussen periodiciteit en atomaire eigenschappen De periodieke rangschikking van elementen hangt samen met hun periodieke atomaire eigenschappen [32](#page=32). 1. **Atoomstraal of atoomvolume** * **Definitie voor metalen:** De helft van de afstand tussen de kernen van twee naburige atomen in een metaalrooster in vaste toestand [32](#page=32). * **Definitie voor niet-metalen (of metalloïden):** De helft van de afstand tussen de kernen van twee atomen verbonden door een covalente binding [32](#page=32). * **Trends:** * **Binnen een groep:** De atoomstraal neemt toe van boven naar beneden omdat het aantal schillen toeneemt [33](#page=33). * **Binnen een periode:** De atoomstraal neemt af van links naar rechts doordat de atoomkernlading (en dus de effectieve kernlading, $Z_{eff}$) toeneemt, terwijl het aantal schillen gelijk blijft [33](#page=33). * **Bij b-groepen:** De verandering in atoomstraal is minder uitgesproken door de afscherming van de kernlading door d-orbitalen [33](#page=33). 2. **Ionstraal** * Atomen kunnen ionen vormen door elektronen op te nemen of af te geven. De afstand tussen atoomkernen in een kristalrooster kan experimenteel bepaald worden en is ongeveer gelijk aan de som van de ionstralen [34](#page=34). * **Trends:** * **Binnen een groep:** De ionstraal neemt toe met het aantal schillen [35](#page=35). * **Binnen een periode:** De ionstraal neemt af met toenemende Z omdat het aantal elektronen gelijk blijft [35](#page=35). * **Positieve ionen:** Zijn kleiner dan de overeenkomstige neutrale atomen [35](#page=35). * **Negatieve ionen:** Zijn groter dan de overeenkomstige neutrale atomen [35](#page=35). * **Bij transitiemetalen:** Het effect is minder uitgesproken en er zijn veel onregelmatigheden [35](#page=35). 3. **Ionisatie-energie (IE)** * **Definitie:** De energie die nodig is om één elektron volledig te verwijderen uit een gasvormig, neutraal atoom. De eenheden zijn eV/atoom of kJ/mol. De reactie is: $X(g) + IE \longrightarrow X^+(g) + e^-$ [36](#page=36). * Een lagere aantrekkingskracht tussen de kern en het elektron resulteert in een lagere IE en maakt het makkelijker om elektronen af te geven [36](#page=36). * **Trends:** * **Binnen een groep:** De IE neemt af van boven naar beneden (als r↑ dan IE↓) [36](#page=36). * **Binnen een periode:** De IE neemt toe van links naar rechts (als $Z_{eff}$↑ en r↓ dan IE↑) [36](#page=36). * **Meerdere ionisatie-energieën:** Voor eenzelfde atoom zijn opeenvolgende ionisatie-energieën (IE1, IE2, IE3, etc.) oplopend: $IE1 < IE2 < IE3 < \dots$. De IE is beduidend hoger voor elektronen van lagere energieniveaus of bij een edelgasconfiguratie [37](#page=37). * **Onregelmatigheden:** Deze zijn te verklaren door de extra stabiliteit van volledig of half gevulde orbitalen (bv. $IE_{Be} > IE_B$, $IE_N > IE_O$) [38](#page=38). * **Samenvatting:** Niet-metalen hebben een hoge IE (geven moeilijk elektronen af), metalen hebben een lage IE (geven gemakkelijk elektronen af), en edelgassen hebben een zeer hoge IE [39](#page=39). 4. **Elektronenaffiniteit (EA)** * **Definitie:** De energie die vrijkomt wanneer aan een gasvormig, neutraal atoom één elektron wordt toegevoegd. Het proces is exotherm (EA < 0). De reactie is: $X(g) + e^- \longrightarrow X^-(g) + EA$ [40](#page=40). * Een grotere EA (in absolute waarde) betekent dat een elektron gemakkelijker wordt opgenomen [40](#page=40). * **Trends:** * **Binnen een groep:** De EA neemt af van boven naar beneden (als r↑ dan EA↓) [40](#page=40). * **Binnen een periode:** De EA neemt toe van links naar rechts (als $Z_{eff}$↑ en r↓ dan EA↑) [40](#page=40). * **Onregelmatigheden:** Kunnen optreden door volledig of half gevulde subniveaus [40](#page=40). * **Tweede elektronenaffiniteit (EA2):** Deze is positief (kost energie) omdat het toevoegen van een tweede elektron plaatsvindt in een reeds negatief geladen ion, wat afstoting veroorzaakt [41](#page=41). * **Samenvatting:** Niet-metalen hebben een grote EA (nemen gemakkelijk elektronen op), metalen hebben een kleine EA (nemen niet gemakkelijk elektronen op), en edelgassen hebben een positieve EA (opname van een elektron kost energie) [41](#page=41). 5. **Elektronegativiteit (EN)** * **Definitie:** Een getal dat aangeeft in welke mate een atoom gebonden elektronen in een chemische binding naar zich toe trekt [42](#page=42). * Wordt uitgedrukt op een schaal van 0 tot 4 (Linus Pauling schaal) [42](#page=42). * Elementen met een hoge elektronenaffiniteit hebben over het algemeen ook een hoge elektronegativiteit [42](#page=42). * **Trends:** * **Binnen een groep:** De EN neemt af van boven naar beneden (als r↑ dan EN↓) [42](#page=42). * **Binnen een periode:** De EN neemt toe van links naar rechts (als $Z_{eff}$↑ en r↓ dan EN↑) [42](#page=42). * Elementen met een lage EN vormen gemakkelijk positieve ionen (bv. alkalimetalen), terwijl elementen met een hoge EN gemakkelijk negatieve ionen vormen (bv. halogenen) [42](#page=42). 6. **Metaal- en niet-metaalkarakter** * **Metaalkarakter:** De neiging om positieve ionen te vormen. Dit is vooral aanwezig bij elementen met lage ionisatie-energie en lage elektronegativiteit (elektropositieve elementen), typisch linksonder in het PSE [43](#page=43) [44](#page=44). * **Niet-metaalkarakter:** De neiging om negatieve ionen te vormen. Dit is vooral aanwezig bij elementen met hoge ionisatie-energie en hoge elektronegativiteit (elektronegative elementen), typisch rechtsboven in het PSE [43](#page=43) [44](#page=44). * **Overgangselementen (metalloïden/semi-metalen):** Vertonen zowel metaal- als niet-metaaleigenschappen en zijn vaak halfgeleiders en hebben amfotere oxiden [43](#page=43). --- ## 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 | |------|------------| | Atoommodel van Bohr | Een vroeg model dat stelt dat elektronen in welbepaalde cirkelvormige banen of schillen rond de atoomkern bewegen, elk met een specifieke potentiële energie. | | Postulaat | Een fundamentele aanname die niet bewezen hoeft te worden, maar als basis dient voor een theorie. In het atoommodel van Bohr zijn dit de basisprincipes over elektronengedrag. | | Energieniveau | Een specifiek energieniveau dat een elektron kan bezitten binnen een atoom. Elektronen bevinden zich op deze niveaus, die corresponderen met bepaalde banen of orbitalen. | | Excitatie | Het proces waarbij een elektron energie opneemt en naar een hoger energieniveau springt, waardoor het atoom in een aangeslagen toestand komt. | | Lijnenspectrum (emissiespectrum) | Een spectrum dat bestaat uit discrete lijnen van specifieke golflengtes, wat wordt veroorzaakt door de emissie van fotonen wanneer aangeslagen atomen terugvallen naar een lager energieniveau. | | Hoofdkwantumgetal (n) | Een getal dat het energieniveau en de gemiddelde afstand van een elektron tot de kern aangeeft. Het nummer van de schil (K, L, M, etc.) komt overeen met het hoofdkwantumgetal. | | Valentie-elektronen | De elektronen in de buitenste schil van een atoom, die verantwoordelijk zijn voor de chemische eigenschappen en bindingen van het element. | | Octet | Een stabiele elektronenconfiguratie waarbij de buitenste schil van een atoom acht elektronen bevat, wat kenmerkend is voor edelgassen. | | Atoommodel van Sommerfeld | Een uitbreiding op het model van Bohr, waarbij elektronen binnen een schil verschillende energieniveaus kunnen hebben (subschillen) en naast cirkelvormige ook ellipsvormige banen mogelijk zijn. | | Subschil | Een onderverdeling binnen een hoofdenergieschil, bestaande uit orbitalen van vergelijkbare energie. De subschillen worden aangeduid met letters zoals s, p, d, en f. | | Orbitaal | Een driedimensionale ruimte rond de atoomkern waarbinnen de waarschijnlijkheid om een elektron aan te treffen het grootst is. Orbitalen hebben specifieke vormen (bolvormig, haltervormig, etc.) en energieën. | | Golfmechanisch atoommodel | Een modern atoommodel gebaseerd op de kwantummechanica, dat de golf- en deeltjeskenmerken van elektronen beschrijft en de positie van elektronen niet exact, maar als waarschijnlijkheidsdichtheid (orbitaal) weergeeft. | | Schrödingervergelijking | Een fundamentele vergelijking in de kwantummechanica die het gedrag van kwantumdeeltjes, zoals elektronen, beschrijft in termen van golffuncties. | | Waarschijnlijkheidsdichtheid (orbitaal) | Het kwadraat van de golffunctie ($\Psi^2$), wat de kans aangeeft om een elektron op een bepaalde plaats en tijd aan te treffen. Dit vormt de basis voor het concept van orbitalen. | | Elektronenconfiguratie | De specifieke rangschikking van elektronen in de verschillende orbitalen en energieniveaus van een atoom, die de chemische eigenschappen bepaalt. | | Pauli-uitsluitingsprincipe | Een principe dat stelt dat geen twee identieke fermionen (zoals elektronen) in een atoom dezelfde kwantumtoestand kunnen bezetten; in de praktijk betekent dit dat een orbitaal maximaal twee elektronen kan bevatten met tegengestelde spin. | | Aufbauprincipe | Het principe dat stelt dat elektronen eerst de laagst beschikbare energieniveaus bezetten voordat ze hogere niveaus innemen. | | Regel van Hund | Een regel die stelt dat bij het opvullen van orbitalen met dezelfde energie, de elektronen eerst individueel in elk orbitaal met parallelle spin gaan zitten voordat ze gepaard worden. | | Ion | Een atoom of molecuul dat een elektrische lading heeft gekregen door het winnen of verliezen van een of meer elektronen. Een positief ion (kation) heeft elektronen verloren, een negatief ion (anion) heeft elektronen gewonnen. | | Ionisatie-energie (IE) | De minimale energie die nodig is om één elektron volledig te verwijderen uit een gasvormig neutraal atoom of ion. | | Elektronenaffiniteit (EA) | De energie die vrijkomt of wordt opgenomen wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een gasvormig neutraal atoom om een negatief ion te vormen. | | Elektronegativiteit (EN) | Een maat voor de neiging van een atoomatoom om elektronen naar zich toe te trekken in een chemische binding. | | Metaalkarakter | De eigenschap van een element om zich te gedragen als een metaal, gekenmerkt door het gemakkelijk afstaan van elektronen en het vormen van positieve ionen. | | Niet-metaalkarakter | De eigenschap van een element om zich te gedragen als een niet-metaal, gekenmerkt door het gemakkelijk opnemen van elektronen en het vormen van negatieve ionen. | | Periodiek Systeem der Elementen (PSE) | Een tabel waarin elementen zijn gerangschikt op basis van hun atoomnummer, elektronenconfiguratie en herhalende chemische eigenschappen. | | Groepen (verticaal) | Kolommen in het PSE die elementen met vergelijkbare chemische eigenschappen bevatten, meestal door een vergelijkbaar aantal valentie-elektronen. | | Perioden (horizontaal) | Rijen in het PSE die elementen bevatten met hetzelfde aantal gevulde elektronenschillen. | | s-, p-, d-, f-blokken | Delen van het PSE die corresponderen met het subniveau (s, p, d, of f) waarin het laatste elektron van een element wordt geplaatst. | | Inversie | Een uitzondering op de normale opvulregels van orbitalen, waarbij het energetisch gunstiger is om een orbitaal (zoals een d-orbitaal) halfvol of volledig te vullen, zelfs als dit betekent dat een orbitaal met een hogere hoofdenergieniveau nog niet is opgevuld. |

# Ionbinding Ionbinding, ook wel ionische binding genoemd, is een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen kationen en negatief geladen anionen, vaak gevormd door de overdracht van valentie-elektronen tussen een metaal en een niet-metaal [5](#page=5). ### 1.1 Vorming van ionbindingen De vorming van een ionbinding is gebaseerd op het principe dat atomen met een lage ionisatie-energie (elektropositieve metalen) gemakkelijk valentie-elektronen afstaan om stabiele kationen te vormen, terwijl atomen met een hoge elektronenaffiniteit (elektronegatieve niet-metalen) gemakkelijk elektronen opnemen om stabiele anionen te vormen [5](#page=5). **Factoren die bijdragen aan de vorming:** * **Lage ionisatie-energie (IE) van het metaal:** Dit is de energie die nodig is om een elektron van een neutraal gasvormig atoom te verwijderen. Een lage IE betekent dat het metaal gemakkelijker een elektron afstaat [5](#page=5) [7](#page=7). * **Hoge elektronenaffiniteit (EA) van het niet-metaal:** Dit is de energie die vrijkomt of wordt opgenomen wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal gasvormig atoom. Een negatieve EA betekent dat het niet-metaal een elektron opneemt en daarbij energie vrijkomt of energie nodig heeft om het elektron te accepteren. De energieopname voor het vormen van een anion is niet altijd gunstig op zichzelf [5](#page=5) [7](#page=7). **Voorbeeld 1: Vorming van NaCl** [5](#page=5) [9](#page=9). Natrium (Na) heeft een lage ionisatie-energie en staat gemakkelijk een valentie-elektron af om een natriumkation (Na⁺) te vormen. Chloor (Cl) heeft een hoge elektronenaffiniteit en neemt gemakkelijk een elektron op om een chloride-anion (Cl⁻) te vormen [5](#page=5). * Na → Na⁺ + e⁻ (IE(Na) = +494 kJ/mol) [7](#page=7) [9](#page=9). * Cl + e⁻ → Cl⁻ (EA(Cl) = –349 kJ/mol) [7](#page=7) [9](#page=9). De totale energieverandering voor deze twee stappen is de som van de ionisatie-energie en de elektronenaffiniteit: $∆E = IE(Na) + EA(Cl) = +494 \text{ kJ/mol} + (\text{-}349 \text{ kJ/mol}) = +145 \text{ kJ/mol}$. Aangezien deze som positief is, lijkt de vorming van de ionen energie te vragen [7](#page=7) [9](#page=9). **Voorbeeld 2: Vorming van CaBr₂** [6](#page=6). Calcium (Ca) staat twee valentie-elektronen af om een Ca²⁺-ion te vormen. Broom (Br) neemt één elektron op om een Br⁻-ion te vormen [6](#page=6). * Ca → Ca²⁺ + 2e⁻ * Br + e⁻ → Br⁻ Er zijn twee Br-atomen nodig om de twee elektronen van Ca op te nemen, wat leidt tot de formule-eenheid CaBr₂. #### 1.1.1 Roosterenergie De drijfkracht voor de vorming van ionbindingen wordt aanzienlijk beïnvloed door de **roosterenergie ($E_r$)**. Dit is de energie die vrijkomt wanneer één mol kristallijne vaste stof wordt gevormd uit zijn samenstellende positieve en negatieve ionen in de gasfase. De roosterenergie is altijd negatief omdat het een exotherm proces is, wat duidt op de stabiliteit van de kristallijne structuur [7](#page=7) [8](#page=8). * $Na^+(g) + Cl^-(g) \longrightarrow NaCl(s) + E_r$ [7](#page=7). De grootte van de roosterenergie is afhankelijk van: * **Lading van de ionen:** Een hogere lading van de ionen leidt tot een grotere roosterenergie (dominante factor) [8](#page=8). * **Ionstraal:** Een grotere ionstraal leidt tot een kleinere roosterenergie, aangezien de afstand tussen de ionen toeneemt [8](#page=8). **Voorbeeld: Vergelijking roosterenergie BaS en LiF** [8](#page=8). Hoewel BaS en LiF verschillende ladingen en ionen hebben, is de roosterenergie van BaS groter dan die van LiF. Dit komt doordat de ionen Ba²⁺ en S²⁻ een hogere lading hebben dan Li⁺ en F⁻, wat de dominante factor is. ### 1.2 Stabiliteit van ionbindingen De totale stabiliteit van een ionbinding kan worden gekwantificeerd met de vormingsenergie ($E_v$), die rekening houdt met de ionisatie-energie van het metaal, de elektronenaffiniteit van het niet-metaal, en de roosterenergie [10](#page=10) [11](#page=11). De vormingsenergie ($E_v$) wordt berekend als volgt [11](#page=11): $E_v = E_r + \sum EA_{niet-metaal} + \sum IE_{metaal}$ * $E_r$ is de roosterenergie en is altijd negatief [11](#page=11). * $\sum EA_{niet-metaal}$ is de som van de elektronenaffiniteiten van het niet-metaal. Dit kan negatief zijn (energie komt vrij) of soms positief [11](#page=11). * $\sum IE_{metaal}$ is de som van de ionisatie-energieën van het metaal en is altijd positief [11](#page=11). Hoe negatiever de vormingsenergie ($E_v$), hoe stabieler de ionbinding [10](#page=10) [11](#page=11). **Voorbeeld 1: Stabiliteit van CaCl₂ vergeleken met KCl** [11](#page=11). * Voor KCl: $E_v(KCl) = -701 \text{ kJ/mol} + (-349 \text{ kJ/mol}) + 419 \text{ kJ/mol} = -631 \text{ kJ/mol}$ * Voor CaCl₂: $E_v(CaCl_2) = -2268 \text{ kJ/mol} + 2 \times (-349 \text{ kJ/mol}) + 1734 \text{ kJ/mol} = -1232 \text{ kJ/mol}$ Omdat $|E_v(CaCl_2)| > |E_v(KCl)|$, is CaCl₂ stabieler dan KCl. **Voorbeeld 2: Stabiliteit van CaO vergeleken met MgO** [12](#page=12). * Voor CaO: $E_v(CaO) = -3414 \text{ kJ/mol} + EA(O) + 1734 \text{ kJ/mol} = -1680 \text{ kJ/mol} + EA(O)$ * Voor MgO: $E_v(MgO) = -3795 \text{ kJ/mol} + EA(O) + 2187 \text{ kJ/mol} = -1608 \text{ kJ/mol} + EA(O)$ Omdat de negatieve component van $E_v(CaO)$ groter is dan die van $E_v(MgO)$ (door de hogere roosterenergie van CaO), is CaO stabieler dan MgO. > **Tip:** De drijfkracht voor de vorming van een ionbinding is dus niet alleen het bereiken van een octetstructuur, maar ook, en vooral, het vrijkomen van aanzienlijke roosterenergie. ### 1.3 Eigenschappen van ionbindingen Ionverbindingen vertonen specifieke fysische en chemische eigenschappen die voortkomen uit de sterke elektrostatische aantrekkingskrachten in hun kristalstructuur. #### 1.3.1 Vaste toestand * **Ionrooster (kristalrooster):** In vaste toestand vormen ionen een driedimensionale structuur waarin positieve ionen worden omringd door negatieve ionen en vice versa. Een voorbeeld is het NaCl-kristal, waarbij zowel Na⁺ als Cl⁻ ionen 6 naaste buren hebben (coördinatiegetal) in een octaëdrische geometrie [13](#page=13). * **Formule-eenheid:** Een ionische verbinding in vaste vorm bestaat niet als discrete moleculen, maar als formule-eenheden die de eenvoudigste verhouding van ionen in het rooster weergeven [13](#page=13). * **Algemene eigenschappen van ionische kristallen:** * Geringe vluchtigheid [13](#page=13). * Hoge hardheid [13](#page=13). * Hoog smeltpunt [13](#page=13). * Niet elektrisch geleidend [13](#page=13). * Bros (niet vervormbaar) [13](#page=13). #### 1.3.2 Vloeibare toestand (gesmolten of in oplossing) In de vloeibare toestand (gesmolten of opgelost in een polair solvent) zijn ionverbindingen goede geleiders van elektrische stroom. Dit komt doordat de ionen mobiel zijn en als ladingsdragers kunnen fungeren [14](#page=14). * Kationen (+) bewegen naar de kathode (negatieve pool) en ondergaan reductie [14](#page=14). * Anionen (–) bewegen naar de anode (positieve pool) en ondergaan oxidatie [14](#page=14). Dit principe ligt ten grondslag aan elektrolyse [14](#page=14). > **Tip:** Onthoud de ezelsbrug KRAO: Kathode Reductie, Anode Oxidatie. #### 1.3.3 Oplosbaarheid * **Oplosbaar in polaire solventen:** Ionische verbindingen zijn meestal goed oplosbaar in polaire solventen zoals water (H₂O) [15](#page=15). * **Slecht oplosbaar in apolaire solventen:** Ze zijn daarentegen meestal slecht oplosbaar in apolaire solventen zoals benzeen of hexaan [15](#page=15). **Proces van oplossen in water (bv. NaCl):** [15](#page=15). 1. **Dissociatie van NaCl in ionen:** De ionische binding in het vaste rooster moet worden verbroken, wat energie kost (overwinnen van de roosterenergie) [15](#page=15). $NaCl(s) + \text{Energie} \longrightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq)$ 2. **Hydratatie (of solvatatie):** De losse ionen worden omringd door moleculen van het polaire solvent (bv. watermoleculen). Dit proces is exotherm en zet energie vrij, bestaande uit zwakke elektrostatische aantrekkingskrachten tussen de ionen en de dipolen van het solvent (ion-dipoolinteractie) [15](#page=15) [16](#page=16). $Na^+(g) + a H_2O(l) \longrightarrow Na(H_2O)_a^+(aq) + E_y$ [16](#page=16). $Cl^-(g) + b H_2O(l) \longrightarrow Cl(H_2O)_b^-(aq) + E_z$ [16](#page=16). Indien de energie die vrijkomt bij solvatatie voldoende is om de energie die nodig is voor dissociatie te compenseren, zal de ionische verbinding oplossen. In apolaire solventen, waar solvatatie verwaarloosbaar is en geen energie vrijkomt, moet veel energie worden toegevoegd om de ionische verbinding op te lossen, wat resulteert in slechte oplosbaarheid [16](#page=16). --- # Covalente binding Een covalente binding ontstaat wanneer atomen valentie-elektronen delen om een stabiele elektronenschil te bereiken, typisch een edelgasconfiguratie [18](#page=18). ### 2.1 Vorming van een covalente binding Covalente bindingen worden gevormd tussen niet-metalen. De drijvende kracht achter de vorming van een covalente binding is de energiedaling van het systeem door het delen van een elektronenpaar. Wanneer twee atomen met elk een ongepaard valentie-elektron dichter bij elkaar komen, trekken de kern van het ene atoom en de elektronen van het andere atoom elkaar aan, wat leidt tot een verlaging van de potentiële energie. Bij een bepaalde afstand tussen de kernen is de aantrekkingskracht gelijk aan de afstotingskracht, wat resulteert in een minimale energie en maximale stabiliteit van het molecuul. Deze afstand wordt de bindingslengte genoemd. De energie die vrijkomt bij de vorming van één mol covalente bindingen wordt bindingsenergie genoemd, terwijl de energie die nodig is om deze bindingen te verbreken de dissociatie-energie is [18](#page=18) [19](#page=19) [20](#page=20) [23](#page=23) [63](#page=63). ### 2.2 Molecuulorbitalen (MO) Een molecuulorbitaal (MO) is een bepaald gebied in de ruimte binnen een molecuul waar elektronen van een specifieke energie zich kunnen bevinden. Het grootste volume van een MO bevindt zich tussen de atoomkernen. Een MO kan maximaal twee elektronen met tegengestelde spin bevatten [21](#page=21). Er zijn twee hoofdtypen MO's: * **Bindende orbitaal:** Hierbij wordt de elektronendichtheid van atoomorbitalen (AO's) overgebracht naar het internucleaire gebied tussen de atomen, wat de binding stabiliseert [21](#page=21). * **Anti-bindende orbitaal:** Hierbij is er een vermindering van de elektronendichtheid in het internucleaire gebied, wat de binding destabiliseert [21](#page=21). #### 2.2.1 Soorten bindende molecuulorbitalen * **Sigma-bindende MO ($\sigma$-binding):** Deze heeft een cilindrische symmetrie rond de bindingsas, waarbij de elektronendichtheid constant is op gelijke afstanden van de as. Ze kunnen ontstaan uit de overlapping van s-s, s-p, of p-p orbitalen [23](#page=23). * **Pi-bindende MO ($\pi$-binding):** Deze heeft geen axiale symmetrie en kenmerkt zich door de grootste elektronendichtheid in twee lobben, boven en onder de bindingsas. Dit type binding ontstaat door zijdelingse overlapping van p-orbitalen [22](#page=22) [23](#page=23). #### 2.2.2 Voorwaarden voor de vorming van stabiele covalente bindingen * De atomen moeten dicht genoeg naderen [24](#page=24). * Gerichte orbitalen (zoals p-orbitalen) moeten in de juiste richting naar elkaar toe wijzen [24](#page=24). * Er zijn minimaal twee atoomorbitalen en twee elektronen nodig [24](#page=24). * Alleen de meest energetische atoomorbitalen komen in aanmerking voor binding (meestal de s- en p-orbitalen van het hoogste energieniveau) [24](#page=24). De vorming van covalente bindingen kan doorgaan totdat elk atoom een edelgasconfiguratie bereikt [24](#page=24). ### 2.3 Lewisstructuren Gilbert N. Lewis beschreef de covalente binding als het delen van valentie-elektronen tussen atomen om zo een edelgasconfiguratie (meestal 8 valentie-elektronen, de octetregel) te bereiken, met uitzondering van waterstof dat streeft naar de He-configuratie [25](#page=25). **Notatie volgens Lewis:** * `X` of `X` (met stippen eromheen): lone pair (niet-bindend elektronenpaar) [25](#page=25). * `X` (met stippen eromheen): ongepaard elektron [25](#page=25). * `X–Y`: enkelvoudige binding (één gedeeld elektronenpaar) [25](#page=25). * `X=Y`: dubbele binding (twee gedeelde elektronenparen) [25](#page=25). * `X≡Y`: drievoudige binding (drie gedeelde elektronenparen) [25](#page=25). **Voorbeeld: HCl** [26](#page=26). * Waterstof (H) heeft 1 valentie-elektron. * Chloor (Cl) heeft 7 valentie-elektronen. * Door één elektron van H en één van Cl te delen, vormen ze een bindend elektronenpaar, wat een covalente binding oplevert en beide atomen de octetregel (of He-configuratie voor H) helpt bereiken. #### 2.3.1 Gewone en datieve covalente bindingen * **Gewone covalente binding:** Ontstaat doordat elk deelnemend atoom één ongepaard elektron levert, die vervolgens met tegengestelde spins worden gedeeld [27](#page=27). * **Voorbeelden:** H$_{2}$ (enkelvoudig), CO$_{2}$ (dubbele bindingen), N$_{2}$ (drievoudige binding) [27](#page=27). * **Datieve covalente binding (of coördinatieve covalente binding):** Ontstaat wanneer één atoom een volledig elektronenpaar doneert aan een ander atoom dat een lege orbitaal heeft [28](#page=28). * **Voorbeeld 1: Vorming van NH$_{4}^{+}$:** Ammoniak (NH$_{3}$), met een vrij elektronenpaar op stikstof, reageert met een proton (H$^{+}$) dat een lege orbitaal heeft. Het stikstofatoom doneert zijn elektronenpaar aan H$^{+}$, waardoor de NH$_{4}^{+}$ ion ontstaat [28](#page=28). * **Voorbeeld 2: HClO naar HClO$_{2}$:** Hierbij kan een zuurstofatoom een elektronenpaar doneren aan chloor, wat resulteert in een datieve binding [29](#page=29) [30](#page=30). * **Regel:** Bij een datieve covalente binding is het elektronenacceptoratoom doorgaans elektronegatiever dan het elektrondonoratoom [30](#page=30). #### 2.3.2 Formele lading De formele lading is de theoretische lading die aan een atoom wordt toegeschreven in een Lewisstructuur, gebaseerd op het aantal valentie-elektronen en het aantal elektronen dat het deelt of bezit in de binding [32](#page=32). De formule is: $$ \text{Formele lading} = \# \text{valentie-e}^- - (\# \text{vrije e}^- + \frac{\# \text{bindende e}^-}{2}) $$ of alternatief: $$ \text{Formele lading} = \# \text{valentie-e}^- - \# \text{e}^- \text{ in de directe omgeving van het atoom}} $$ De som van de formele ladingen in een molecuul of ion is gelijk aan de totale lading van dat deeltje [32](#page=32). **Voorbeeld: NH$_{4}^{+}$** [32](#page=32). * H: 1 valentie-e$^-$ - (0 vrije e$^-$ + 1 bindend e$^-$) = 0 * N: 5 valentie-e$^-$ - (0 vrije e$^-$ + 4 bindende e$^-$) = +1 De totale formele lading is +1, wat de lading van het ammoniumion correct weergeeft. #### 2.3.3 Oxidatiegetal (OG) Het oxidatiegetal is de reële of fictieve lading die aan een atoom in een verbinding wordt toegekend, gebaseerd op de elektronegativiteit (EN) van de gebonden atomen. Het wordt berekend door de elektronen van een covalente binding volledig toe te wijzen aan het meest elektronegative atoom [33](#page=33) [35](#page=35). **Algemene regels voor oxidatiegetallen:** * Atomen in elementaire toestand hebben een OG van 0 [34](#page=34). * Covalente verbindingen met identieke atomen hebben een OG van 0 voor die atomen (bv. H$_{2}$, Cl$_{2}$) [34](#page=34). * In ionische verbindingen is het OG gelijk aan de reële ionlading (bv. Na$^{+}$ heeft OG +I, Cl$^{-}$ heeft OG -I) [33](#page=33). * In covalente verbindingen met verschillende atomen is het OG gelijk aan de som van de partiële ladingen en formele ladingen [35](#page=35). **Voorbeeld: CO$_{2}$** [35](#page=35). * EN(O) = 3,5; EN(C) = 2,5. * Zuurstof trekt elektronen naar zich toe. * OG(C) = +4 (toegewezen partiële ladingen van de twee zuurstofatomen). * OG(O) = -2 (toegewezen partiële lading van de koolstof). **Voorbeeld: HClO** [35](#page=35). * EN(H) = 2,2; EN(O) = 3,5; EN(Cl) = 3,0. * OG(H) = +1 (wordt als minder EN beschouwd dan O en Cl). * OG(O) = -2 (meest EN). * OG(Cl) = +1 (verschil in EN wordt verdeeld, maar hier wordt het OG gebaseerd op de som van partiële en formele ladingen: +3 partiële lading op Cl door O + formele lading op Cl indien van toepassing). In dit specifieke voorbeeld, waar de EN van Cl (3.0) tussen die van H (2.2) en O (3.5) valt, en er geen formele ladingen zijn, wordt de partiële lading van Cl bepaald door de verdeling van elektronen. De berekening in het document ($OG (Cl) = +1 + 0 = +I$) is hier de meest eenvoudige toewijzing na het bepalen van de OG van H en O. **Voorbeeld: SO$_{2}$ met datieve binding** [36](#page=36). * Een S-atoom gebonden aan twee O-atomen, waarbij één binding datief is. * De formele lading op S kan +1 zijn, en op een van de O-atomen -1, afhankelijk van de Lewisstructuur. * Het OG van S kan dan worden berekend als de som van de partiële lading (bepaald door EN) en de formele lading. In het voorbeeld wordt een OG(S) van +IV en OG(O) van -II toegekend, wat aangeeft dat de EN-waarde de primaire factor is bij de toekenning. #### 2.3.4 Resonantie (Mesomerie) Resonantie treedt op wanneer een molecule met twee of meer correcte Lewisstructuren kan worden weergegeven. De werkelijke structuur van het molecule is een gemiddelde van deze structuren, de zogenaamde resonantiehybride of mesomeer. De Lewisstructuren zijn in dit geval grensstructuren of kanonieken [38](#page=38). * **Gedelokaliseerde elektronen:** In resonantie zijn elektronen verspreid over een groter volume in plaats van gelokaliseerd te zijn tussen twee specifieke atomen [38](#page=38) [40](#page=40). * **Resonantie-energie:** De verspreiding van elektronen leidt tot extra stabilisatie en een lagere energietoestand. De resonantie-energie is de energieverlaging die hierdoor wordt verkregen [40](#page=40). * Hoe meer grensstructuren een molecule heeft, hoe groter de resonantie-energie en hoe stabieler het molecule [40](#page=40). **Voorbeelden:** * N$_{2}$O$_{4}$ heeft gedelokaliseerde elektronen over drie atomen [38](#page=38). * SO$_{2}$ heeft twee grensstructuren met gedelokaliseerde elektronen over drie atomen [39](#page=39). * SO$_{3}$ heeft drie grensstructuren met gedelokaliseerde elektronen over drie atomen [39](#page=39). **Resonantieregels:** 1. Het skelet van de molecule blijft ongewijzigd [41](#page=41). 2. De grensstructuren hebben dezelfde energie (gelijk aantal en omvang van formele ladingen) [41](#page=41). 3. Het aantal elektronenparen is gelijk in alle grensstructuren [41](#page=41). 4. De elektronegativiteit (EN) wordt gerespecteerd: positieve ladingen worden toegewezen aan atomen met een kleinere EN, en negatieve ladingen aan atomen met een grotere EN [41](#page=41). #### 2.3.5 Bepalen van de Lewisstructuur De Lewisstructuur kan worden bepaald aan de hand van de volgende stappen [42](#page=42): 1. Bereken het totale aantal valentie-elektronen/elektronenparen [42](#page=42). 2. Verbind de atomen met enkelvoudige covalente bindingen. Plaats het atoom met de grootste bindingsmogelijkheden (of het minst elektronegatieve atoom, behalve H) in het centrum [42](#page=42) [43](#page=43). 3. Verdeel de overige elektronenparen rond de atomen om de octetregel te vervullen (uitzondering: H, Be) [42](#page=42) [44](#page=44). 4. Ken formele ladingen toe indien nodig en controleer of het aantal formele ladingen geminimaliseerd is [42](#page=42) [44](#page=44). 5. Schrijf alle mesomere vormen, gescheiden door een dubbele pijl (⟷), indien van toepassing [42](#page=42). 6. Duid eventuele datieve bindingen aan [42](#page=42). **Voorbeeld: CO$_{2}$** [43](#page=43) [44](#page=44). * Totaal valentie-elektronen: 16 (4 van C, 12 van 2x O). * Skelet: O–C–O. * Verdeling van overige elektronen leidt tot dubbele bindingen tussen C en beide O's om aan de octetregel te voldoen en formele ladingen te minimaliseren. De uiteindelijke structuur is O=C=O, met formele ladingen van 0 op alle atomen. **Voorbeeld: SO$_{2}$** [45](#page=45) [46](#page=46). * Totaal valentie-elektronen: 18 (6 van S, 12 van 2x O). * Skelet: O–S–O. * Verdeling van elektronen en aanpassing voor octetregel leidt tot een structuur met een enkelvoudige en een dubbele binding, en een datieve binding. Er zijn twee mesomere vormen mogelijk. De molecule is hoekig, niet lineair [46](#page=46). **Voorbeeld: CN$^{-}$** [47](#page=47). * Totaal valentie-elektronen: 10 (4 van C, 5 van N, +1 voor de negatieve lading). * Skelet: C–N. * Om aan de octetregel te voldoen, is een drievoudige binding nodig (C≡N). De formele lading op C is -1 en op N is 0. **Voorbeeld: H$_{3}$PO$_{4}$** [48](#page=48) [49](#page=49). * Totaal valentie-elektronen: 32 (3xH, 5xP, 4xO). * De structuur omvat een centraal P-atoom gebonden aan vier O-atomen, waarbij twee O-atomen gebonden zijn aan H (vormen -OH groepen). Dit is een oxozuur. * De Lewisstructuur kan formele ladingen hebben op P (+1) en een O (-1), terwijl de H-atomen 0 formele lading hebben. Sommige literatuur toont structuren waarbij de octetregel op P is overschreden [49](#page=49). #### 2.3.6 Tekortkomingen van de Lewisstructuur De Lewisstructuur heeft beperkingen bij het weergeven van de werkelijke structuur en eigenschappen van moleculen [55](#page=55): * **Mesomerie:** Lewisstructuren geven slechts grensstructuren weer; de werkelijke structuur is een hybride [55](#page=55). * **Niet-octetatomen:** Sommige atomen voldoen niet aan de octetregel (bv. Be in BeF$_{2}$, B in BF$_{3}$, P in PCl$_{5}$, S in SF$_{6}$) [55](#page=55). * **Oneven aantal valentie-elektronen:** Moleculen zoals NO$_{2}$ hebben een oneven aantal valentie-elektronen, waardoor een perfecte octetstructuur niet mogelijk is [55](#page=55). * **Geometrie:** De werkelijke geometrie van een molecule kan niet direct uit de Lewisstructuur worden afgeleid (bv. SO$_{2}$ kan lineair of gebogen lijken) [55](#page=55). * **Reactiviteit:** Meervoudige bindingen lijken sterker maar zijn vaak reactiever dan enkelvoudige bindingen. Deze tekortkomingen kunnen worden opgelost met orbitaaltheorie [55](#page=55). ### 2.4 Polariteit van covalente bindingen en moleculen #### 2.4.1 Zuivere en polaire covalente bindingen * **Zuivere (ideale) covalente binding:** Ontstaat tussen twee identieke atomen, waardoor het verschil in elektronegativiteit (ΔEN) nul is. Het bindende elektronenpaar is symmetrisch verdeeld [31](#page=31). * Voorbeelden: Cl$_{2}$, O$_{2}$, H$_{2}$ [31](#page=31). * **Polaire (gepolariseerde) covalente binding:** Ontstaat tussen twee verschillende atomen met een klein verschil in elektronegativiteit (0 < ΔEN < 1,7). Het atoom met de hogere EN trekt de gedeelde elektronen meer naar zich toe, wat resulteert in een ongelijke verdeling van de elektronen en het ontstaan van deelladingen ($\delta^{+}$ en $\delta^{-}$) [31](#page=31). * Voorbeelden: HCl, H$_{2}$O [31](#page=31). #### 2.4.2 Polariteit van polyatomische moleculen De polariteit van een polyatomisch molecuul hangt af van zowel de polariteit van de individuele bindingen (ΔEN) als de geometrie van het molecuul [58](#page=58). * **Polaire moleculen:** Door asymmetrie ontstaat een netto dipoolmoment binnen het molecuul [58](#page=58). * Voorbeelden: H$_{2}$O, NH$_{3}$, HCl, H$_{2}$S [58](#page=58). * **Apolaire moleculen:** Door symmetrie heffen de dipoolmomenten van de individuele bindingen elkaar op, waardoor er geen netto dipoolmoment is [58](#page=58). * Voorbeelden: CO$_{2}$, CCl$_{4}$ [31](#page=31) [58](#page=58). #### 2.4.3 Polarisering en elektronegativiteit De elektronegativiteit (EN) van een element bepaalt de neiging om covalent gebonden elektronen naar zich toe te trekken [33](#page=33). * **Grote EN:** Leidt tot een sterke aantrekking van elektronen, kortere bindingslengte en hogere bindingsenergie [64](#page=64). * **Kleine EN:** Leidt tot zwakkere bindingen [64](#page=64). Het verschil in EN is een indicator voor het karakter van de binding: * ΔEN < 1,7: voornamelijk covalente binding [57](#page=57). * ΔEN = 1,7: 50% covalente en 50% ionische karakter [57](#page=57). * ΔEN > 1,7: voornamelijk ionische binding [57](#page=57). ### 2.5 Fysische eigenschappen van covalente verbindingen #### 2.5.1 Toestandsvormen en vluchtigheid Bij kamertemperatuur komen covalente verbindingen voor als gassen (bv. H$_{2}$, Cl$_{2}$), vloeistoffen (bv. Br$_{2}$, H$_{2}$O), of vaste stoffen (bv. I$_{2}$, S$_{8}$). Vloeistoffen en vaste stoffen zijn vaak vluchtig door de relatief zwakke intermoleculaire krachten tussen de moleculen [60](#page=60). #### 2.5.2 Roostertypen De meeste covalente verbindingen vormen **molecuulroosters** in de vaste toestand. Hierbij zijn de moleculen zelf de bouwstenen, verbonden door zwakke intermoleculaire krachten. Dit resulteert in lage smelt- en kookpunten en lage hardheid [60](#page=60) [61](#page=61). Een kleiner aantal covalente verbindingen vormt **atoomroosters**, waarbij alle atomen via covalente bindingen met elkaar verbonden zijn in een driedimensionaal netwerk. Deze stoffen hebben daardoor hoge smelt- en kookpunten en hoge hardheid [60](#page=60) [61](#page=61). * Voorbeelden van atoomroosters: diamant (C), siliciumdioxide (SiO$_{2}$) [61](#page=61). #### 2.5.3 Geleidbaarheid Covalente verbindingen zijn over het algemeen slechte elektrische geleiders in vaste, vloeibare en gasvormige toestand. Dit komt doordat er geen vrije ionen (zoals bij ionbinding) of vrije elektronen (zoals bij metaalbinding) aanwezig zijn om ladingtransport mogelijk te maken [59](#page=59). * **Uitzondering:** Grafiet, een allotroop van koolstof, is een goede geleider. Dit komt door de structuur van lagen (grafeen), waarbij elk koolstofatoom aan drie andere is gebonden. Het vierde valentie-elektron is gedelokaliseerd in een $\pi$-bindingssysteem boven en onder de laag, waardoor elektronen vrij kunnen bewegen [59](#page=59). #### 2.5.4 Oplosbaarheid * **Polaire covalente verbindingen:** Lossen goed op in polaire solventen (zoals water) vanwege dipoolinteracties en/of waterstofbruggen. Bij elektrolyten kan dit proces gepaard gaan met ionisatie, wat de oplossing geleidend maakt [62](#page=62). * **Apolaire covalente verbindingen:** Lossen goed op in apolaire solventen (bv. CCl$_{4}$, n-hexaan) [62](#page=62). ### 2.6 Bindingsenergie en bindingslengte * **Bindingsenergie:** De energie die vrijkomt bij de vorming van één mol bindingen (negatieve waarde) of de energie die nodig is om één mol bindingen te verbreken (positieve waarde) [63](#page=63). * **Bindingslengte:** De evenwichtsafstand tussen de kernen van twee gebonden atomen, uitgedrukt in picometers (pm) [63](#page=63). **Invloedsfactoren:** * **Atoomstraal:** Grotere atoomstraal leidt tot een langere bindingslengte, lagere bindingsenergie en een zwakkere binding [64](#page=64). * **Elektronegativiteit (EN):** Grotere EN leidt tot een hogere bindingsenergie, kortere bindingslengte en een sterkere binding [64](#page=64). **Meervoudige bindingen:** Meervoudige bindingen (dubbel en drievoudig) zijn sterker en korter dan enkelvoudige bindingen, maar ze zijn niet simpelweg twee- of driemaal zo sterk [65](#page=65). ### 2.7 Complexvorming Complexe ionen bestaan uit een centraal metaalion gebonden aan liganden, die moleculen of ionen zijn met vrije elektronenparen. De bindingen tussen het centrale ion en de liganden zijn datieve covalente bindingen, waarbij het centrale ion lege orbitalen heeft. Het coördinatiegetal geeft het aantal liganden aan dat aan het centrale ion kan binden [66](#page=66). ### 2.8 Hydraten Hydraten zijn verbindingen die gevormd worden uit een droge stof door de opname van watermoleculen via datieve bindingen met het centrale ion. Het proces van het opnemen van water wordt hydrateren genoemd en komt vrij met energie. Vervloeien is het oplossen van de stof door het opnemen van grote hoeveelheden water uit de lucht, terwijl hygroscopische stoffen watervrije stoffen zijn die water uit de lucht opnemen als kristalwater [67](#page=67). --- # Metaalbinding Metaalbinding beschrijft de aantrekkingskracht die metaalatomen bijeenhoudt, gekenmerkt door een "elektronenzee" van gedelokaliseerde valentie-elektronen die de positieve metaalionen samenhouden [69](#page=69). ### 3.1 De aard van metaalbinding Metaalbinding kan worden gezien als een extreem geval van zowel ionbinding als covalente binding [69](#page=69). #### 3.1.1 Vergelijking met ionbinding en covalente binding * **Ionbinding:** Bij ionbinding is er een zeer beperkte elektronendelokalisatie, zoals geïllustreerd door NaCl [69](#page=69). * **Covalente binding:** Covalente bindingen ontstaan door de overlap van twee orbitalen. Metaalbinding is vergelijkbaar met een extreem geval van mesomerie, waarbij alle valentie-elektronen gedelokaliseerd zijn over alle kernen. Bij metalen vormen alle valentie-orbitalen één groot molecuulorbitaal [69](#page=69) [70](#page=70). #### 3.1.2 De "elektronenzee" Het model van metaalbinding beschrijft positieve metaalionen die zich in een rooster bevinden en samengehouden worden door een gemeenschappelijke "zee" van valentie-elektronen. Deze elektronen zijn niet gebonden aan specifieke atomen, maar zijn gedelokaliseerd over het gehele metaalrooster. Dit fenomeen wordt ook wel aangeduid als een "elektronengas" of "elektronenlijm" [69](#page=69) [70](#page=70). #### 3.1.3 Sterkte van de metaalbinding De sterkte van de metaalbinding neemt toe met: * Een toenemend aantal valentie-elektronen (dit is de dominante factor) [70](#page=70). * Een dalende atoomstraal, bij een gelijk aantal valentie-elektronen [70](#page=70). ### 3.2 Structuur van metalen Metalen vormen atoomkristallen met een hoge mate van symmetrie. De metaalionen zijn zo dicht mogelijk gestapeld in een rooster. De meest voorkomende stapelingswijzen zijn [71](#page=71): * **Dichtste bolstapeling (CG = 12):** Dit geldt bijvoorbeeld voor koper (Cu) en magnesium (Mg) [71](#page=71). * **Gecentreerde kubus (CG = 8):** Dit is te zien bij bijvoorbeeld ijzer (Fe) [71](#page=71). > **Tip:** CG staat voor coördinatiegetal, wat aangeeft hoeveel atomen een specifiek atoom in het rooster direct omringen. ### 3.3 Eigenschappen van metalen De unieke eigenschappen van metalen zijn direct te herleiden tot de aard van de metaalbinding en de structuur van het metaalrooster [72](#page=72). * **Aggregatietoestand:** Metalen zijn bij kamertemperatuur vast, met kwik (Hg) als belangrijke uitzondering [72](#page=72). * **Mechanische eigenschappen:** Metalen zijn over het algemeen hard, maar ook buigzaam en vervormbaar. Dit komt doordat de lagen van metaalionen in het rooster gemakkelijk over elkaar kunnen schuiven zonder de bindingen te verbreken, dankzij de "elektronenzee" die alles bij elkaar houdt [72](#page=72). * **Metaalglans:** De karakteristieke glans van metalen wordt veroorzaakt doordat de beweeglijke valentie-elektronen invallend licht weerkaatsen [72](#page=72). * **Geleidbaarheid:** Metalen zijn uitstekende geleiders van zowel elektrische stroom als warmte. Dit is te danken aan de vrije, beweeglijke valentie-elektronen die lading en energie gemakkelijk kunnen transporteren [72](#page=72). * **Smelt- en kookpunten:** Metalen hebben over het algemeen hoge smelt- en kookpunten. De specifieke temperatuur is afhankelijk van de sterkte van de metaalbinding. Factoren zoals het aantal valentie-elektronen en de atoomstraal beïnvloeden deze sterkte [70](#page=70) [72](#page=72). > **Voorbeeld:** De smeltpunten van alkali-metalen nemen af met toenemende atoomstraal (Li: 180 °C, Na: 98 °C, K: 64 °C). Calcium (Ca) heeft een veel hoger smeltpunt (838 °C) omdat het meer valentie-elektronen heeft dan de alkali-metalen [72](#page=72). ### 3.4 Legeringen Een legering is een vast, homogeen mengsel van een metaal met een kleine hoeveelheid van een ander metaal of een niet-metaal. Legeringen worden vaak gemaakt om de eigenschappen van het basismetaal te verbeteren, zoals het lichter, sterker, harder of corrosiebestendiger maken [73](#page=73). Voorbeelden van legeringen zijn: * Messing (koper + zink) [73](#page=73). * Brons (koper + tin) [73](#page=73). * Elektrum (goud + zilver) [73](#page=73). * Witgoud (goud + palladium of nikkel) [73](#page=73). * Gietijzer (ijzer + koolstof + andere elementen) [73](#page=73). * Roestvrij staal / inox (ijzer + chroom + nikkel + koolstof) [73](#page=73). --- # Intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten zijn de zwakkere aantrekkings- of afstotingskrachten die tussen discrete moleculen optreden, in tegenstelling tot intramoleculaire krachten die de atomen binnen een molecuul binden. Deze krachten zijn essentieel voor het bepalen van de fysische eigenschappen van stoffen, zoals smelt- en kookpunten [76](#page=76) [85](#page=85). ### 3.4.1 Soorten intermoleculaire krachten Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten, die in sterkte variëren [76](#page=76): * **Vanderwaalskrachten** [76](#page=76). * Dit is een overkoepelende term voor verschillende soorten zwakke interacties tussen moleculen [76](#page=76). * **Dipoolkrachten (Keesomkrachten)** [76](#page=76) [77](#page=77). * Deze krachten treden op tussen polaire moleculen, die een permanent dipoolmoment hebben [77](#page=77). * Een polair molecuul heeft een ongelijke verdeling van elektronen, waardoor er een positieve (δ+) en een negatieve (δ−) pool ontstaat [77](#page=77). * De positieve pool van het ene molecuul wordt aangetrokken tot de negatieve pool van een ander molecuul [77](#page=77). * Voorbeelden van polaire moleculen zijn waterstofchloride (HCl), waterstofsulfide (H₂S) en chloroform (CHCl₃) [76](#page=76) [77](#page=77). * Hoe polarer het molecuul, hoe sterker de dipoolkracht [77](#page=77). * **Waterstofbruggen** [76](#page=76) [78](#page=78). * Dit zijn een speciaal type zeer sterke dipoolkrachten [78](#page=78). * Ze treden op wanneer een waterstofatoom (covalent gebonden aan een sterk elektronegatief atoom zoals fluor (F), zuurstof (O) of stikstof (N)) wordt aangetrokken tot een ander klein, sterk elektronegatief atoom in een naburig molecuul [78](#page=78). * Voorbeelden zijn de interacties tussen moleculen van HF, H₂O of NH₃ [78](#page=78). * Waterstofbruggen spelen een cruciale rol in de structuur van biomoleculen zoals DNA (tussen nucleobasenparen) en eiwitten (in α-helices en β-plaatstructuren) [79](#page=79). * Ze zijn de drijvende kracht achter het hydrofiele of hydrofobe karakter van verbindingen; hydrofiele moleculen trekken water aan via H-bruggen [80](#page=80). * **Dipool – geïnduceerd dipool (Debyekrachten)** [76](#page=76) [81](#page=81). * Deze krachten ontstaan tussen een polair molecuul (met een permanente dipool) en een apolair molecuul [81](#page=81). * De permanente dipool van het polaire molecuul kan een tijdelijke dipool induceren in het apolaire molecuul door de elektronenwolk van het apolaire molecuul te vervormen [81](#page=81). * Een voorbeeld is de interactie tussen waterstofbromide (HBr, polair) en broom (Br₂, apolair) [81](#page=81). * **Dispersiekrachten (Londonkrachten)** [76](#page=76) [82](#page=82). * Deze krachten treden op tussen apolaire moleculen, zoals Cl₂, CCl₄ of CO₂ [82](#page=82). * Ze zijn het gevolg van tijdelijke, kortstondige dipolen die ontstaan door de willekeurige beweging van elektronen binnen een molecuul [82](#page=82). * Wanneer elektronen zich tijdelijk aan één kant van een atoom of molecuul bevinden, ontstaat er een tijdelijke dipool. Deze tijdelijke dipool kan op zijn beurt weer een dipool induceren in een naburig apolair molecuul [82](#page=82) [83](#page=83). * Dispersiekrachten zijn over het algemeen zeer zwak [82](#page=82). * De sterkte van dispersiekrachten neemt toe met het aantal elektronen in het molecuul (en dus met de molecuulmassa). Bijvoorbeeld, CCl₄ (74 elektronen) heeft sterkere dispersiekrachten dan Cl₂ (34 elektronen) of CO₂ (22 elektronen) [82](#page=82). * Zelfs in edelgassen zoals Helium (He) kunnen tijdelijke dipolen ontstaan door elektronbeweging, wat leidt tot zeer zwakke dispersiekrachten tussen de atomen [83](#page=83). * **Ion-dipoolkrachten** [76](#page=76) [84](#page=84). * Deze krachten treden op tussen geladen ionen en polaire moleculen [84](#page=84). * Ze zijn belangrijk bij het oplossen van ionische stoffen in polaire oplosmiddelen, zoals de hydratatie van ionen in water [84](#page=84). * Positief geladen kationen worden aangetrokken tot de negatieve pool van polaire moleculen, terwijl negatief geladen anionen worden aangetrokken tot de positieve pool van polaire moleculen [84](#page=84). ### 3.4.2 Invloed op fysische eigenschappen De sterkte van de intermoleculaire krachten is direct gerelateerd aan de fysische eigenschappen van covalente verbindingen, met name smelt- en kookpunten. Er is energie nodig om deze intermoleculaire krachten te verbreken, en hoe sterker de krachten, hoe meer energie daarvoor nodig is [85](#page=85). De algemene rangorde van sterkte van intermoleculaire krachten is: ion-dipool > waterstofbrug > dipoolkracht > Debyekracht > dispersiekracht [85](#page=85). **Factoren die smelt- en kookpunten beïnvloeden:** 1. **Sterkte van intermoleculaire krachten**: Zoals hierboven beschreven, sterker intermoleculaire krachten leiden tot hogere smelt- en kookpunten [85](#page=85). * Voorbeeld: Water (H₂O) heeft een hoger smeltpunt dan waterstofsulfide (H₂S) omdat H₂O waterstofbruggen vormt, terwijl H₂S voornamelijk dipoolkrachten heeft [85](#page=85). 2. **Molecuulmassa**: Over het algemeen geldt dat hoe groter de molecuulmassa, hoe hoger het smelt- en kookpunt. Dit komt omdat grotere moleculen vaker meer elektronen hebben, wat leidt tot sterkere dispersiekrachten [85](#page=85). * Voorbeeld: Propaan (C₃H₈) heeft een hoger kookpunt dan ethaan (C₂H₆), ondanks dat beide alleen dispersiekrachten ervaren. Propaan is groter en heeft meer interacties mogelijk [85](#page=85). > **Tip:** Bij het vergelijken van de smelt- en kookpunten van moleculen is het belangrijk om eerst de mogelijke soorten intermoleculaire krachten te identificeren en vervolgens rekening te houden met de molecuulmassa. ### 3.4.3 Toepassingen en voorbeelden * **Hydrofilie en hydrofobie**: Waterstofbruggen bepalen of een stof wateraantrekkend (hydrofiel) of waterafstotend (hydrofoob) is [80](#page=80). * **Amfifiele verbindingen**: Stoffen met zowel een hydrofobe als een hydrofiele zijde, zoals vetzuren, zepen en detergenten, kunnen hydrofobe moleculen in water binden in de vorm van micellen door de interactie tussen de hydrofobe staart van het vetzuur en het hydrofobe molecuul, en de interactie van de hydrofiele kop met water [80](#page=80). * **Structuur van eiwitten**: Eiwitten vormen stabiele driedimensionale structuren door verschillende intermoleculaire interacties tussen de R-groepen van aminozuren, waaronder waterstofbruggen, hydrofobe interacties en ion-dipoolinteracties. Ook disulfidebruggen (covalente bindingen) dragen bij aan de stabiliteit [86](#page=86). --- ## 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 binding | Een binding die atomen met elkaar verbindt om stabielere structuren, zoals moleculen of ionenroosters, te vormen door middel van herverdeling van valentie-elektronen. | | Edelgassen | Elementen uit groep VIIIa van het periodiek systeem die door hun stabiele elektronenconfiguratie (meestal 8 valentie-elektronen) nauwelijks reacties aangaan. | | Octetstructuur | De neiging van atomen om, door het aangaan van chemische bindingen, een configuratie met 8 valentie-elektronen in hun buitenste schil te bereiken, wat hen stabieler maakt. | | Ionbinding | Een binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen ionen (kationen) en negatief geladen ionen (anionen), meestal gevormd tussen een metaal en een niet-metaal. | | Covalente binding | Een binding die gevormd wordt door het delen van één of meer elektronenparen tussen twee atomen, meestal tussen niet-metalen, om een stabiele elektronenconfiguratie te bereiken. | | Metaalbinding | Een binding die kenmerkend is voor metalen, waarbij positieve metaalionen worden omringd door een 'elektronenzee' van gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat zorgt voor hun specifieke eigenschappen. | | Ionisatie-energie (IE) | De minimale energie die nodig is om een elektron te verwijderen uit een geïsoleerd gasvormig atoom of molecuul in zijn grondtoestand, resulterend in een positief ion. | | Elektronenaffiniteit (EA) | De energieverandering die optreedt wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal gasvormig atoom of molecuul om een negatief ion te vormen; een negatieve waarde geeft energie die vrijkomt aan. | | Roosterenergie (Er) | De energie die vrijkomt bij de vorming van één mol kristallijne vaste stof uit de samenstellende positieve en negatieve ionen in de gasfase; een maat voor de sterkte van de ionbinding in het rooster. | | Coördinatiegetal | Het aantal naaste atomen, ionen of moleculen dat een centraal atoom, ion of molecuul in een kristallijne structuur of complex omringt. | | Molecuulorbitaal (MO) | Een bepaald gebied in de ruimte van een molecuul waarin elektronen met een welbepaalde energie kunnen voorkomen, gevormd door de combinatie van atoomorbitalen. | | Bindende orbitaal | Een molecuulorbitaal waarbij de elektronendichtheid zich concentreert tussen de atoomkernen, wat leidt tot een verlaging van de energie en stabilisatie van de binding. | | Anti-bindende orbitaal | Een molecuulorbitaal waarbij de elektronendichtheid zich buiten het gebied tussen de atoomkernen bevindt, wat leidt tot een verhoging van de energie en destabilisatie van de binding. | | Sigma-bindende MO ($\sigma$-binding) | Een bindende molecuulorbitaal met cilindrische symmetrie rond de as die de twee kernen verbindt, gevormd door de axiale overlapping van atoomorbitalen. | | Pi-bindende MO ($\pi$-binding) | Een bindende molecuulorbitaal waarbij de elektronendichtheid zich boven en onder de as tussen de twee kernen bevindt, gevormd door de zijdelingse overlapping van atoomorbitalen. | | Lewisstructuur | Een diagram dat de valentie-elektronen en bindingen in een molecuul of ion weergeeft, waarbij paren van valentie-elektronen worden voorgesteld als stippen of streepjes. | | Formele lading | De berekende lading van een atoom in een Lewisstructuur, gebaseerd op het aantal valentie-elektronen en het aantal elektronen in de directe omgeving van het atoom; de som van de formele ladingen is gelijk aan de totale lading van het deeltje. | | Oxidatiegetal (OG) | De reële of fictieve lading die aan een atoom in een verbinding wordt toegekend, gebaseerd op de elektronegativiteitswaarden van de gebonden atomen en de aanname van ionische bindingen. | | Resonantie (Mesomerie) | Een concept dat wordt gebruikt om de werkelijke elektronische structuur van moleculen te beschrijven die niet adequaat kunnen worden weergegeven door één enkele Lewisstructuur; de werkelijke structuur is een hybride van meerdere grensstructuren. | | Vanderwaalskrachten | Zwakke intermoleculaire krachten die optreden tussen moleculen, inclusief dispersiekrachten, dipool-geïnduceerd dipoolkrachten en dipoolkrachten. | | Waterstofbruggen | Sterke intermoleculaire krachten die optreden tussen een waterstofatoom dat covalent gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (zoals O, N, of F) en een ander sterk elektronegatief atoom in een naburig molecuul. | | Dipool-geïnduceerd dipoolkracht (Debyekracht) | Een intermoleculaire kracht die ontstaat tussen een polair molecuul (met een permanent dipoolmoment) en een apolair molecuul, waarbij het polaire molecuul een tijdelijke dipool in het apolaire molecuul induceert. | | Dispersiekracht (Londonskracht) | Een zwakke intermoleculaire kracht die ontstaat door tijdelijke fluctuaties in de elektronendichtheid van moleculen, wat leidt tot kortstondige dipolen die elkaar wederzijds induceren. | | Ion-dipoolkracht | Een intermoleculaire kracht die optreedt tussen een ion en een polair molecuul, zoals bij de hydratatie van ionen in water. |

# Filiation et structure des oses Cette section explore les transformations chimiques des oses permettant d'allonger ou de raccourcir leur chaîne carbonée, leur représentation cyclique et en projection de Haworth, ainsi que leur nomenclature et leurs conformations spatiales. ### 1.1 Filiation des aldoses : allongement et raccourcissement La filiation des aldoses décrit les réactions chimiques qui établissent une relation entre les oses en fonction de leur nombre d'atomes de carbone. Elle permet d'allonger une chaîne carbonée (passer d'un aldose à $n$ carbones à un aldose à $n+1$ carbones) ou de la raccourcir (passer d'un aldose à $n$ carbones à un aldose à $n-1$ carbones) [1](#page=1). #### 1.1.1 Synthèse de Kiliani-Fischer : allongement de la chaîne carbonée La synthèse de Kiliani-Fischer permet d'allonger la chaîne carbonée d'un aldose d'un atome de carbone [1](#page=1). Le mécanisme se déroule en trois étapes : 1. **Ajout de HCN:** L'acide cyanhydrique (HCN) s'additionne sur le groupe aldéhyde (−CHO) du carbone 1, formant un cyanohydrine. Le carbone 1 devient ainsi un centre asymétrique, portant un groupe hydroxyle (−OH), un groupe cyano (−CN), un atome d'hydrogène (−H) et le reste de la chaîne carbonée [1](#page=1). > **Example:** Pour le D-érythrose (4 carbones), l'ajout de HCN conduit à deux diastéréoisomères (épimères) en C2, car le groupe −H peut s'ajouter de deux manières différentes [1](#page=1). 2. **Hydrolyse du groupe cyano:** Le groupe cyano (−CN) est hydrolysé en présence d'eau et d'acide pour former un groupe acide carboxylique (−COOH). On obtient alors un acide aldonic [1](#page=1). 3. **Réduction du groupe carboxyle:** Une réduction douce transforme le groupe acide carboxylique (−COOH) en groupe aldéhyde (−CHO). Le sucre résultant est un nouvel aldose avec un carbone de plus que le sucre de départ [1](#page=1). > **Tip:** Cette réaction conduit systématiquement à deux sucres différents car le carbone nouvellement formé (ancien carbonyle) devient un centre chiral, conduisant à une paire d'épimères [1](#page=1). Ce mécanisme est également applicable aux cétoses [1](#page=1). #### 1.1.2 Raccourcissement de la chaîne carbonée Bien que non détaillée dans les pages fournies, le document mentionne la possibilité de raccourcir une chaîne carbonée d'oses [1](#page=1). ### 1.2 Nombre d'isomères des oses Le nombre d'isomères d'un ose dépend du nombre d'atomes de carbone ($n$) et du type d'ose : * **Aldoses:** Le nombre d'isomères est de $2^{n-2}$. Par exemple, le glucose ($n=6$) a $2^{6-2} = 2^4 = 16$ isomères (8 formes D et 8 formes L) [2](#page=2). * **Cétoses:** Le nombre d'isomères est de $2^{n-3}$. Par exemple, le fructose ($n=6$) a $2^{6-3} = 2^3 = 8$ isomères (4 formes D et 4 formes L) [2](#page=2). ### 1.3 Structure cyclique des oses En solution aqueuse ou dans les milieux biologiques, les oses comportant plus de quatre atomes de carbone existent majoritairement sous forme cyclique. La cyclisation s'opère par la réaction d'un groupe hydroxyle (−OH) avec le groupe carbonyle (aldéhyde ou cétone) de la même molécule, formant un hémiacétal ou un hémicétal [2](#page=2). #### 1.3.1 Mécanisme de cyclisation 1. Le groupe −OH d'un carbone (souvent C5 pour les aldoses ou C4 pour les cétoses) attaque le carbone du groupe carbonyle [2](#page=2). 2. Cette attaque forme une liaison avec l'oxygène du carbonyle, créant un cycle [2](#page=2). 3. Le carbone du carbonyle, initialement porteur d'une double liaison $C=O$, devient un carbone tétraédrique et un nouveau centre chiral. Il est appelé le carbone anomérique. Cette cyclisation est parfois appelée cyclisation de Tollens [2](#page=2). #### 1.3.2 Types de cycles La taille du cycle dépend du groupe −OH qui participe à la réaction : * **Pyranose:** Formé lorsque le groupe −OH du carbone 5 attaque le carbonyle. Le cycle résultant est un hétérocycle à 6 atomes (5 carbones et 1 oxygène). Ex: D-glucopyranose [2](#page=2). * **Furanose:** Formé lorsque le groupe −OH du carbone 4 attaque le carbonyle. Le cycle résultant est un hétérocycle à 5 atomes (4 carbones et 1 oxygène). Ex: D-fructofuranose [2](#page=2). ### 1.4 Projection de Haworth La projection de Haworth est une représentation simplifiée en 3D des cycles des sucres [3](#page=3). #### 1.4.1 Représentation * Le cycle est représenté comme un anneau quasi plat [3](#page=3). * L'oxygène du cycle est généralement placé en haut à droite (ou parfois en haut à gauche) [3](#page=3). * Les atomes de carbone sont numérotés dans le sens des aiguilles d'une montre, en commençant par le carbone anomérique (C1 pour les aldoses) [3](#page=3). #### 1.4.2 Règles de conversion Fischer-Haworth Pour passer de la projection de Fischer (linéaire) à la projection de Haworth (cyclique) : * Les groupes −OH qui sont à droite dans la projection de Fischer sont positionnés en bas du cycle dans la projection de Haworth [3](#page=3). * Les groupes −OH qui sont à gauche dans la projection de Fischer sont positionnés en haut du cycle dans la projection de Haworth [3](#page=3). > **Tip:** Cette règle aide à visualiser la position des groupes fonctionnels dans la structure cyclique [3](#page=3). #### 1.4.3 Le carbone anomérique Le carbone 1 (pour les aldoses) devient le carbone anomérique après la cyclisation. Il peut se trouver sous deux formes selon la position de son groupe −OH [3](#page=3): * **Forme $\\alpha$ (alpha):** Le groupe −OH du carbone anomérique est en bas [3](#page=3). * **Forme $\\beta$ (bêta):** Le groupe −OH du carbone anomérique est en haut [3](#page=3). ### 1.5 Conformation spatiale des oses Dans les solutions, les oses adoptent différentes conformations spatiales, notamment les formes "bateau" et "chaise" [3](#page=3). * La **forme chaise** est la plus stable [3](#page=3). * Les oses naturels se présentent préférentiellement sous la **forme chaise**. Ces conformations sont des états d'équilibre [3](#page=3). * * * # Propriétés et réactions chimiques des oses Cette section explore les propriétés physiques et chimiques fondamentales des oses, en détaillant leurs réactions d'oxydation, de réduction, de condensation, et la formation des osides [4](#page=4). ### 2.1 Propriétés physiques des oses Les oses présentent plusieurs propriétés physiques notables : * Ils sont très solubles dans l'eau en raison de la présence de nombreux groupements hydroxyles [4](#page=4). * En solution, les oses possèdent un pouvoir rotatoire spécifique, utile pour leur identification et leur dosage [4](#page=4). * La structure des oses est thermodégradable, conduisant à une caramélisation lors du chauffage [4](#page=4). ### 2.2 Propriétés chimiques des oses Les propriétés chimiques des oses découlent principalement de leur fonction carbonyle (aldéhyde ou cétone) ou de leur groupement hémiacétalique, ainsi que de leurs fonctions alcools [4](#page=4). #### 2.2.1 Réactions dues à la fonction carbonyle (groupement réducteur) Ces réactions incluent l'oxydation, la réduction et la condensation [4](#page=4). ##### 2.2.1.1 Oxydation des oses L'oxydation des oses peut être réalisée chimiquement ou enzymatiquement. ###### 2.2.1.1.1 Oxydation enzymatique L'oxydation enzymatique du glucose par la glucose oxydase (GOD) est une réaction biochimique clé, utilisée notamment dans les tests de glycémie [4](#page=4). * **Principe général**: Une enzyme oxydase utilise le dioxygène (O₂) pour oxyder une molécule. La glucose oxydase (GOD) agit spécifiquement sur le D-glucose [4](#page=4). * **Réaction**: La GOD catalyse la transformation du glucose en acide gluconique, produisant du peroxyde d'hydrogène (H₂O₂) [4](#page=4). `Glucose + O₂ → [glucose oxydase Acide gluconique + H₂O₂` * **Explication**: Le groupement aldéhyde (–CHO) du C1 du glucose est oxydé en groupement acide carboxylique (–COOH), formant l'acide D-gluconique (C₆H₁₂O₇). Le dioxygène est réduit en peroxyde d'hydrogène [4](#page=4). ###### 2.2.1.1.2 Oxydation chimique douce L'oxydation chimique douce d'un aldose transforme le groupement aldéhyde (–CHO) en acide carboxylique (–COOH) sans affecter les autres fonctions hydroxyles [4](#page=4). * **Réaction générale**: Le groupement aldéhyde du C1 est oxydé en acide carboxylique [4](#page=4). `Aldose → Acide aldonique` * **Exemple**: Le D-glucose est oxydé en acide D-gluconique [4](#page=4). * **Réactifs**: L'acide bromhydrique (Br₂/H₂O) est un réactif couramment utilisé pour cette réaction [5](#page=5). ###### 2.2.1.1.3 Oxydation chimique forte L'oxydation forte des aldoses, réalisée avec des oxydants puissants comme l'acide nitrique (HNO₃), affecte plusieurs carbones de la molécule [5](#page=5). * **Principe général**: Sous l'action d'un oxydant puissant (ex: HNO₃), le carbone C1 (aldéhyde) et le carbone C6 (alcool primaire) sont oxydés en fonctions acide carboxylique (–COOH) [5](#page=5). * **Produit**: La molécule obtenue est un acide aldarique (possédant deux fonctions acide carboxylique) [5](#page=5). * **Réaction générale** : `HOCH₂–(CHOH)₄–CHO + HNO₃ → (chaleur) HOOC–(CHOH)₄–COOH + H₂O` * **Exemple**: Le D-glucose est oxydé en acide D-glucarique (ou acide saccharique) [5](#page=5). * **Oxydation forte des cétoses**: Les cétoses, comme le fructose, réagissent différemment avec l'acide nitrique. La fonction cétone en C2 provoque une coupure de la chaîne carbonée, suivie de l'oxydation des extrémités en acides carboxyliques [6](#page=6). * Exemple: L'oxydation forte du D-fructose par HNO₃ conduit à la formation d'acide glycolique et d'acide tartrique [6](#page=6). ###### 2.2.1.1.4 Oxydation par les sels de métaux lourds (Liqueur de Fehling, Solution de Tollens) Ces réactions sont basées sur un principe d'oxydo-réduction [6](#page=6). * **Principe général**: En milieu basique et chauffé, certains ions métalliques (comme Cu²⁺ ou Ag⁺) sont capables d'oxyder les oses réducteurs. L'ion métallique est alors réduit [6](#page=6). `Ose (réducteur) + Sel métallique (oxydant) → Acide aldarique + Métal réduit` * **Aldoses réducteurs**: Les aldoses possèdent une fonction aldéhyde ou une forme qui peut se régénérer en milieu basique. Ils réduisent donc les ions Cu²⁺ en Cu⁺ (précipité de Cu₂O rouge brique) et Ag⁺ en Ag (dépôt d'argent miroir) [6](#page=6). * **Cétoses réducteurs**: Certains cétoses, comme le fructose, peuvent s'isomériser en aldoses en milieu basique, devenant ainsi indirectement réducteurs [6](#page=6). ##### 2.2.1.2 Réduction des oses La réduction des oses transforme la fonction carbonyle en fonction alcool [7](#page=7). * **Réduction d'un aldéhyde (aldose)**: Le groupement aldéhyde (–CHO) du C1 est réduit en alcool primaire (–CH₂OH) à l'aide d'agents réducteurs comme le borohydrure de sodium (NaBH₄) ou le borohydrure (BH₄⁻) [7](#page=7). `R–CHO → R–CH₂OH` Le produit final est un polyol (alcool primaire) [7](#page=7). * **Réduction d'une cétone (cétose)**: Le groupement cétone (–CO–) est réduit en alcool secondaire (–CHOH–) par des agents réducteurs [7](#page=7). `R₁–CO–R₂ → R₁–CHOH–R₂` Le produit final est un polyol (alcool secondaire) [7](#page=7). ##### 2.2.1.3 Condensation des oses Les réactions de condensation permettent de former des liaisons covalentes entre des groupements –OH, –NH₂ d'un ose et des groupements –OH ou –NH₂ d'une autre molécule. Ces réactions libèrent une molécule d'eau (H₂O). La liaison formée s'appelle liaison glycosidique ou hétérosidique [8](#page=8). * **Condensation avec un autre ose (holoside)**: La condensation entre deux oses forme un disaccharide ou un polysaccharide [8](#page=8). * Exemple: Glucose + Glucose → Maltose (liaison α-1,4-glycosidique) + H₂O [8](#page=8). * Produit: Holoside (entièrement sucré) [8](#page=8). * Lien: O-glycosidique (entre le carbone anomérique et un groupement hydroxyle) [8](#page=8). * **Condensation avec un alcool ou un phénol (O-hétéroside)**: Si le partenaire de condensation n'est pas un sucre, on obtient un O-hétéroside [8](#page=8). * Exemple: Sucre + R–OH → O-hétéroside + H₂O [8](#page=8). * **Condensation avec une amine (N-hétéroside)**: La condensation peut se faire avec un groupement –NH₂ [8](#page=8). * Exemple: Sucre + Amine → N-glycoside. Ces liaisons sont cruciales en biochimie, notamment dans l'ADN et l'ARN (sucre + base azotée) [8](#page=8). #### 2.2.2 Réactions dues aux fonctions alcools Les fonctions alcools des oses peuvent subir l'estérification et la déshydratation [9](#page=9). ##### 2.2.2.1 Estérification L'estérification est la réaction d'un groupement hydroxyle (–OH) avec un acide pour former un ester, avec libération d'eau [9](#page=9). * **Principe général** : `R–OH + H–X → R–O–X + H₂O` * **Application aux oses**: Les groupements hydroxyles des oses peuvent être estérifiés par des acides typiques comme l'acide phosphorique (H₃PO₄), l'acide sulfurique, ou des acides carboxyliques [9](#page=9). * **Exemple**: La formation du glucose 6-phosphate est une estérification du –OH en C6 du glucose avec l'acide phosphorique [9](#page=9). `Glucose + H₃PO₄ → Glucose 6-phosphate + H₂O` * Cette réaction est fondamentale pour la première étape de la glycolyse [9](#page=9). ##### 2.2.2.2 Déshydratation en milieu acide La déshydratation des oses en milieu acide et sous l'effet de la chaleur entraîne une cyclisation et la formation de produits aromatiques [10](#page=10). * **Principe général**: La déshydratation d'un ose sous l'action d'un acide fort et de la chaleur libère de l'eau et forme des composés comme le furfural ou l'hydroxyméthylfurfural (HMF) [10](#page=10). `Ose → (acide fort + chaleur) Furfural / HMF + H₂O` * **Types de produits formés** : * Pentoses (C5) donnent du furfural [10](#page=10). * Hexoses (C6) donnent de l'hydroxyméthylfurfural (HMF) [10](#page=10). * **Exemple**: Le ribose (pentose) chauffé en milieu acide forme du furfural et 3 molécules d'eau. Le glucose (hexose) forme du HMF et 3 molécules d'eau [10](#page=10). ### 2.3 Formation des osides Un oside est une molécule glucidique complexe dont l'hydrolyse libère deux ou plusieurs unités d'oses (identiques ou différentes) ou un ose et une molécule non glucidique (aglycone) [11](#page=11). Type d'osideProduits d'hydrolyseExempleCompositionHolosideUniquement des osesMaltose, Saccharose, LactoseOse + OseHétérosideOse(s) + aglycone (non sucrée)ADN, glycoprotéinesOse + molécule non osidique #### 2.3.1 Holosides Les holosides sont formés exclusivement d'oses liés par une liaison osidique, qui est une liaison covalente entre le carbone anomérique d'un ose et un groupement hydroxyle d'un autre ose [11](#page=11). * **Facteurs déterminant la liaison osidique** : 1. Nature des oses liés (ex: glucose, galactose, fructose) [11](#page=11). 2. Forme cyclique de chaque ose (pyranose, furanose) [11](#page=11). 3. Configuration du carbone anomérique: α (anomère en bas du plan) ou β (anomère en haut du plan) [11](#page=11). * **Classification des holosides** : * **Oligosides**: Formés de 2 à 10 oses (ex: Maltose, Saccharose, Lactose) [11](#page=11). * **Polyosides (polysaccharides)**: Formés de plus de 10 oses (ex: Amidon, Glycogène, Cellulose). Ils servent souvent de réserve énergétique ou de structure [11](#page=11). * **Diholosides réducteurs**: Un diholoside est réducteur si le groupement hémiacétalique d'un de ses oses reste libre, permettant ainsi de réduire les sels métalliques. Ces diholosides peuvent exister sous formes α ou β [11](#page=11). #### 2.3.2 Nomenclature générale des osides La nomenclature des osides dépend de l'état de la fonction hémiacétalique du dernier ose : * **\-ose**: L'ose a sa fonction hémiacétalique libre (sucre réducteur) [12](#page=12). * **\-osyl**: L'ose a sa fonction hémiacétalique engagée dans la liaison osidique (premier ose d'un diholoside) [12](#page=12). * **\-oside**: La fonction hémiacétalique du dernier ose est engagée (sucre non réducteur) [12](#page=12). * **Exemple 1 : Lactose** * Composition: 1 D-galactose + 1 D-glucose [12](#page=12). * Liaison: β(1 →4) (C1 du galactose lié au C4 du glucose) [12](#page=12). * Nom chimique: D-galactopyranosyl (β →4) D-glucopyranose [12](#page=12). * Le galactose est engagé (-osyl), le glucose est libre (-ose). Le lactose est donc un sucre réducteur [12](#page=12). * **Exemple 2 : Saccharose** * Composition: 1 glucose + 1 fructose [12](#page=12). * Liaison: α(1 →β2) (C1 du glucose lié au C2 du fructose) [12](#page=12). * Nom chimique: D-glucopyranosyl (α →β ) D-fructofuranoside ou α-D-glucopyranosyl (1→2)-β-D-fructofuranoside [12](#page=12). * Les carbones anomériques du glucose (C1) et du fructose (C2) sont engagés. Il n'y a pas de fonction hémiacétalique libre, donc le saccharose est un sucre non réducteur [13](#page=13). * **Exemple 3 : Maltose** * Composition: 2 molécules de D-glucose [13](#page=13). * Liaison: α(1 →4) (C1 du premier glucose lié au C4 du second glucose) [13](#page=13). * Nom chimique: D-glucopyranosyl (α →4) D-glucopyranose ou D-glucopyranosyl (1→4) D-glucopyranose [13](#page=13). * Le premier glucose est engagé (-osyl), le second garde son C1 libre (-ose). Le maltose est donc un sucre réducteur. C'est un produit de la digestion de l'amidon [13](#page=13). * * * # Polysides et Hétérosides Les polysaccharides et les hétérosides représentent des classes de glucides complexes aux structures et fonctions diverses, allant du stockage d'énergie aux rôles biologiques spécifiques. ### 3.1 Les polysaccharides Les polysaccharides, également appelés polysides, sont de grands glucides complexes constitués par la condensation de nombreuses molécules d'oses, souvent plusieurs centaines à des milliers. La liaison entre deux oses est une liaison O-glycosidique (ou osidique) [14](#page=14). Les polysaccharides remplissent trois fonctions principales : * Rôle de réserve énergétique (exemples: amidon, glycogène) [14](#page=14). * Rôle structural (exemples: cellulose, chitine) [14](#page=14). * Rôle biologique spécifique (exemples: acide hyaluronique, héparine) [14](#page=14). #### 3.1.1 Caractéristiques distinctives des polysaccharides Les polysaccharides se différencient selon trois critères principaux : 1. Le type d'oses constitutifs (identiques ou différents) [14](#page=14). 2. Le type de liaison osidique (α ou β, et les positions des carbones impliqués, par exemple 1→4, 1→6) [14](#page=14). 3. La structure de la chaîne : * Linéaire (sans ramifications) [14](#page=14). * Ramifiée [14](#page=14). #### 3.1.2 Principales familles de polysaccharides ##### 3.1.2.1 Homopolysides Les homopolysides sont formés d'un seul type d'ose [14](#page=14). ExempleOses constitutifsType de liaisonStructureRôleAmidonGlucoseα(1→4) et α(1→6)Ramifiée (amylopectine) et linéaire (amylose)Réserve énergétique végétaleGlycogèneGlucoseα(1→4) et α(1→6)Fortement ramifiéeRéserve énergétique animaleCelluloseGlucoseβ(1→4)LinéaireRôle structural (paroi végétale) > **Tip:** La notation α(1→4) signifie que la liaison implique le carbone 1 en position α du premier ose et le carbone 4 du deuxième ose [15](#page=15). ### 3.2 Les hétérosides Un hétéroside est une molécule composée de deux parties distinctes : 1. Une partie glucidique: un ose ou un polysaccharide (appelée "partie sucre") [15](#page=15). 2. Une partie non glucidique: appelée aglycone ou génine [15](#page=15). Ces deux parties sont liées par une liaison glycosidique. La liaison se forme entre le carbone anomérique du sucre (via son hydroxyle) et un atome de la partie aglycone [15](#page=15). #### 3.2.1 Classification des hétérosides La classification des hétérosides dépend de l'atome de l'aglycone participant à la liaison : Type d'hétérosideLiaisonExemple typiqueOù trouve-t-on ?O-hétérosideOse lié à un O (alcool)Liaison ose-sérine (ou thréonine) dans une protéineGlycoprotéinesN-hétérosideOse lié à un N (amine)Nucléosides (ex: adénosine : ribose + adénine)ADN, ARNC-hétérosideOse lié à un CCertains pigments végétauxPlantes médicinalesS-hétérosideOse lié à un S (thiol)Composés soufrés (rares)Plantes alliacées (ail, oignons) #### 3.2.2 Les aglycones Les aglycones sont les parties non glucidiques associées au sucre. Elles peuvent être de plusieurs types [15](#page=15): Type d'aglyconeExemple caractéristiqueRôlesLipide + oseGlycolipidePrésents dans les membranes cellulaires, reconnaissance cellulaireProtéine + oseGlycoprotéine, protéoglycane, peptidoglycaneRôles variés (structure, reconnaissance, enzyme, hormonaux, immunitaires)Base azotée + oseNucléosideStockage et transmission d'information génétique #### 3.2.3 Composition et propriétés de diverses aglycones TypeCompositionPrésence / ImportanceGlycolipidesLipide + oseComposent la membrane cellulaire, servent à la reconnaissance entre cellules.Protéoglycanes (PG)Protéine + longues chaînes glucidiques (souvent GAG)Présents dans les tissus conjonctifs, rôle de structure et de lubrification.PeptidoglycanesPeptides + polysaccharidesParoi bactérienne (assure la rigidité).Glycoprotéines (GP)Protéine + quelques oses (chaînes courtes)Rôles hormonaux, immunitaires, enzymatiques.Protéines glycosyléesFixation non enzymatique d’un glucose sur une protéineMarqueurs biologiques (ex: HbA1c pour la glycémie à long terme). > **Example:** Dans les cellules, les liaisons présentes dans les hétérosides servent à identifier les cellules (glycolipides), à communiquer (glycoprotéines) et à stocker/transmettre l'information génétique (nucléosides, constituant l'ADN/ARN) [16](#page=16). * * * # Lipides : composition, propriétés et classification This section details the fundamental characteristics of lipids, including their hydrophobic nature, constituent elements, key physiological roles, and common classifications based on chemical structure [17](#page=17). ### 4.1 Définition et composition des lipides Lipids are organic compounds primarily composed of carbon (C), hydrogen (H), and oxygen (O). Their defining characteristic is their hydrophobic nature, meaning they do not interact with water molecules. This insolubility in water arises from their nonpolar structure. Most lipids are formed from two main components: fatty acids (long carbon chains ending in a carboxyl group, -COOH) and an alcohol, frequently glycerol (which has one or more hydroxyl groups, -OH). The ester linkage between a fatty acid and an alcohol forms the chemical basis of many lipids like fats and oils [17](#page=17). > **Tip:** Remember that "hydrophobic" directly relates to their inability to dissolve in water, a polar solvent, contrasting with their solubility in nonpolar solvents like chloroform or ether [17](#page=17). Some substances, like steroids and fat-soluble vitamins (A, D, E, K), are categorized with lipids due to their hydrophobic character, even if they do not contain fatty acids [17](#page=17). ### 4.2 Propriétés des lipides The primary property of lipids is their **hydrophobicity**. Due to their nonpolar nature, they are insoluble in water (a polar molecule) but readily dissolve in nonpolar solvents such as ether, chloroform, or benzene [17](#page=17). > **Tip:** This property is crucial for understanding how lipids function in biological systems, such as forming cell membranes and acting as barriers. Lipids can also exhibit an **amphipathic** character, possessing both a hydrophilic (water-loving) and a hydrophobic (water-repelling) region. This is characteristic of phospholipids and glycolipids, which are vital components of cell membranes. Triglycerides and waxes are examples of lipids that are strictly hydrophobic [19](#page=19). ### 4.3 Rôles essentiels des lipides Lipids play numerous critical roles in the body [17](#page=17): #### 4.3.1 Isolation and organ protection Lipids form adipose tissue, a fatty layer found beneath the skin and around vital organs [17](#page=17). * **Thermal insulation:** Adipose tissue acts as an insulating barrier, minimizing heat loss and maintaining constant body temperature, particularly in cold environments [17](#page=17). * **Mechanical protection:** Fats cushion vital organs like the heart, kidneys, and liver, protecting them from physical shocks and external pressures [17](#page=17). #### 4.3.2 Transport and absorption of vitamins Certain lipids facilitate the transport and absorption of fat-soluble vitamins (A, D, E, K). These vitamins are essential for vision, cell growth, calcium absorption, bone health, cellular protection against oxidation, and blood clotting. Lipids aid their uptake in the intestine and distribution via the bloodstream to where they are needed [18](#page=18). #### 4.3.3 Energy storage Lipids are the body's primary energy reserve. Fatty acids are stored in adipocytes as triacylglycerols (triglycerides). These molecules can be broken down to release energy when the body requires it, such as between meals or during physical exertion. Lipids offer a very high energy yield: 1 gram of lipid releases approximately 9 kilocalories (kcal), more than double the energy released by 1 gram of carbohydrates or proteins (around 4 kcal) [18](#page=18). > **Example:** Their high energy density makes lipids an efficient form of long-term energy storage. #### 4.3.4 Synthesis of signaling molecules Some lipids are precursors to signaling molecules, participating in cellular communication. Polyunsaturated fatty acids, like arachidonic acid, are used by the body to synthesize eicosanoids, including prostaglandins, thromboxanes, and leukotrienes. These compounds regulate vital functions such as inflammation, pain, blood clotting, and the contraction of smooth muscles in airways and the uterus [18](#page=18). ### 4.4 Classification des lipides Lipids are broadly classified into two main categories based on their chemical composition: simple lipids and complex lipids [19](#page=19). #### 4.4.1 Lipides simples These lipids are composed solely of carbon, hydrogen, and oxygen. They generally result from the union of fatty acids and an alcohol [19](#page=19). * **Glycérides:** The alcohol is glycerol. They can be mono-, di-, or triacylglycerols depending on the number of fatty acids attached. These are the fats and oils found in the body and diet, primarily serving as an energy reserve [19](#page=19). * **Cérides:** The alcohol is a long-chain alcohol (typically 16 to 30 carbons). These lipids form waxes, found on surfaces like skin, leaves, and feathers, providing protection and waterproofing [19](#page=19). * **Stérides:** The alcohol is a sterol, such as cholesterol. These compounds form cholesterol esters and are involved in cholesterol storage and transport within the organism [19](#page=19). #### 4.4.2 Lipides complexes These lipids contain, in addition to C, H, and O, other elements like phosphorus (P) or nitrogen (N). They are often constituents of cell membranes [19](#page=19). * **Glycérophospholipides:** Contain glycerol, two fatty acids, and a phosphate group. The phosphate can be linked to a nitrogenous compound. Their primary role is in the structure of cell membranes [19](#page=19). * **Sphingolipides:** Composed of a base called sphingosine, a fatty acid, and sometimes a phosphate group. They are particularly present in the nervous system, such as in the myelin sheath [19](#page=19). * **Glycolipides:** Formed by a lipid linked to a carbohydrate (sugar). Located on the surface of cell membranes, their main roles are in cell recognition and communication [19](#page=19). #### 4.4.3 Classification physico-chimique Based on their interaction with water, lipids can be classified as: * **Hydrophobic:** Totally insoluble in water, like triglycerides and waxes [19](#page=19). * **Amphipathic:** Having one part that loves water (hydrophilic) and another that repels it (hydrophobic). This is typical of phospholipids and glycolipids [19](#page=19). * * * # Acides gras : structure, propriétés et nomenclature Ce sujet explore en détail la structure, les propriétés physico-chimiques et la nomenclature des acides gras, des composants essentiels des lipides. ### 5.1 Définition et nature amphiphile des acides gras Les acides gras sont des acides monocarboxyliques caractérisés par la présence d'une fonction acide carboxylique ($–COOH$) polaire et hydrophile, et d'un radical R, qui est une chaîne hydrocarbonée apolaire et hydrophobe de longueur variable. Ils peuvent être représentés par la formule générale $R–COOH$. Cette double nature (hydrophile et hydrophobe) confère aux acides gras leur caractère amphiphile, leur permettant de former des structures comme les micelles ou les membranes biologiques en orientant leurs têtes hydrophiles vers l'eau et leurs queues hydrophobes entre elles. Dans l'eau à pH physiologique, le groupe carboxyle ($–COOH$) peut se déprotoner pour former un carboxylate ($–COO^-$), chargé négativement et donc plus soluble dans l'eau [20](#page=20). #### 5.1.1 Caractéristiques générales Les chaînes carbonées des acides gras sont généralement linéaires, comportent un nombre pair d'atomes de carbone (entre 14 et 24 pour les acides gras naturels) et peuvent être saturées (sans double liaison) ou insaturées (avec une ou plusieurs doubles liaisons). Ils peuvent également être linéaires, ramifiés ou cycliques, mais ne sont pas hydrolysables contrairement aux lipides complexes [20](#page=20). ### 5.2 Classification des acides gras Les acides gras sont principalement classés selon la présence ou l'absence de liaisons doubles, le nombre d'atomes de carbone et le nombre de doubles liaisons [21](#page=21) [22](#page=22). #### 5.2.1 Acides gras saturés Les acides gras saturés possèdent une chaîne carbonée entièrement saturée en hydrogène, sans aucune double liaison [21](#page=21). ##### 5.2.1.1 Formule générale et exemples Leur formule générale est $C\_nH\_{2n+2}$ pour un acide gras saturé à $n$ carbones. Plus spécifiquement, la chaîne hydrocarbonée est $C\_nH\_{2n}$ lorsqu'elle est attachée au groupe $COOH$, donnant ainsi la formule $C\_nH\_{2n+1}COOH$. Les acides gras saturés représentatifs incluent l'acide palmitique ($C16:0$), l'acide stéarique ($C18:0$), l'acide butyrique ($C4:0$) et l'acide lignocérique ($C24:0$) [21](#page=21). ##### 5.2.1.2 Nomenclature et numérotation La numérotation de la chaîne carbonée commence par le carbone du groupement carboxyle (COOH). Par exemple, pour l'acide palmitique ($C16:0$), la formule développée est $CH₃-(CH₂)₁₄-COOH$. Le symbole $C16:0$ indique 16 carbones et 0 double liaison. Le préfixe "n-" dans les noms systématiques comme acide n-hexadécanoïque signifie que la chaîne est normale, linéaire et non ramifiée [21](#page=21) [22](#page=22). * **Exemple : Acide palmitique** * Nom d'usage : Acide palmitique * Nom systématique : Acide n-hexadécanoïque * Symbole : $C16:0$ * Formule brute : $C\_{16}H\_{32}O\_2$ * Formule développée: $H₃C–(CH₂)₁₄–COOH$ [22](#page=22). * **Exemple : Acide stéarique** * Nom d'usage : Acide stéarique * Nom systématique : Acide n-octadécanoïque * Symbole : $C18:0$ * Formule brute : $C\_{18}H\_{36}O\_2$ * Formule développée: $H₃C–(CH₂)₁₆–COOH$ [22](#page=22). #### 5.2.2 Acides gras insaturés Les acides gras insaturés possèdent au moins une double liaison carbone-carbone ($C=C$) dans leur chaîne hydrocarbonée [22](#page=22). ##### 5.2.2.1 Formule générale Leur formule générale est $C\_nH\_{2n-2x}O\_2$, où $x$ représente le nombre de doubles liaisons. Les acides gras insaturés naturels comptent généralement entre 16 et 20 carbones, et la première double liaison se situe souvent entre $C9$ et $C10$. Ces doubles liaisons sont généralement séparées par un groupement méthylène ($–CH₂–$) [22](#page=22). ##### 5.2.2.2 Classification selon le nombre de doubles liaisons * **Acides gras mono-insaturés (AGMI)**: Ils possèdent une seule double liaison, fréquemment localisée entre $C9$ et $C10$. L'acide oléique ($C18:1\\Delta9$ ou $\\omega9$) en est un exemple, avec la formule développée $CH₃-(CH₂)₇-CH=CH-(CH₂)₇-COOH$. Ces acides gras sont souvent présents dans les huiles végétales et sont considérés comme bénéfiques pour la santé [23](#page=23). * **Acides gras poly-insaturés (AGPI)**: Ils possèdent plusieurs doubles liaisons, toujours séparées par un ou plusieurs groupements méthylènes. Les acides essentiels, qui doivent être apportés par l'alimentation, appartiennent à cette catégorie [23](#page=23). * Acide linoléique: $C18:2\\Delta9,12$ (famille $\\omega6$) [23](#page=23). * Acide $\\alpha$\-linolénique: $C18:3\\Delta9,12,15$ (famille $\\omega3$) [23](#page=23). Ces AGPI jouent des rôles importants dans la croissance, le développement, la synthèse de médiateurs chimiques et le fonctionnement cardiovasculaire [23](#page=23). ##### 5.2.2.3 Conventions de nomenclature pour les doubles liaisons Il existe deux systèmes de numérotation pour indiquer la position des doubles liaisons : * **Nomenclature $\\Delta$ (Delta)**: Cette notation indique la position de la première double liaison en partant du groupe carboxyle ($COOH$, carbone $C1$). Par exemple, $C18:1\\Delta9$ signifie que la double liaison se situe entre le carbone 9 et le carbone 10 [23](#page=23). * **Nomenclature $\\omega$ (Oméga)**: Cette notation indique la position de la première double liaison en partant du méthyle terminal ($CH₃$, appelé $\\omega$\-carbone). Par exemple, $C18:1\\omega9$ signifie que la double liaison se trouve sur le 9ème carbone à partir du méthyle terminal [23](#page=23). #### 5.2.3 Configurations des doubles liaisons La double liaison $C=C$ introduit une rigidité dans la chaîne. Les deux configurations possibles sont : * **Configuration Cis**: Les deux atomes d'hydrogène sont du même côté de la double liaison. Cela induit un coude ou un pli dans la chaîne, empêchant un empilement serré des molécules et rendant les acides gras liquides à température ambiante [24](#page=24). * **Configuration Trans**: Les deux atomes d'hydrogène sont de part et d'autre de la double liaison. La chaîne reste presque linéaire, ressemblant à celle des acides gras saturés, ce qui favorise un empilement serré et rend les acides gras solides à température ambiante [24](#page=24). ### 5.3 Propriétés physico-chimiques des acides gras Les propriétés physico-chimiques des acides gras dépendent principalement de la longueur de leur chaîne carbonée et de leur degré d'insaturation [26](#page=26). #### 5.3.1 Solubilité dans l'eau En raison de leur nature amphiphile, les acides gras ont une solubilité dans l'eau limitée. Plus la chaîne hydrocarbonée (partie hydrophobe) est longue, moins l'acide gras est soluble dans l'eau. Les chaînes courtes (jusqu'à $C10$) sont solubles, tandis que les chaînes plus longues sont pratiquement insolubles. Les doubles liaisons augmentent légèrement la solubilité en empêchant un empilement compact des molécules [26](#page=26). #### 5.3.2 Densité Les acides gras ont une densité légèrement inférieure à celle de l'eau, généralement entre 0,8 et 0,95 g/cm³. C'est pourquoi les huiles flottent à la surface de l'eau [26](#page=26). > **Tip:** Le tableau comparatif des densités montre que les huiles d'origine végétale ou animale ont des densités inférieures à celles de l'eau, expliquant leur flottabilité [26](#page=26). #### 5.3.3 Point de fusion Le point de fusion est la température à laquelle un solide devient liquide. Deux facteurs influencent ce point [27](#page=27): * **Longueur de la chaîne carbonée**: Une chaîne carbonée plus longue permet des interactions intermoléculaires plus fortes, nécessitant plus de chaleur pour les séparer. Par conséquent, le point de fusion augmente avec la longueur de la chaîne. Les chaînes courtes (< 10 carbones) sont liquides à température ambiante, tandis que les chaînes longues (> 10 carbones) sont solides. Les graisses solides contiennent des acides gras longs et saturés, tandis que les huiles liquides contiennent des acides gras courts ou insaturés [27](#page=27). * **Degré d'insaturation**: Chaque double liaison crée une courbure dans la chaîne, empêchant un emboîtement efficace des molécules. Cela affaiblit les interactions intermoléculaires, diminuant le point de fusion. Ainsi, plus il y a de doubles liaisons, plus le point de fusion est bas, et plus le corps est liquide [27](#page=27). ### 5.4 Propriétés chimiques des acides gras Les réactions chimiques des acides gras sont dues à leur fonction acide carboxylique et, pour les acides gras insaturés, à la présence de doubles liaisons [27](#page=27). #### 5.4.1 Réactions dues à la fonction acide (–COOH) * **Formation de sels alcalins (savons)**: La réaction d'un acide gras avec une base forte comme le $NaOH$ ou le $KOH$ produit un sel de cet acide gras, appelé savon, et de l'eau [27](#page=27). * Équation: $R–COOH + NaOH \\rightarrow –COO^-Na^+ + H\_2O$ [27](#page=27). Le sel formé, comme le $–COO^-Na^+$, est amphiphile, possédant une partie hydrophobe ($R$) et une partie hydrophile ($–COO^-$), ce qui lui confère ses propriétés détergentes [27](#page=27). * **Estérification**: La réaction d'un acide gras avec un alcool forme un ester et de l'eau. Cette réaction est fondamentale pour la synthèse des triglycérides, formés par la liaison de trois acides gras avec une molécule de glycérol [28](#page=28). * Équation: $R–COOH + R'–OH \\rightarrow –COO–R' + H\_2O$ [28](#page=28). #### 5.4.2 Réactions dues à la présence de doubles liaisons (C=C) Ces réactions concernent spécifiquement les acides gras insaturés [28](#page=28). * **Hydrogénation**: L'addition d'hydrogène ($H\_2$) sur les doubles liaisons transforme un acide gras insaturé en acide gras saturé. Cette réaction est utilisée pour solidifier les huiles végétales liquides en graisses hydrogénées [28](#page=28). * Exemple: L'huile végétale (liquide, insaturée) peut être hydrogénée pour obtenir de la margarine (solide, saturée) [28](#page=28). * **Oxydation**: L'oxydation d'un acide gras insaturé, par exemple avec du permanganate de potassium ($KMnO\_4$), conduit à la rupture de la double liaison et à la formation de deux acides carboxyliques. Cette réaction explique le rancissement des graisses lorsqu'elles s'oxydent à l'air [28](#page=28). * Équation: $R–CH=CH–R'–COOH + KMnO\_4 \\rightarrow R–COOH + HOOC–R'–COOH$ [28](#page=28). Chaque double liaison donne ainsi un acide simple et un diacide [28](#page=28). * * * # Types spécifiques de lipides simples et complexes Voici une section de votre guide d'étude sur les types spécifiques de lipides simples et complexes. ## 6\. Types spécifiques de lipides simples et complexes Cette section détaille les différentes classes de lipides simples et complexes, en expliquant leur structure, leur formation et leurs rôles biologiques. ### 6.1 Les lipides simples (homolipides) Les lipides simples sont des molécules constituées uniquement de carbone (C), d'hydrogène (H) et d'oxygène (O). Ils résultent de la réaction d'estérification entre un alcool et un ou plusieurs acides gras. La classification principale repose sur la nature de l'alcool [29](#page=29). #### 6.1.1 Les glycérides (ou acylglycérols) Les glycérides sont des esters formés par la réaction entre le glycérol et un ou plusieurs acides gras. Le glycérol est un triol, possédant trois groupes hydroxyles (-OH) qui peuvent estérifier des acides gras. Les positions sur le glycérol sont nommées $\\alpha$, $\\beta$, et $\\alpha'$ [30](#page=30). **Types de glycérides selon le nombre d'acides gras :** * **Monoglycéride:** 1 acide gras + 1 glycérol. C'est un intermédiaire dans la digestion et possède des propriétés amphipathiques [30](#page=30). * **Diglycéride:** 2 acides gras + 1 glycérol. Également un intermédiaire métabolique et amphipathique [30](#page=30). * **Triglycéride:** 3 acides gras + 1 glycérol. Constituent principal des graisses et huiles, ils sont très hydrophobes [30](#page=30). **Glycérides simples vs. mixtes :** * **Simples (homogènes):** Tous les acides gras sont identiques (R₁ = R₂ = R₃) [30](#page=30). * **Mixtes (hétérogènes):** Les acides gras sont différents (R₁ ≠ R₂ ≠ R₃) [30](#page=30). **Propriétés physiques des glycérides :** * **Solubilité:** Les monoglycérides et diglycérides sont amphipathiques, tandis que les triglycérides sont totalement hydrophobes et insolubles dans l'eau, mais solubles dans les solvants organiques [31](#page=31). * **Point de fusion:** Dépend de la nature des acides gras. Les acides gras saturés donnent des solides (graisses), tandis que les acides gras insaturés donnent des liquides (huiles) à température ambiante [31](#page=31). **Réactions chimiques :** * **Hydrolyse acide ou enzymatique:** Triglycéride + H₂O → Glycérol + 3 acides gras. C'est la réaction naturelle lors de la digestion par les lipases [31](#page=31). * **Hydrolyse alcaline (saponification):** Triglycéride + NaOH → Glycérol + 3 Sels d'acides gras (savons). Utilisée industriellement pour fabriquer du savon [31](#page=31). **Rôles des triglycérides :** 1. **Rôle énergétique:** Molécules de réserve d'énergie, fournissant environ 9 kcal/g, soit le double des glucides ou protéines. Stockés dans le tissu adipeux, ils sont mobilisés en cas de jeûne ou d'effort, libérant des acides gras et du glycérol [31](#page=31). 2. **Stockage énergétique:** Stockés dans les adipocytes sans association d'eau, contrairement au glycogène [31](#page=31). 3. **Isolation thermique et protection:** Le tissu adipeux sous-cutané agit comme isolant thermique et protège les organes internes [31](#page=31). 4. **Rôle physiopathologique:** Un excès peut entraîner obésité, diabète, maladies cardiovasculaires et production de facteurs inflammatoires [32](#page=32). **Digestion et hydrolyse des triglycérides :** Les triglycérides alimentaires sont hydrolysés en 1 monoglycéride et 2 acides gras par la lipase pancréatique dans l'intestin grêle [32](#page=32). **Hydrolyse dans les cellules (lipolyse) :** Les triglycérides stockés sont dégradés par des enzymes : * ATGL: TG → Diglycéride (DG) + 1 AG [32](#page=32). * HSL: DG → Monoglycéride (MG) + 1 AG [32](#page=32). * MGL: MG → Glycérol + 1 AG [32](#page=32). Le résultat final est 3 acides gras et du glycérol [32](#page=32). #### 6.1.2 Les cérides (cire) Les cérides sont formés par la réaction d'estérification entre un acide gras et un alcool gras à longue chaîne (souvent 16 à 30 carbones) [29](#page=29). **Exemple de formation :** Acide palmitique + Alcool cétylique → Palmitate de cétyle + H₂O [37](#page=37). La molécule résultante possède une longue chaîne hydrocarbonée (hydrophobe) et une liaison ester [37](#page=37). **Propriétés physiques :** * **Solides à température ambiante:** Les longues chaînes carbonées s'empilent bien, conduisant à un point de fusion élevé [37](#page=37). * **Très peu solubles dans l'eau:** Absence quasi totale de groupes polaires [37](#page=37). **Exemples et rôles :** * Cire d'abeille: Protection des rayons [29](#page=29). * Sébium (cire cutanée): Protection de la peau et des poils contre la déshydratation [29](#page=29). * Cires végétales: Sur les feuilles pour limiter l'évaporation [29](#page=29). * Rôle général: Protection contre l'eau et les agents extérieurs [29](#page=29). #### 6.1.3 Les stérides (esters de cholestérol) Les stérides sont formés par l'union d'un acide gras avec un stérol, le plus connu étant le cholestérol. Il s'agit d'une estérification entre un groupe hydroxyle du stérol et le groupe carboxyle de l'acide gras [29](#page=29) [32](#page=32). **Structure de base :** Le noyau stérane, commun à tous les stéroïdes, est composé de 4 cycles accolés: 3 cycles hexagonaux (A, B, C) et 1 cycle pentagonal (D). Cette structure rigide est présente chez les eucaryotes [33](#page=33). **Cholestérol :** * Formule: C₂₇H₄₆ [33](#page=33). * Fonction: Alcool (stérol) [33](#page=33). * Masse molaire: ≈386,65 g/mol [33](#page=33). * **Rôles :** * Constituant majeur des membranes cellulaires, stabilisant leur fluidité et leur perméabilité [33](#page=33). * Précurseur de : * Acides biliaires [33](#page=33). * Vitamine D [33](#page=33). * Hormones stéroïdiennes [33](#page=33). * **Forme estérifiée:** Cholestérol + Acide gras. Cette forme est plus hydrophobe et stockée dans les gouttelettes lipidiques [33](#page=33). **Dérivés du cholestérol :** * **Acides biliaires:** Synthétisés dans le foie, stockés dans la vésicule biliaire. Leur rôle est d'émulsifier les graisses dans l'intestin, facilitant leur digestion. Ils existent sous forme primaire (acide cholique, acide chénodésoxycholique) et secondaire (transformés par la flore intestinale) [34](#page=34). * **Vitamine D:** Synthétisée dans la peau à partir du 7-déhydrocholestérol sous l'action des rayons UV (Vitamine D₃, cholécalciférol). Son rôle est la minéralisation osseuse (absorption du calcium et du phosphore) [34](#page=34). * **Hormones stéroïdiennes:** Hormones dérivées du cholestérol possédant le noyau stérane. Elles sont produites par différentes glandes et ont des rôles variés [35](#page=35): * **Glucocorticoïdes:** Cortisol (corticosurrénale). Régule le métabolisme du glucose, anti-inflammatoire, immunomodulateur [35](#page=35). * **Minéralocorticoïdes:** Aldostérone (corticosurrénale). Contrôle la quantité de Na⁺ et d'eau dans le sang, régule la pression artérielle [36](#page=36). * **Androgènes:** Testostérone (testicules). Spermatogenèse, croissance musculaire et osseuse, développement des caractères sexuels secondaires mâles [36](#page=36). * **Œstrogènes:** Estradiol (ovaires). Développement des caractères sexuels secondaires féminins, prépare l'utérus, régule le cycle menstruel [36](#page=36). * **Progestatifs:** Progestérone (corps jaune de l'ovaire). Prépare l'utérus à la nidation, maintient la grossesse [36](#page=36). ### 6.2 Les lipides complexes Les lipides complexes contiennent des acides gras et d'autres groupes chimiques (phosphate, sucre, etc.). Ils constituent les principales structures des membranes biologiques. Ils se divisent en trois familles: les glycérophospholipides, les sphingolipides, et les glycérolycolipides [38](#page=38). #### 6.2.1 Les glycérophospholipides Ce sont les lipides complexes les plus importants chez l'homme. Leur structure de base est l'acide phosphatidique, composé de [38](#page=38): * **Glycérol:** Squelette à 3 carbones (C1, C2, C3) [38](#page=38). * **Deux acides gras:** Un généralement saturé sur C1, un souvent insaturé sur C2 [38](#page=38). * **Un acide phosphorique:** Fixé sur C3 [38](#page=38). Lorsqu'un alcool (HO-X) est ajouté à l'acide phosphatidique, il se fixe sur le groupe phosphate, formant un glycérophospholipide. Ces molécules sont amphiphiles, possédant une tête polaire hydrophile (glycérophosphate + alcool) et une queue apolaire hydrophobe (2 acides gras). Cette amphiphilie leur permet de former la bicouche lipidique des membranes cellulaires [40](#page=40) [43](#page=43). **Types de glycérophospholipides (basés sur l'alcool fixé au phosphate) :** * **Phosphatidylcholine (lécithine):** Contient la choline. Composant des membranes, transport de lipides [40](#page=40). * **Phosphatidyléthanolamine (céphaline):** Contient l'éthanolamine. Composant des membranes, cerveau [40](#page=40). * **Phosphatidylsérine:** Contient la sérine (acide aminé). Signalisation cellulaire (apoptose) [40](#page=40). * **Phosphatidylinositol:** Contient l'inositol (sucre cyclique). Transmission du signal cellulaire [40](#page=40). * **Phosphatidylglycérol:** Contient du glycérol. Membranes mitochondriales [40](#page=40). * **Cardiolipine:** Composée de 2 acides phosphatidiques et de glycérol. Membrane interne des mitochondries [40](#page=40). **Amphiphilie:** La tête polaire interagit avec l'eau et les ions, tandis que les queues hydrophobes se regroupent au centre de la membrane, formant une zone hydrophobe [43](#page=43). **Organisation en bicouche lipidique:** En milieu aqueux, les têtes hydrophiles s'orientent vers l'extérieur (milieu extracellulaire et cytoplasme) et les queues hydrophobes se regroupent au centre, loin de l'eau [44](#page=44). #### 6.2.2 Les sphingolipides Les sphingolipides sont des lipides complexes dont le squelette n'est pas le glycérol, mais la sphingosine. La sphingosine est un amino-dialcool à 18 carbones, possédant une fonction amine (-NH₂), deux fonctions alcool (-OH), et une longue chaîne hydrocarbonée avec une double liaison trans [44](#page=44). **Formation d'un céramide:** La fonction amine de la sphingosine réagit avec un acide gras via une liaison amide, formant un céramide (sphingosine + acide gras). Cette liaison amide est forte et stable [45](#page=45). **Familles de sphingolipides (selon la molécule greffée sur le -OH du C1 du céramide) :** * **A. Sphingophospholipides (ou sphingomyélines) :** * Nature de la liaison: Ester phosphorique [46](#page=46). * Composition: Céramide + phosphate + alcool (comme la choline ou l'éthanolamine) [46](#page=46). * Exemple: Sphingomyéline (céramide + phosphate + choline) [46](#page=46). * Localisation: Membrane plasmique, surtout dans les cellules nerveuses, et gaines de myéline [46](#page=46). * Rôle: Protection et conduction du signal nerveux [46](#page=46). * Enzyme: Sphingomyélinase, qui hydrolyse la liaison ester phosphorique. Une déficience peut causer des maladies lysosomales comme la maladie de Niemann-Pick [46](#page=46). * **B. Sphingoglycolipides :** * Composition: Céramide lié à un ou plusieurs sucres (oses) au niveau du carbone 1. Ils ne contiennent pas de phosphate [47](#page=47). * **Cérébrosides:** Contiennent un seul ose (ex: galactocérébroside, glucocérébroside). Présents dans le tissu nerveux et les membranes [47](#page=47). * **Gangliosides (ou Oligosylcéramides):** Contiennent plusieurs oses (2 à 20), dont souvent un acide sialique (ex: GM1, GM2, GD1). Très abondants dans les neurones du cerveau [47](#page=47). * **Structure:** Céramide + chaîne glucidique complexe (galactose, glucose, N-acétyl-D-galactosamine, etc., et acide sialique) [47](#page=47). * **Fonction:** Reconnaissance cellulaire, communication intercellulaire, identification par le système immunitaire, récepteurs de toxines/virus. Le ganglioside GM1 est impliqué dans la reconnaissance neuronale et est un point d'entrée pour la toxine cholérique [47](#page=47). #### 6.2.3 Les glycérolycolipides Ces lipides complexes sont constitués de glycérol, deux acides gras, et un ou plusieurs sucres, mais sans groupe phosphate. Ils sont trouvés dans les membranes végétales [38](#page=38). * * * # Acides aminés : structure, classification et propriétés Voici le résumé détaillé sur les acides aminés : structure, classification et propriétés. ## 7 Acides aminés : structure, classification et propriétés Les acides aminés sont les unités monomériques fondamentales qui composent les protéines, caractérisées par une structure commune incluant un carbone alpha, une fonction amine, une fonction carboxyle et une chaîne latérale variable (R) qui détermine leurs propriétés spécifiques. ### 7.1 Introduction aux acides aminés Les protéines sont des macromolécules essentielles à la vie, constituées de longues chaînes d'acides aminés liés par des liaisons peptidiques. Les acides aminés eux-mêmes sont les blocs de construction de ces protéines [48](#page=48) [49](#page=49). #### 7.1.1 Structure générale d'un acide aminé Chaque acide aminé partage une structure de base commune [49](#page=49): * Un **atome de carbone central**, appelé carbone alpha ($\\alpha$). * Une **fonction amine** (–NH₂), qui est basique et peut capter un proton (H⁺). Elle est également appelée extrémité N-terminale [49](#page=49). * Une **fonction carboxylique** (–COOH), qui est acide et peut libérer un proton (H⁺). Elle est également appelée extrémité C-terminale [49](#page=49). * Un **atome d'hydrogène** (–H) [49](#page=49). * Une **chaîne latérale** (–R), qui varie d'un acide aminé à l'autre et définit son identité [49](#page=49). Le carbone alpha est généralement chiral, sauf dans le cas de la glycine où R=H. Les acides aminés utilisés dans les protéines humaines sont majoritairement de configuration L [49](#page=49) [71](#page=71). #### 7.1.2 Nombre et catégories d'acides aminés Il existe plus de 300 acides aminés connus, mais seulement 20 sont protéinogènes, c'est-à-dire qu'ils sont codés par l'ADN et incorporés dans les protéines lors de la traduction [49](#page=49). ##### 7.1.2.1 Acides aminés essentiels Ce sont les acides aminés que l'organisme ne peut pas synthétiser et qui doivent être apportés par l'alimentation. Leur manque peut bloquer la synthèse protéique [50](#page=50). Les 8 acides aminés essentiels chez l'homme sont : * Arginine\* (Arg, R) [50](#page=50). * Histidine\* (His, H) [50](#page=50). * Isoleucine (Ile, I) [50](#page=50). * Leucine (Leu, L) [50](#page=50). * Lysine (Lys, K) [50](#page=50). * Méthionine (Met, M) [50](#page=50). * Phénylalanine (Phe, F) [50](#page=50). * Thréonine (Thr, T) [50](#page=50). * Tryptophane (Trp, W) [50](#page=50). * Valine (Val, V) [50](#page=50). L'arginine et l'histidine sont parfois qualifiées de semi-essentielles, étant particulièrement nécessaires pendant la croissance [50](#page=50). ##### 7.1.2.2 Acides aminés non essentiels L'organisme peut les synthétiser lui-même [50](#page=50). Les acides aminés non essentiels incluent : * Alanine (Ala, A) [50](#page=50). * Asparagine (Asn, N) [50](#page=50). * Acide aspartique (Asp, D) [50](#page=50). * Cystéine (Cys, C) [50](#page=50). * Acide glutamique (Glu, E) [50](#page=50). * Glutamine (Gln, Q) [50](#page=50). * Glycine (Gly, G) [50](#page=50). * Proline (Pro, P) [50](#page=50). * Sérine (Ser, S) [50](#page=50). * Tyrosine (Tyr, Y) [50](#page=50). Arginine et Histidine peuvent également être considérés comme non essentiels dans certains contextes physiologiques [50](#page=50). #### 7.1.3 Diversité des fonctions des acides aminés Au-delà de leur rôle structural dans les protéines, les acides aminés remplissent d'autres fonctions métaboliques [51](#page=51): * **Structurales**: Constituent les protéines [51](#page=51). * **Énergétiques**: Peuvent être dégradés pour fournir de l'énergie ou former du glucose (néoglucogenèse) [51](#page=51). * **Métaboliques/Précurseurs**: Servent à synthétiser d'autres molécules importantes. Par exemple, la tyrosine est un précurseur des hormones thyroïdiennes et de la dopamine [51](#page=51). * **Signalisation/Récepteurs**: Certains agissent comme neurotransmetteurs (ex: glutamate) [51](#page=51). ### 7.2 Classification selon la structure de la chaîne latérale (R) Cette classification permet de regrouper les acides aminés en fonction de leurs propriétés chimiques et physiques dérivées de leur chaîne latérale R. #### 7.2.1 Groupe 1 : Acides aminés aliphatiques Ce groupe comprend les acides aminés dont la chaîne latérale est composée uniquement d'atomes de carbone et d'hydrogène, sans cycles aromatiques. Ils sont généralement hydrophobes et se retrouvent à l'intérieur des protéines pour échapper au milieu aqueux [51](#page=51) [68](#page=68). ##### 7.2.1.1 Acides aminés aliphatiques simples * **Glycine (Gly, G)**: Le plus simple des acides aminés, avec R = H. Son carbone alpha n'est pas chiral. Sa petite taille confère une grande flexibilité aux chaînes polypeptidiques et elle se trouve souvent dans les coudes des protéines. Elle est souvent classée dans les non polaires [49](#page=49) [51](#page=51) [67](#page=67) [68](#page=68) [71](#page=71). * **Alanine (Ala, A)**: Avec R = CH₃ (groupe méthyle). Elle est également petite et hydrophobe. Elle participe au cycle alanine entre le muscle et le foie [51](#page=51). ##### 7.2.1.2 Acides aminés aliphatiques ramifiés Leur chaîne carbonée R est ramifiée, les rendant plus volumineuses et très hydrophobes [52](#page=52). * **Valine (Val, V)**: R = –CH(CH₃)₂. Forme en "V", très hydrophobe [52](#page=52). * **Leucine (Leu, L)**: R = –CH₂–CH(CH₃)₂. Chaîne plus longue, très fréquente dans les protéines [52](#page=52). * **Isoleucine (Ile, I)**: R = –CH(CH₃)–CH₂–CH₃. Isomère de la leucine [52](#page=52). #### 7.2.2 Groupe 2 : Acides aminés hydroxylés La chaîne latérale R contient un groupe hydroxyle (–OH). Ce groupe rend la molécule plus polaire et hydrophile [53](#page=53). * **Sérine (Ser, S)**: R = –CH₂–OH. Le groupe hydroxyle est dit primaire (attaché à un carbone primaire). Elle peut former des liaisons hydrogène et est un site potentiel de phosphorylation. La phosphorylation de résidus de sérine est un mécanisme clé dans la réponse aux dommages de l'ADN, où des kinases comme ATM peuvent phosphoryler des sérines spécifiques. Elle est classée comme polaire non ionisable [53](#page=53) [54](#page=54) [67](#page=67) [69](#page=69). * **Thréonine (Thr, T)**: R contient un groupe hydroxyle. Similaire à la sérine, elle peut former des liaisons hydrogène et est un site de phosphorylation [69](#page=69). * **Tyrosine (Tyr, Y)**: Bien que aromatique, elle possède un groupe hydroxyle. Elle est souvent classée avec les acides aminés polaires non ionisables en raison de son groupe hydroxyle, mais son cycle aromatique lui confère d'autres propriétés. \[Voir section 7.2.6 [64](#page=64) [65](#page=65) [67](#page=67) [69](#page=69). #### 7.2.3 Groupe 3 : Acides aminés soufrés Leur chaîne latérale contient un atome de soufre (S) [55](#page=55). * **Cystéine (Cys, C)**: R = –CH₂–SH. Contient un groupement thiol (–SH) très réactif. Deux cystéines peuvent s'oxyder pour former un pont disulfure (–S–S–) créant de la cystine. Ces ponts disulfures stabilisent la structure tridimensionnelle des protéines, comme dans la kératine. Elle est classée comme polaire non ionisable [55](#page=55) [67](#page=67) [69](#page=69). * **Méthionine (Met, M)**: R contient un groupement thioéther (–S–CH₃). Ce groupe est moins réactif que le thiol de la cystéine. La méthionine est souvent le premier acide aminé de la synthèse protéique. Elle peut être transformée en S-adénosylméthionine (SAM), un donneur de groupe méthyle crucial pour la méthylation de l'ADN et d'autres molécules. La méthylation de promoteurs de gènes est un mécanisme épigénétique régulant l'expression génique. Elle est classée comme non polaire [56](#page=56) [67](#page=67) [68](#page=68). #### 7.2.4 Groupe 4 : Acides aminés acides et amides Ce groupe contient des acides aminés avec un groupement carboxyle supplémentaire (–COOH) ou un amide dérivé (–C=O–NH₂) dans leur chaîne latérale. Ils sont généralement chargés négativement à pH physiologique [57](#page=57). ##### 7.2.4.1 Acides aminés acides * **Acide aspartique (Asp, D)**: R = –CH₂–COOH. Possède deux groupes carboxyle, un sur le carbone alpha et un dans la chaîne latérale, ce qui en fait un acide aminé acide. Il joue un rôle dans la synthèse de l'urée (cycle de l'urée) et dans la transamination (transfert de groupes amines). Le cycle de l'urée est essentiel pour l'élimination de l'ammoniac toxique. Il est classé comme polaire ionisable (chargé négativement) [57](#page=57) [58](#page=58) [59](#page=59) [67](#page=67) [70](#page=70). * **Acide glutamique (Glu, E)**: Similaire à l'acide aspartique, mais avec une chaîne latérale plus longue (R = –CH₂–CH₂–COOH). Il est également acide et polaire ionisable. Il est un neurotransmetteur excitateur important [51](#page=51) [57](#page=57) [67](#page=67) [70](#page=70). ##### 7.2.4.2 Amides dérivés * **Asparagine (Asn, N)**: Amide dérivé de l'acide aspartique. Le groupe –COOH est remplacé par –C(=O)–NH₂. Elle sert au transport de l'azote dans l'organisme. Elle est classée comme polaire non ionisable [60](#page=60) [67](#page=67) [69](#page=69). * **Glutamine (Gln, Q)**: Amide dérivé de l'acide glutamique. Fonction similaire à l'asparagine pour le transport de l'azote. Elle est classée comme polaire non ionisable [60](#page=60) [67](#page=67) [69](#page=69). #### 7.2.5 Groupe 5 : Acides aminés dibasiques Ces acides aminés possèdent deux fonctions basiques (capables de capter des protons), l'une étant la fonction amine alpha et l'autre située sur la chaîne latérale. Ils sont fortement positifs à pH physiologique [61](#page=61). * **Lysine (Lys, K)**: R contient un groupe ε-amino (–(CH₂)₄–NH₂). Elle est un composant important des protéines structurales comme le collagène. Après traduction, elle peut être hydroxylée en 5-hydroxylysine, une modification cruciale pour la stabilité du collagène, nécessitant de la vitamine C. Elle est classée comme polaire ionisable (chargée positivement) [61](#page=61) [62](#page=62) [67](#page=67) [70](#page=70). * **Arginine (Arg, R)**: Sa chaîne latérale contient un groupement guanidyle, très basique et toujours chargé positivement à pH élevé. Elle est essentielle pendant la croissance. L'arginine est un précurseur de l'urée dans le cycle de l'urée et est transformée en oxyde nitrique (NO), un important messager cellulaire impliqué dans la vasodilatation. Elle est classée comme polaire ionisable (chargée positivement) [63](#page=63) [67](#page=67) [70](#page=70). * **Histidine (His, H)**: R contient un groupement imidazole. Ce cycle peut gagner ou perdre un proton facilement, ce qui en fait un tampon biologique important. Son pKa (environ 6) la rend efficace pour réguler le pH dans les protéines, notamment dans l'hémoglobine. Elle est essentielle pendant la croissance et intervient souvent dans les sites actifs des enzymes. Elle est classée comme polaire ionisable (sa charge dépend du pH) [62](#page=62) [67](#page=67) [70](#page=70). #### 7.2.6 Groupe 6 : Acides aminés aromatiques Leur chaîne latérale contient un cycle benzénique, les rendant stables, capables d'absorber les UV, et souvent hydrophobes. Ils sont précurseurs de molécules essentielles [64](#page=64). * **Phénylalanine (Phe, F)**: R = groupe phényle (cycle benzénique). C'est un acide aminé essentiel. Elle est très hydrophobe. Elle peut être hydroxylée en tyrosine. Elle est classée comme non polaire [64](#page=64) [67](#page=67) [68](#page=68). * **Tyrosine (Tyr, Y)**: Similaire à la phénylalanine, mais avec un groupe hydroxyle sur le cycle benzénique. C'est un précurseur important des hormones thyroïdiennes, des catécholamines (adrénaline, dopamine) et de la mélanine. Elle est considérée comme semi-essentielle. Elle est classée comme polaire non ionisable [50](#page=50) [65](#page=65) [67](#page=67) [69](#page=69). * **Tryptophane (Trp, W)**: R = groupe indole (double cycle aromatique incluant un atome d'azote). C'est un acide aminé essentiel. Il est volumineux et hydrophobe. Il est classé comme non polaire [65](#page=65) [67](#page=67) [68](#page=68). #### 7.2.7 Groupe 7 : Acides imino (Proline) Ce groupe contient la **Proline (Pro, P)**, un acide aminé unique [66](#page=66). * **Proline (Pro, P)**: Le groupe amine primaire (–NH₂) de la proline est lié à sa chaîne latérale, formant un cycle. Cela en fait un groupe amine secondaire d'où le terme "acide imino". Cette structure cyclique confère une rigidité à la chaîne polypeptidique. Elle peut subir une hydroxylation post-traductionnelle, essentielle pour la structure du collagène. Elle est classée comme non polaire [66](#page=66) [67](#page=67) [68](#page=68). ### 7.3 Propriétés physico-chimiques des acides aminés #### 7.3.1 Polarité La polarité d'une molécule dépend de la répartition des charges électriques [67](#page=67). * **Molécules polaires**: Présentent des zones de charges partielles positive (+) et négative (–) et peuvent interagir avec l'eau (hydrophiles) [67](#page=67). * **Molécules non polaires**: Charges réparties de manière équilibrée, ne se mélangent pas à l'eau (hydrophobes) [67](#page=67). Les acides aminés sont classifiés selon la polarité de leur chaîne R [67](#page=67): 1. **Polaire non ionisable**: Hydrophile mais sans charge nette à pH physiologique (Ser, Thr, Tyr, Cys, Asn, Gln) [67](#page=67) [69](#page=69). 2. **Polaire ionisable**: Hydrophile avec une charge nette positive ou négative selon le pH (Asp, Glu, Lys, Arg, His) [67](#page=67) [70](#page=70). 3. **Non polaire**: Hydrophobe (Ala, Val, Leu, Ile, Met, Pro, Phe, Trp, Gly) [67](#page=67) [68](#page=68). #### 7.3.2 Chiralité et pouvoir rotatoire Un carbone est dit chiral s'il est lié à quatre groupes différents. Le carbone alpha est chiral pour la plupart des acides aminés, sauf la glycine [71](#page=71). * **Énantiomères**: Les formes chirales d'un acide aminé sont des images miroirs non superposables, appelées énantiomères L et D. La désignation L/D concerne la configuration spatiale par rapport au glycéaldéhyde [71](#page=71) [72](#page=72). * **Pouvoir rotatoire**: La capacité d'une substance à faire tourner le plan de la lumière polarisée. La rotation peut être vers la droite (+) (dextrogyre) ou vers la gauche (–) (lévogyre). La notation D/L ne correspond pas toujours à +/– [72](#page=72). * **Propriétés biologiques des énantiomères**: Les systèmes biologiques, étant eux-mêmes chiraux, reconnaissent et utilisent préférentiellement les acides aminés de la série L. Les formes D existent dans certaines bactéries mais ne sont généralement pas reconnues par nos enzymes [72](#page=72) [73](#page=73). #### 7.3.3 Absorption des ultraviolets (UV) Les acides aminés aromatiques (Phe, Tyr, Trp) possèdent des cycles qui absorbent la lumière UV (260-280 nm). Cette propriété permet le dosage des protéines par spectrophotométrie [72](#page=72) [73](#page=73). #### 7.3.4 Comportement ionique : Amphotérie, Zwitterion, pH, pKa, pHi * **Amphotérie**: Les acides aminés sont amphotères car ils possèdent des fonctions acide (–COOH) et basique (–NH₂) capables de gagner ou perdre des protons selon le pH du milieu [74](#page=74). * **Zwitterion**: En milieu neutre (pH ≈ 7), un acide aminé existe sous forme de zwitterion, portant une charge positive (–NH₃⁺) et une charge négative (–C O⁻) simultanément, résultant en une charge globale nulle [74](#page=74). * **Comportement en fonction du pH** : * **En milieu acide (pH faible)**: La forme cationique domine (charge globale positive) [74](#page=74). * **En milieu neutre (pH ≈ 7)**: La forme zwitterionique est majoritaire (charge globale nulle) [74](#page=74). * **En milieu basique (pH élevé)**: La forme anionique domine (charge globale négative) [74](#page=74). * **pKa**: Chaque fonction ionisable a une valeur de pKa, le pH auquel 50% du groupement est déprotoné. Le pKa du –COOH est bas (1-4) et celui du –NH₃⁺ est élevé (9-10) [75](#page=75). * **pHi (point isoélectrique)**: C'est le pH auquel un acide aminé possède une charge nette nulle et existe majoritairement sous forme zwitterionique. Il est calculé en fonction des pKa des groupements ionisables [75](#page=75). * **Relation entre pH et charge** : * Si pH < pHi, l'AA est cationique (positif) [75](#page=75). * Si pH = pHi, l'AA est zwitterionique (charge nulle) [75](#page=75). * Si pH > pHi, l'AA est anionique (négatif) [75](#page=75). * **Électrophorèse**: Cette propriété permet de séparer les acides aminés en fonction de leur charge nette. Un acide aminé migre vers la cathode (–) si sa charge est positive (pH < pHi), vers l'anode (+) s'il est négatif (pH > pHi), et ne migre pas si sa charge nette est nulle (pH = pHi) [75](#page=75). * * * # Réactions chimiques des acides aminés et dérivés Ce chapitre explore les diverses transformations chimiques que subissent les acides aminés et les molécules importantes qui en dérivent, illustrant leur rôle dynamique dans les processus biologiques [76](#page=76). ### 8.1 Réactions chimiques générales des acides aminés Les acides aminés, avec leurs groupements amine et carboxyle, ainsi que leurs chaînes latérales variables, participent à une gamme de réactions chimiques fondamentales. #### 8.1.1 Décarboxylation La décarboxylation est la perte d'un groupement carboxyle (–COOH) sous forme de dioxyde de carbone (CO₂). Cette réaction est catalysée par des enzymes appelées décarboxylases, souvent nommées Amino Acid Decarboxylases en biochimie [76](#page=76). La réaction générale est : $$ \\text{R–CH(NH}\_2\\text{)–COOH} \\xrightarrow{\\text{décarboxylase}} \\text{R–CH}\_2\\text{–NH}\_2 + \\text{CO}\_2 $$ Le produit est une amine, qui peut être physiologiquement active, agissant comme neurotransmetteur ou messager chimique [76](#page=76). * **Exemple physiologique:** La décarboxylation de l'histidine produit de l'histamine, un médiateur important dans les réactions allergiques et l'inflammation [76](#page=76). #### 8.1.2 Amidation L'amidation consiste à remplacer le groupement hydroxyle du carboxyle (–COOH) par un groupement amine (–NH₂) pour former un amide. La formation des liaisons peptidiques entre deux acides aminés est un exemple clé de cette réaction, où un groupement carboxyle réagit avec un groupement amine pour former une liaison amide et une molécule d'eau [76](#page=76). La formation d'une liaison peptidique est représentée par : $$ \\text{–COOH} + \\text{–NH}\_2 \\longrightarrow \\text{–CONH–} + \\text{H}\_2\\text{O} $$ #### 8.1.3 Estérification L'estérification est une réaction entre un groupement acide carboxylique et un alcool, généralement catalysée par un acide fort. Le groupement amine reste inchangé [77](#page=77). La réaction générale est : $$ \\text{R–CH(NH}\_2\\text{)–COOH} + \\text{R'–OH} \\xrightarrow{\\text{H}^+} \\text{R–CH(NH}\_2\\text{)–COOR'} + \\text{H}\_2\\text{O} $$ Le produit est un ester. Cette réaction est parfois appelée estérification de Fischer. Les esters sont souvent utilisés pour protéger temporairement les groupements carboxyles lors de synthèses chimiques complexes [77](#page=77). * **Exemple pratique:** La proline peut être transformée en proline benzyl ester avec un rendement élevé [77](#page=77). #### 8.1.4 Déshydrogénation La déshydrogénation d'un acide aminé implique la perte du groupement amine (–NH₂) sous forme d'ammoniac (NH₃), catalysée par des enzymes déshydrogénases. Cette réaction transforme un acide aminé en un acide α-cétonique. Elle nécessite des coenzymes d'oxydo-réduction comme le NAD⁺ ou le NADP⁺ [77](#page=77). Les étapes de la déshydrogénation d'un acide aminé sont : 1. Oxydation de l'acide aminé → formation d'un acide α-iminique. 2. Hydrolyse de l'acide α-iminique → libération d'ammoniac (NH₃) et formation d'un acide α-cétonique. 3. Produit final: acide α-cétonique, qui est structurellement un dérivé d'un acide aminé sans le groupe amine [77](#page=77). * **Importance biologique:** Les acides α-cétoniques peuvent fournir de l'énergie en entrant dans le cycle de Krebs pour produire de l'ATP, participer au bilan azoté, ou servir de précurseurs biosynthétiques pour les glucides et les acides gras [78](#page=78). #### 8.1.5 Transamination La transamination est le transfert d'un groupement amine d'un acide aminé vers un acide α-cétonique. Cette réaction est catalysée par des enzymes appelées transaminases ou amino-transférases, nécessitant le phosphate de pyridoxal (PLP), un dérivé de la vitamine B6, comme coenzyme indispensable [78](#page=78). Ces réactions permettent à l'organisme de synthétiser des acides aminés non essentiels sans perdre d'azote [78](#page=78). #### 8.1.6 Réactions avec les aldéhydes (formation de la Base de Schiff) Un aldéhyde aromatique peut réagir avec un groupement amine pour former une Base de Schiff [79](#page=79). La réaction générale est : $$ \\text{R–NH}\_2 + \\text{R'–CHO} \\longrightarrow \\text{R–N=CH–R'} + \\text{H}\_2\\text{O} $$ Dans cette réaction, le groupement amine est déshydraté, menant à la formation d'une double liaison carbone-azote (C=N). Les Bases de Schiff sont souvent des intermédiaires enzymatiques dans les réactions impliquant des acides aminés, comme le coenzyme PLP formant une Base de Schiff avec l'amine du carbone α lors des réactions de transamination [79](#page=79). #### 8.1.7 Réaction avec la ninhydrine La ninhydrine est un agent oxydant puissant utilisé pour dégrader les acides aminés. Elle est largement employée en biochimie et en criminalistique pour révéler les empreintes digitales (car la sueur contient des acides aminés) [79](#page=79). Lors de la réaction avec un acide aminé : 1. La ninhydrine oxyde l'acide aminé, entraînant sa dégradation complète par déamination et décarboxylation. Le carbone α devient un aldéhyde (R–CHO) [79](#page=79). 2. L'ammoniac (NH₃) libéré réagit avec une autre molécule de ninhydrine pour former un complexe coloré appelé pourpre de Ruhemann [79](#page=79). Acide aminé (sauf proline/hydroxyproline)ProduitCouleur obtenueTous les acides aminésPourpre de RuhemannViolet intenseProline, hydroxyprolineComplexe différentBleu Cette différence de couleur pour la proline et l'hydroxyproline s'explique par leur structure d'amine secondaire, moins réactive [80](#page=80). * **Intérêt pratique:** Détection qualitative et dosage quantitatif des acides aminés, avec des applications en biochimie, médecine et criminalistique [80](#page=80). ### 8.2 Propriétés chimiques liées aux chaînes latérales R Les réactions spécifiques des acides aminés dépendent souvent des groupements fonctionnels présents dans leurs chaînes latérales R [80](#page=80). #### 8.2.1 Groupement carboxyle de la chaîne latérale R Les acides aspartique (Asp) et glutamique (Glu) possèdent un groupement carboxyle supplémentaire dans leur chaîne latérale. Ces acides aminés sont donc acides [80](#page=80). * **Transformation en amides :** Ils peuvent réagir avec l'ammoniac (NH₃) pour former leurs amides correspondants : * Acide aspartique → Asparagine [80](#page=80). * Acide glutamique → Glutamine [80](#page=80). #### 8.2.2 Groupement hydroxyle (–OH) de la chaîne latérale La sérine (Ser), la thréonine (Thr) et la tyrosine (Tyr) possèdent un groupement hydroxyle dans leur chaîne latérale [81](#page=81). * **Phosphorylation:** Ces groupes –OH sont le site de réactions de phosphorylation, où un groupement phosphate (–PO₄³⁻) est ajouté [81](#page=81). $$ \\text{R–OH} + \\text{H}\_3\\text{PO}\_4 \\rightleftharpoons \\text{R–O–PO}\_3\\text{H}\_2 + \\text{H}\_2\\text{O} $$ Les produits sont des esters phosphoriques (phosphosérine, phosphothréonine, phosphotyrosine) [81](#page=81). * **O-glycosylation:** C'est une modification post-traductionnelle impliquant l'ajout d'un sucre sur le groupement hydroxyle –OH de la sérine ou de la thréonine, formant une liaison O-glycosidique. Par exemple, la sérine peut être liée à un sucre comme le N-acétylgalactosamine (GalNAc) [81](#page=81). #### 8.2.3 Groupement thiol (–SH) de la cystéine La cystéine (Cys) possède un groupement thiol (–SH) dans sa chaîne latérale, qui est particulièrement susceptible à l'oxydation [82](#page=82). * **Oxydo-réduction des thiols:** Deux molécules de cystéine peuvent s'unir par une liaison covalente forte appelée pont disulfure (–S–S–) lors d'une oxydation [82](#page=82). $$ 2 \\text{ R–CH}\_2\\text{–SH} \\longrightarrow \\text{ R–CH}\_2\\text{–S–S–CH}\_2\\text{–R} + 2\\text{H}^+ + 2\\text{e}^- $$ Le produit est une cystine [82](#page=82). * **Rôle des ponts disulfures:** Ces ponts sont essentiels pour stabiliser la structure tertiaire (intra-chaîne) et quaternaire (inter-chaînes) des protéines. L'insuline, par exemple, est stabilisée par des ponts disulfures [82](#page=82). ### 8.3 Dérivés importants des acides aminés #### 8.3.1 La créatine La créatine est une molécule azotée synthétisée à partir de trois acides aminés: la glycine, l'arginine et la méthionine [83](#page=83). * **Rôle énergétique:** Dans les cellules musculaires, la créatine sert de réservoir d'énergie sous forme de phosphocréatine, capable de régénérer rapidement l'ATP lors d'efforts intenses [83](#page=83). $$ \\text{Créatine} + \\text{ATP} \\rightleftharpoons \\text{Phosphocréatine} + \\text{ADP} $$ Cette réaction est catalysée par la créatine kinase (CK) [83](#page=83). * **Synthèse :** 1. **Rein:** Arginine + Glycine → Guanidinoacétate (GAA) + Ornithine (enzyme: AGAT) [83](#page=83). 2. **Foie:** GAA + SAM (S-adénosyl-méthionine) → Créatine + SAH (S-adénosyl-homocystéine) (enzyme: GAMT). La SAM fournit le groupement méthyle (–CH₃) au GAA [84](#page=84). 3. **Transport:** Le transporteur SLC6A8 assure l'entrée de la créatine dans les cellules musculaires et intestinales [84](#page=84). * **Métabolisme et élimination :** * **Créatinine:** La créatine se dégrade spontanément en créatinine, une molécule cyclique [84](#page=84). * La créatinine est un déchet métabolique éliminé par les reins. Son taux sanguin est un indicateur standard de la fonction rénale [84](#page=84). #### 8.3.2 Les catécholamines et analogues Les catécholamines sont des molécules dérivées d'acides aminés aromatiques (phénylalanine et tyrosine), caractérisées par un cycle catéchol (cycle benzénique avec deux groupes hydroxyles voisins) et un groupe amine [85](#page=85). * **Exemples:** Dopamine, noradrénaline, adrénaline. Elles agissent comme hormones et neurotransmetteurs [85](#page=85). * **Tyramine:** Analogue des catécholamines, dérivé de la tyrosine par décarboxylation. Elle est produite par les bactéries intestinales lors de la digestion d'aliments riches en tyrosine (fromages fermentés, vin rouge, chocolat). La tyramine agit comme un sympathomimétique indirect, provoquant vasoconstriction et augmentation de la pression artérielle [86](#page=86) [87](#page=87). * **Tryptamine:** Dérivé du tryptophane par décarboxylation. C'est un vasoconstricteur puissant qui mime les effets des catécholamines [87](#page=87). * **Sérotonine (5-hydroxytryptamine):** Également dérivée du tryptophane par hydroxylation suivie d'une décarboxylation. Elle joue un rôle clé dans la régulation du sommeil, de l'humeur, de l'appétit, et agit sur le système cardiovasculaire, les plaquettes et l'inflammation [87](#page=87) [88](#page=88). #### 8.3.3 La S-adénosyl-méthionine (SAM) La SAM, ou S-Adénosyl-Méthionine, est un coenzyme dérivé de la méthionine et de l'ATP [88](#page=88). * **Rôle:** La SAM est un donneur de groupement méthyle (–CH₃) essentiel dans de nombreuses réactions de méthylation catalysées par des méthyltransférases [88](#page=88). * **Synthèse :**$$ \\text{Méthionine} + \\text{ATP} \\longrightarrow \\text{S-Adénosyl-Méthionine (SAM)} + \\text{PP}\_i + \\text{P}\_i $$ * **Rôle dans la synthèse de la créatine:** La SAM est cruciale dans la deuxième étape de la synthèse de la créatine, au niveau du foie, où elle méthyle le guanidinoacétate (GAA) pour former la créatine [89](#page=89). #### 8.3.4 Les iodotyrosines Les iodotyrosines sont des dérivés iodés de la tyrosine. Elles sont les précurseurs des hormones thyroïdiennes T₃ (triiodothyronine) et T₄ (thyroxine) [89](#page=89). * * * # Méthodes d'identification et de quantification des acides aminés et peptides Ce chapitre présente les techniques fondamentales utilisées pour identifier et quantifier la présence d'acides aminés, ainsi que les méthodes permettant de déterminer la séquence précise des acides aminés au sein d'un peptide. ### 9.1 Méthodes d'identification des acides aminés (qualitatives) Ces méthodes visent à déterminer quels acides aminés sont présents dans un échantillon donné [90](#page=90). #### 9.1.1 L'électrophorèse L'électrophorèse utilise le mouvement des acides aminés sous l'effet d'un champ électrique dans un milieu tampon [90](#page=90). * Le principe repose sur la séparation des acides aminés en fonction de leur charge électrique à un pH donné. * Chaque acide aminé possède une charge qui dépend du pH du milieu et de son point isoélectrique (pHi). * Les acides aminés migrent vers l'électrode de charge opposée. * Des marqueurs de poids moléculaire peuvent être utilisés pour comparer les migrations. * Les acides aminés peuvent être rendus visibles par des colorants spécifiques après la migration [90](#page=90). #### 9.1.2 La chromatographie La chromatographie est une technique de séparation basée sur la distribution des solutés (ici, les acides aminés) entre une phase stationnaire (fixe) et une phase mobile (en mouvement) [90](#page=90). ##### 9.1.2.1 Les deux phases en chromatographie * **Phase stationnaire (fixe):** Le support matériel qui ne bouge pas, sur lequel les acides aminés peuvent se fixer plus ou moins fortement en fonction de leurs propriétés (charge, polarité). Exemples: papier de chromatographie, plaque de silice, colonne de billes de silice (HPLC) [90](#page=90). * **Phase mobile (en mouvement):** Le solvant liquide qui circule à travers la phase stationnaire, entraînant les acides aminés [90](#page=90). Le "tir à la corde" entre la phase stationnaire et la phase mobile détermine la vitesse de migration de chaque acide aminé. Les acides aminés moins polaires migrent plus loin sur une phase stationnaire polaire, tandis que les acides aminés polaires sont plus retenus [91](#page=91). ##### 9.1.2.2 La chromatographie sur couche mince (C.C.M.) C'est une méthode rapide et simple pour séparer et identifier les acides aminés [92](#page=92). * **Principe:** Dépôt d'un mélange d'acides aminés sur une plaque recouverte de silice ou d'alumine (phase stationnaire), puis élution par un solvant (phase mobile) qui monte par capillarité [92](#page=92). * **Déroulement :** 1. **Dépôt de l'échantillon :** Une goutte du mélange est déposée près du bas de la plaque. 2. **Élution:** La plaque est placée dans une cuve avec le solvant; les acides aminés migrent à des vitesses différentes selon leur polarité, taille et solubilité [92](#page=92). 3. **Révélation:** Les acides aminés incolores sont visualisés après vaporisation de ninhydrine et chauffage, formant des taches colorées (violet, jaune pour la proline) [92](#page=92). * **Calcul du rapport frontal (Rf):** $Rf = \\frac{h}{H}$, où $h$ est la distance parcourue par la tache et $H$ la distance parcourue par le front du solvant. Le Rf est caractéristique de chaque acide aminé [92](#page=92). ##### 9.1.2.3 La chromatographie ionique Cette méthode sépare les acides aminés en fonction de leur charge électrique à un pH donné [93](#page=93). * **Principe:** Utilisation de résines échangeuses d'ions. Les résines chargées négativement retiennent les cations (acides aminés positifs), tandis que les résines chargées positivement retiennent les anions (acides aminés négatifs) [93](#page=93). * **Influence du pH:** Le pH du milieu détermine la charge globale de chaque acide aminé en fonction de ses pKa et de son point isoélectrique (pHi) [93](#page=93). * pH < pHi : charge positive * pH = pHi : charge neutre * pH > pHi : charge négative * **Élution:** L'élution des acides aminés est obtenue en modifiant le pH ou la force ionique du solvant [93](#page=93). * **Détection:** Les acides aminés sont détectés par UV ou par réaction à la ninhydrine après leur sortie de colonne, apparaissant sous forme de pics sur un chromatogramme. La position du pic identifie l'acide aminé et sa surface permet la quantification [94](#page=94). #### 9.1.3 Méthodes photométriques Ces méthodes quantifient les acides aminés qui absorbent la lumière ultraviolette (UV), principalement les acides aminés aromatiques [94](#page=94). * **Principe:** Mesure de l'absorbance d'une solution contenant des acides aminés aromatiques (Tryptophane, Tyrosine, Phénylalanine) à une longueur d'onde spécifique, généralement autour de 280 nm. L'absorbance est proportionnelle à la concentration [94](#page=94). #### 9.1.4 Méthodes colorimétriques Ces méthodes exploitent la réaction des acides aminés avec des réactifs chimiques pour former des composés colorés, dont l'intensité de couleur permet la quantification [95](#page=95). * **Réactif principal:** La ninhydrine [95](#page=95). * **Réaction:** La ninhydrine réagit avec le groupement amine des acides aminés pour former le pourpre de Ruhemann, une substance colorée violette [95](#page=95). * **Mesure:** L'intensité de la couleur est mesurée à l'aide d'un spectrophotomètre (généralement à 570 nm) [95](#page=95). * **Exception:** La proline, un iminoacide, donne une coloration jaune avec la ninhydrine [95](#page=95). ### 9.2 Détermination de la séquence des peptides Un peptide est une chaîne de plusieurs acides aminés reliés par des liaisons peptidiques (liaisons amide). La séquence d'un peptide décrit l'ordre dans lequel les acides aminés sont liés [96](#page=96). #### 9.2.1 Détermination de la composition en acides aminés Avant de déterminer la séquence, il est nécessaire de connaître la nature et la proportion de chaque acide aminé [100](#page=100). * **Principe:** Les liaisons peptidiques sont rompues pour libérer les acides aminés individuels, qui sont ensuite identifiés et quantifiés [100](#page=100). * **Méthode : Hydrolyse acide** * Le peptide est chauffé dans de l'acide chlorhydrique (HCl) concentré à haute température [100](#page=100). * Les liaisons peptidiques sont rompues, redonnant les acides aminés libres [100](#page=100). * **Conditions:** HCl 6 mol/L, 110 °C, 8 à 24 heures [100](#page=100). * **Traitement des ponts disulfure (S–S):** Les ponts disulfure entre résidus cystéine doivent être rompus avant l'hydrolyse acide, par oxydation ou réduction [100](#page=100). * **Cas particulier du Tryptophane (Trp):** Le tryptophane est fragile et est détruit lors de l'hydrolyse acide. Pour le préserver, on utilise une **hydrolyse alcaline** (NaOH, 100 °C, 4 à 8 heures). Souvent, les deux types d'hydrolyse sont réalisés . * **Séparation des acides aminés:** Les acides aminés libérés sont séparés par chromatographie ionique . * **Révélation et dosage:** Utilisation de la réaction à la ninhydrine pour visualiser et quantifier chaque acide aminé par spectrophotométrie . #### 9.2.2 Identification de l'acide aminé N-terminal L'extrémité N-terminale d'un peptide est celle qui porte le groupement amine libre (–NH₂) du premier acide aminé . ##### 9.2.2.1 Méthode de Sanger (ou méthode au DNFB) Identifier le premier acide aminé du peptide . * **Principe:** Marquage du groupe amine libre du N-terminal avec un réactif chimique, suivi de l'hydrolyse du peptide et de l'identification de l'acide aminé marqué . * **Réactif:** 1-fluoro-2,4-dinitrobenzène (DNFB), aussi appelé réactif de Sanger . * **Étapes :** 1. **Marquage du N-terminal:** Le DNFB réagit avec le groupe –NH₂ libre du peptide, formant un dérivé DNF–Peptide jaune . 2. **Hydrolyse acide:** Le peptide marqué est hydrolysé en milieu acide fort (HCl 6 mol/L, 110 °C, 24h). Toutes les liaisons peptidiques sont rompues, libérant le DNF–AA (N-terminal marqué) et les autres acides aminés libres . 3. **Séparation et identification:** Le composé DNF–AA, jaune, est séparé par chromatographie et comparé à des standards de DNF–AA pour identifier l'acide aminé N-terminal . ##### 9.2.2.2 Méthode au chlorure de dansyl (ou méthode de Gray) Similaire à la méthode de Sanger, mais plus sensible et le produit final est fluorescent . * **Principe:** Marquage du groupe amine libre du N-terminal avec le chlorure de dansyl (DANS–Cl). Le dérivé DANSYL–AA obtenu est fluorescent sous UV . * **Étapes :** 1. **Marquage du N-terminal:** Le peptide est traité avec DANS–Cl en milieu alcalin (pH ≈8–9) . 2. **Hydrolyse acide:** Le peptide est hydrolysé dans des conditions acides fortes. Le DANS–AA est libéré, les autres acides aminés restent non marqués . 3. **Séparation et identification:** Le DANS–AA fluorescent est séparé par chromatographie (souvent C.C.M.) et identifié par comparaison avec des standards DANS–AA . ##### 9.2.2.3 Méthode d'Edman Permet de déterminer la séquence d'un peptide en libérant les acides aminés un par un à partir de l'extrémité N-terminale, sans détruire le reste de la chaîne . * **Principe:** Réaction du peptide avec le phénylisothiocyanate (PITC), qui se fixe sur le groupe –NH₂ du N-terminal. Une réaction douce libère ensuite le premier acide aminé sous forme de dérivé cyclique (PTH–AA), le reste du peptide restant intact mais raccourci d'un acide aminé. Ce cycle peut être répété pour déterminer la séquence complète . * **Réactif:** Phénylisothiocyanate (PITC, C₆H₅–N=C=S) . * **Étapes :** 1. **Marquage du N-terminal:** Le PITC réagit avec le groupe amine libre du premier acide aminé en milieu légèrement alcalin (≈pH 9) . 2. **Cyclisation et libération du N-terminal:** Le PTC–Peptide est traité en milieu acide faible (≈pH 3). Le premier acide aminé est libéré sous forme de phénylthiohydantoïne (PTH–AA) . 3. **Identification du PTH–AA:** Le dérivé PTH–AA est identifié par chromatographie ou spectrométrie . 4. **Répétition du cycle:** Le peptide restant (raccourci d'un acide aminé) peut subir une nouvelle réaction pour libérer le second acide aminé, et ainsi de suite . #### 9.2.3 Détermination de l'acide aminé C-terminal L'extrémité C-terminale d'un peptide porte le groupement carboxyle libre (–COOH) du dernier acide aminé . ##### 9.2.3.1 Méthode enzymatique aux aminopeptidases * **Principe:** Les aminopeptidases sont des exopeptidases qui coupent les liaisons peptidiques à partir de l'extrémité N-terminale, libérant les acides aminés un par un. L'ordre de libération permet d'inférer la séquence à partir du N-terminal . ##### 9.2.3.2 Méthodes aux carboxypeptidases * **Principe:** Les carboxypeptidases sont des exopeptidases qui agissent sur l'extrémité C-terminale . * **Carboxypeptidase A:** Libère la plupart des acides aminés C-terminaux, sauf Cys, Arg, Lys . * **Carboxypeptidase B:** Libère les acides aminés basiques (Arg, Lys), sauf Gly . * **Méthode:** Le peptide est incubé avec la carboxypeptidase appropriée; l'enzyme hydrolyse la liaison peptidique C-terminale, libérant l'acide aminé et raccourcissant le peptide. Le peptide restant est ensuite analysé . ##### 9.2.3.3 Méthode chimique à l'hydrazine * **Principe:** Réaction du peptide avec de l'hydrazine (NH₂–NH₂). L'hydrazine rompt toutes les liaisons peptidiques, transformant la plupart des acides aminés en hydrazides, sauf l'acide aminé C-terminal qui conserve son groupe –COOH libre . * **Résultat:** Le seul acide aminé resté libre (le C-terminal) peut être identifié par chromatographie ou autres méthodes . #### 9.2.4 Fragmentation de peptides à l'aide d'endopeptidases et de fragmentation chimique Pour les peptides ou protéines trop longs pour être séquencés directement, une fragmentation préalable est nécessaire . * **Fragmentation enzymatique:** Utilisation d'endopeptidases qui coupent les liaisons peptidiques en des sites spécifiques de la chaîne polypeptidique . * **Trypsine:** Coupe après Arg et Lys (sauf si Proline est suivant) . * **Chymotrypsine:** Coupe après Tyr, Trp, Phe . * **Pepsine:** Coupe après des acides aminés aromatiques et hydrophobes à pH acide . * **Thermolyne:** Coupe avant des acides aminés hydrophobes (Leu, Ile, Val, Phe) . * **Fragmentation chimique : Bromure de cyanogène (BrCN)** * **Spécificité:** Le BrCN coupe uniquement les liaisons peptidiques situées après la méthionine (Met) . * **Mécanisme:** Le BrCN réagit avec le soufre de la méthionine, formant un intermédiaire qui provoque la coupure de la liaison peptidique . * **Résultat:** Deux fragments sont obtenus, le premier se terminant par un dérivé de méthionine, le second commençant par l'acide aminé qui suivait la méthionine . Les fragments ainsi obtenus sont ensuite séquencés individuellement, et les informations sont assemblées pour reconstituer la séquence complète du peptide d'origine . ### 9.3 Exemples de peptides biologiquement actifs * **Peptides hormonaux :** * **Hormones du système nerveux central:** Oxytocine (9AA), Vasopressine (9AA) . * **Hormones pancréatiques:** Insuline (2 chaînes, 51AA au total), Glucagon (29AA) . * **Peptides à activités antibiotiques:** Produits par des bactéries ou champignons, certains utilisés en thérapeutique (ex: Bacitracine, Gramicidine D) . * * * # Protéines : structure, propriétés et classification Ce résumé aborde les concepts fondamentaux des protéines, englobant leur définition, les différents niveaux de leur structure, leurs propriétés physiques et chimiques, ainsi que leur classification. ### 10.1 Définition et composition des protéines Les protéines sont des macromolécules complexes constituées d'un grand nombre d'acides aminés reliés entre eux par des liaisons peptidiques. L'ordre spécifique de ces acides aminés, appelé séquence, est déterminé génétiquement. Ces chaînes polypeptidiques adoptent une structure tridimensionnelle précise, la conformation, indispensable à leur activité biologique. Les protéines contiennent principalement les éléments carbone (C), hydrogène (H), oxygène (O), azote (N) et souvent du soufre (S). La majorité des protéines naturelles sont synthétisées à partir des 20 acides aminés standards, mais certaines subissent des modifications post-traductionnelles donnant naissance à des acides aminés dérivés, tels que l'hydroxyproline et l'hydroxylysine, particulièrement abondants dans le collagène pour stabiliser les fibres . ### 10.2 Structures des protéines Les protéines présentent quatre niveaux de structure : #### 10.2.1 Structure primaire La structure primaire correspond à la séquence linéaire des acides aminés dans la chaîne polypeptidique. Elle débute au niveau du groupement N-terminal et est codée par un gène dans l'ADN, chaque triplet de nucléotides (codon) correspondant à un acide aminé spécifique lors de la traduction de l'ARNm. La structure primaire inclut également la localisation des ponts disulfure . #### 10.2.2 Structure secondaire La structure secondaire résulte du repliement local de la chaîne d'acides aminés et est stabilisée par des liaisons hydrogènes entre les groupements amide (-NH) et carbonyle (-CO) du squelette peptidique. Les deux structures secondaires principales sont : * **Hélice α:** Le polypeptide s'enroule en une structure hélicoïdale, avec les chaînes latérales des acides aminés orientées vers l'extérieur du squelette hélicoïdal. Les liaisons hydrogènes se forment entre l'oxygène d'un groupement carboxylique (-C=O) et l'hydrogène d'un groupement aminé (-NH) . * **Feuillet β:** Cette structure est formée par l'association d'au moins deux brins β. Les liaisons hydrogènes unissent le groupement carbonyle (-CO) d'un peptide au groupement amine (-NH) d'un peptide adjacent. Les brins β peuvent être antiparallèles ou parallèles . #### 10.2.3 Structure tertiaire La structure tertiaire représente la conformation tridimensionnelle complète d'une protéine individuelle. Elle résulte de l'interaction des chaînes latérales des acides aminés et de la structure secondaire. Elle est stabilisée par divers types de liaisons : * **Liaisons covalentes:** Ponts disulfure entre des résidus cystéine . * **Liaisons non covalentes:** Liaisons hydrogène, forces de Van der Waals, interactions hydrophobes (les chaînes latérales hydrophobes se regroupent à l'intérieur de la protéine pour former un cœur hydrophobe) et interactions ioniques . Cette structure est cruciale pour la fonctionnalité de la protéine, notamment pour la formation du site actif des enzymes . #### 10.2.4 Structure quaternaire La structure quaternaire décrit l'association de deux ou plusieurs chaînes polypeptidiques (appelées sous-unités) pour former une protéine fonctionnelle. On distingue : * **Homopolymères:** Les sous-unités sont identiques . * **Hétéropolymères:** Les sous-unités sont différentes . > **Exemple:** L'hémoglobine A est un hétérotétramère, composé de quatre sous-unités différentes (deux chaînes α et deux chaînes β) . ### 10.3 Propriétés physiques des protéines #### 10.3.1 Solubilité La plupart des protéines sont solubles dans l'eau, notamment les protéines globulaires. Les protéines insolubles dans l'eau sont appelées scléroprotéines ou protéines fibreuses . #### 10.3.2 Cristallisation Il est possible de cristalliser les protéines en manipulant le pH, la concentration saline (force ionique) et en utilisant des solvants organiques qui réduisent leur solubilité dans l'eau, favorisant ainsi leur agrégation ordonnée . #### 10.3.3 Propriétés optiques Les protéines sont optiquement actives. Elles absorbent la lumière UV à 280 nm en raison de la présence de résidus aromatiques. La réaction du Biuret, en milieu alcalin, forme un complexe coloré violet avec les ions cuivriques, dont le maximum d'absorption à 540 nm permet le dosage des protéines sanguines selon la loi de Beer-Lambert ($DO = \\varepsilon L C$) . #### 10.3.4 Masse moléculaire Chaque protéine possède une masse moléculaire caractéristique, généralement supérieure à 6000 Daltons (Da). Une méthode courante pour déterminer la masse moléculaire est la chromatographie par gel-filtration, où les protéines sont séparées selon leur taille sur un gel de dextranes: les grosses molécules sont exclues du gel et traversent rapidement la colonne, tandis que les petites pénètrent le gel et sont retardées. L'étalonnage de la colonne avec des protéines de masses molaires connues permet de déterminer la masse des protéines étudiées . ### 10.4 Propriétés chimiques des protéines #### 10.4.1 Réactivité La réactivité d'une protéine dépend de celle des acides aminés qui la constituent. Une majorité d'acides aminés basiques confère une tendance basique à la protéine, tandis qu'une majorité d'acides aminés acides lui confère une tendance acide . #### 10.4.2 Caractère amphotère Une molécule amphotère peut agir à la fois comme un acide (donneur de proton $H^+$) et comme une base (accepteur de proton $H^+$). Les protéines sont amphotères car elles possèdent des groupes chimiques acides et basiques . * **Groupes ionisables :** * **Extrémités de la chaîne peptidique:** Groupement carboxyle terminal (-COOH / $COO^-$) acide, et groupement amine terminal (-$NH\_2$ / -$NH\_3^+$) basique . * **Chaînes latérales (radicaux) des acides aminés:** Groupements acides (-COOH des résidus Asp et Glu), groupements basiques (-$NH\_2$ des résidus Lys, Arg, His). D'autres groupements polaires (-OH de Tyr et Ser, -SH de Cys) peuvent aussi être ionisables . #### 10.4.3 Point isoélectrique (pI) Le point isoélectrique (pI) est le pH auquel une protéine possède une charge nette globale nulle. À ce pH, la protéine ne migre pas dans un champ électrique (électrophorèse) et sa solubilité est souvent réduite, pouvant mener à la précipitation . > **Remarque:** Après une électrophorèse, les protéines sont révélées par une coloration au bleu de Coomassie . ### 10.5 Propriétés biologiques des protéines #### 10.5.1 Propriétés antigéniques Les protéines peuvent agir comme antigènes, induisant la synthèse d'anticorps . #### 10.5.2 Activités biologiques spécifiques Les protéines remplissent une multitude de fonctions biologiques, incluant la catalyse enzymatique, le rôle d'hormones (comme l'hormone de croissance - GH, ou l'érythropoïétine - EPO), et peuvent agir comme toxines (ex: exotoxines bactériennes). Certaines protéines possèdent une activité antibiotique, comme la protéine VanX qui est une hydrolase . ### 10.6 Classification des protéines Les protéines sont classifiées en deux grandes catégories : #### 10.6.1 Holoprotéines Les holoprotéines sont constituées uniquement d'acides aminés. Elles peuvent être globulaires ou fibreuses . * **Holoprotéines globulaires solubles :** Ces protéines ont une forme sphéroïde et sont solubles dans l'eau car leurs chaînes latérales hydrophobes sont orientées vers l'intérieur de la molécule. Elles incluent la majorité des protéines fonctionnelles, telles que les enzymes, les hormones et les anticorps . * **Albumines:** Représentent environ 60% des protéines sériques, étant la protéine plasmatique la plus abondante. Elles jouent un rôle clé dans le maintien de la pression oncotique et le transport de diverses substances (acides gras, médicaments, hormones). La pression oncotique, principalement due à l'albumine, maintient l'eau dans les vaisseaux sanguins, empêchant son excès dans les tissus et la formation d'œdèmes . * **Globulines:** Constituent environ 40% des protéines sériques. Elles sont impliquées dans le transport de molécules, la défense immunitaire, la coagulation et la réponse inflammatoire. Les globulines sont classées selon leur mobilité électrophorétique : * **α-globulines:** Incluent l'α1-antitrypsine et la transcortine, impliquées dans l'inhibition enzymatique et le transport d'hormones . * **α2-globulines:** Comprennent l'haptoglobine et la céruloplasmine, importantes pour le transport du fer et du cuivre, ainsi que la défense contre les protéases . * **β-globulines:** Incluent la transferrine et le complément C3, essentiels au transport du fer et à la réponse immunitaire . * **γ-globulines:** Représentent les immunoglobulines (anticorps), impliquées dans la défense immunitaire spécifique. Elles sont la fraction la moins mobile en électrophorèse . > **Principe de la séparation sérique:** L'électrophorèse des protéines sériques sur gel d'agarose sépare les protéines en fonction de leur charge et de leur taille dans un champ électrique, permettant leur visualisation après coloration . #### 10.6.2 Hétéroprotéines Les hétéroprotéines sont constituées d'une partie protéique (apoprotéine) et d'une partie non protéique (groupement prosthétique) . * **Phosphoprotéines:** Protéine liée à un groupement phosphorique par une liaison ester (ex: caséine du lait) . * **Nucléoprotéines:** Protéine liée à un acide nucléique (ADN ou ARN) (ex: télomérase) . * **Glycoprotéines:** Protéines liées de façon covalente à des chaînes glucidiques via des N-glycosylations (sur Asparagine) ou des O-glycosylations (sur Sérine ou Thréonine). Elles sont présentes dans les membranes cellulaires, le plasma et les tissus conjonctifs. Les mucines protègent les épithéliums, les immunoglobulines participent à la défense immunitaire, et les glycoprotéines des groupes sanguins déterminent les types sanguins A, B, O par leur motif glucidique terminal sur les hématies . * **Lipoprotéines:** Complexes protéines-lipides transportant les lipides insolubles dans le plasma sanguin. Elles sont classées en cinq classes selon leur composition et densité: Chylomicrons, VLDL, IDL, LDL, et HDL . * **Chromoprotéines:** Protéines associées à un pigment coloré . * * * ## Erreurs courantes à éviter * Révisez tous les sujets en profondeur avant les examens * Portez attention aux formules et définitions clés * Pratiquez avec les exemples fournis dans chaque section * Ne mémorisez pas sans comprendre les concepts sous-jacents

| Term | Definition | |------|------------| | Aldose | Un type de monosaccharide caractérisé par la présence d'une fonction aldéhyde sur le carbone 1. | | Kiliani-Fischer | Une méthode de synthèse chimique utilisée pour allonger la chaîne carbonée d'un aldose d'un carbone. | | Acide aldonic | Le produit d'oxydation douce d'un aldose, où le groupe aldéhyde est converti en groupe carboxylique. | | Projection de Fischer | Une représentation bidimensionnelle des molécules chirales, notamment les sucres, montrant les groupes fonctionnels dans un plan vertical. | | Projection de Haworth | Une représentation tridimensionnelle simplifiée des cycles de sucres, souvent utilisée pour les oses cycliques. | | Carbone anomérique | Le carbone qui était le carbone du carbonyle dans la forme linéaire de l'ose et qui devient un centre chiral dans la forme cyclique. | | Holoside | Un glucide complexe entièrement composé d'oses, liés entre eux par des liaisons osidiques. | | Hétéroside | Un glucide complexe composé d'une partie osidique (sucres) et d'une partie non osidique (aglycone). | | Liaison glycosidique | La liaison covalente formée entre deux oses ou entre un ose et une autre molécule, généralement par l'intermédiaire du carbone anomérique. | | Polysaccharide | Un glucide complexe formé par la condensation de nombreuses unités de monosaccharides (>10). | | Homopolysaccharide | Un polysaccharide composé d'un seul type de monosaccharide. | | Hétéropolysaccharide | Un polysaccharide composé de différents types de monosaccharides. | | Glycérol | Un triol, un alcool à trois groupes hydroxyles, qui sert de squelette à de nombreux lipides comme les triglycérides. | | Acide gras | Une longue chaîne d'hydrocarbures terminée par un groupe acide carboxylique (-COOH). Ils sont les constituants de base des lipides. | | Triglycéride | Un ester formé par la réaction du glycérol avec trois molécules d'acides gras. C'est une forme de stockage d'énergie importante. | | Phospholipide | Un lipide complexe contenant un groupe phosphate, essentiel à la structure des membranes cellulaires. Ils sont amphiphiles. | | Sphingolipide | Un type de lipide complexe dont le squelette est basé sur la sphingosine au lieu du glycérol. Ils sont importants dans le système nerveux. | | Glycolipide | Un lipide complexe contenant un glucide. Ils sont souvent présents à la surface des membranes cellulaires et jouent un rôle dans la reconnaissance cellulaire. | | Acide aminé | Molécule organique possédant à la fois une fonction amine (-NH2) et une fonction acide carboxylique (-COOH). Les acides aminés sont les monomères des protéines. | | Liaison peptidique | La liaison covalente qui relie deux acides aminés dans une chaîne polypeptidique, formée entre le groupe carboxylique d'un acide aminé et le groupe amine de l'autre. | | Peptide | Une molécule courte composée d'acides aminés reliés par des liaisons peptidiques. | | Polypeptide | Une longue chaîne d'acides aminés reliés par des liaisons peptidiques. Les protéines sont des polypeptides de grande taille. | | Structure primaire | La séquence linéaire des acides aminés dans une chaîne polypeptidique, déterminée par l'ordre génétique. | | Structure secondaire | Le repliement local régulier d'une chaîne polypeptidique, stabilisé par des liaisons hydrogène (ex: hélice alpha, feuillet bêta). | | Structure tertiaire | La conformation tridimensionnelle globale d'une seule chaîne polypeptidique, résultant des interactions entre les chaînes latérales des acides aminés. | | Structure quaternaire | L'assemblage de plusieurs chaînes polypeptidiques (sous-unités) pour former une protéine fonctionnelle. | | Amphotère | Capable de se comporter à la fois comme un acide et comme une base, c'est-à-dire de donner ou de capter un proton (H+). | | Zwitterion | Une molécule neutre dans sa charge globale, mais portant simultanément une charge positive et une charge négative. Les acides aminés sont souvent zwitterions en milieu neutre. | | Point isoélectrique (pHi) | Le pH auquel un acide aminé ou une protéine porte une charge nette nulle, existant principalement sous forme de zwitterion. | | Électrophorèse | Technique de séparation des molécules basée sur leur migration dans un champ électrique en fonction de leur charge et de leur taille. | | Chromatographie | Technique de séparation des mélanges basée sur la différence d'affinité des composants pour une phase stationnaire et une phase mobile. | | Ninhydrine | Un réactif chimique utilisé pour détecter et quantifier les acides aminés et les amines, formant un complexe coloré (pourpre de Ruhemann). | | Hormone | Molécule chimique produite par une glande et transportée par le sang pour agir sur des cellules cibles, régulant diverses fonctions physiologiques. | | Neurotransmetteur | Molécule chimique libérée par un neurone pour transmettre un signal à une autre cellule nerveuse, musculaire ou glandulaire. | | Catécholamine | Une classe de molécules dérivées de la tyrosine, incluant l'adrénaline, la noradrénaline et la dopamine, agissant comme hormones et neurotransmetteurs. | | Créatine | Une molécule azotée produite par l'organisme, principalement stockée dans les muscles, servant de réserve d'énergie rapide sous forme de phosphocréatine. | | Urée | Un composé azoté produit lors du métabolisme des protéines, éliminé par les reins dans l'urine. | | Peptide hormonal | Un peptide agissant comme une hormone, régulant des fonctions physiologiques. | | Peptide antibiotique | Un peptide naturel produit par des micro-organismes, capable d'inhiber la croissance bactérienne. | | Protéine globulaire | Une protéine de forme sphérique ou ellipsoïdale, soluble dans l'eau, souvent impliquée dans des fonctions dynamiques comme le transport ou la catalyse enzymatique. | | Protéine fibreuse | Une protéine de forme allongée, souvent insoluble dans l'eau, jouant des rôles structuraux (ex: collagène, kératine). | | Holoprotéine | Une protéine composée uniquement d'acides aminés. | | Hétéroprotéine | Une protéine composée d'une partie protéique (apoprotéine) et d'une partie non protéique (groupement prosthétique). | | Glycoprotéine | Une hétéroprotéine dans laquelle le groupement prosthétique est un glucide. | | Lipoprotéine | Une hétéroprotéine dans laquelle le groupement prosthétique est un lipide. | | Phosphoprotéine | Une protéine modifiée par l'ajout d'un groupe phosphate, souvent sur des résidus sérine ou thréonine. | | Nucléoprotéine | Un complexe formé par une protéine et un acide nucléique (ADN ou ARN). |

# Atomic structure and quantum mechanics This section outlines the fundamental principles governing the structure of atoms and the behavior of electrons within them, as described by quantum mechanics. ### 1.1 The atom: fundamental components An atom is composed of a central nucleus surrounded by electrons [1](#page=1). * **Nucleus:** Contains protons (positively charged, +1) and neutrons (neutral, 0). The number of protons determines the nucleus's overall positive charge. Protons and neutrons have approximately the same mass [1](#page=1). * **Atomic Number ($Z$)**: The number of protons in an atom's nucleus. This number defines the element and dictates the number of electrons in a neutral atom [1](#page=1). * **Atomic Mass Number ($A$)**: The total number of protons and neutrons in the nucleus [1](#page=1). * **Electrons:** Negatively charged particles orbiting the nucleus. Their mass is approximately 1/2000th of a proton's mass, contributing negligibly to the atomic mass [1](#page=1). The **unified atomic mass unit (u or Da)** is defined as 1/12th the mass of a Carbon-12 atom, and is roughly equivalent to the mass of a proton or neutron (approximately $1.66 \times 10^{-27}$ kg) [1](#page=1). ### 1.2 The periodic table and atomic properties The periodic table organizes elements, currently ordered by atomic number ($Z$) [1](#page=1). * **Groups (Columns 1-18):** Elements within the same group share similar numbers of valence electrons and exhibit comparable chemical properties [1](#page=1). * **Periods (Rows 1-7):** Indicate the number of electron shells an atom possesses [1](#page=1). Key atomic properties and trends include: * **Ionization Energy:** The energy required to eject an electron from a neutral atom [1](#page=1). * **Electron Affinity:** The energy change when an electron is added to a neutral atom [1](#page=1). * **Atomic Radius:** The distance from the nucleus's center to the atom's outer shell [1](#page=1). * **Electronegativity:** An atom's ability to attract electrons to itself, often estimated by averaging ionization energy and electron affinity. This property helps determine bond type [1](#page=1). ### 1.3 Isotopes Isotopes are atoms of the same element (same atomic number) with differing numbers of neutrons, resulting in different atomic mass numbers. Despite differing neutron counts, isotopes of an element have the same number of electrons, leading to similar chemical behavior. The atomic mass listed on the periodic table is the average of the masses of an element's naturally occurring isotopes [1](#page=1). ### 1.4 Atomic models and quantum mechanics * **Bohr Model:** Successfully described the hydrogen atom, depicting electrons in specific orbits around a positive nucleus, but failed for atoms with more than one electron [1](#page=1). * **Quantum Mechanical Model:** Treats electrons as having wave-like properties (matter waves). The **Schrödinger wave equation** describes the behavior of these matter waves [1](#page=1). * **Wave Functions ($\psi$)**: Solutions to the Schrödinger equation, used to define **probability density** – the likelihood of finding an electron in a specific region around an atom [1](#page=1). * **Atomic Orbital:** A region in an atom where there is a 90% probability of finding an electron [1](#page=1). ### 1.5 Quantum numbers and atomic orbitals Atomic orbitals are characterized by four quantum numbers: * **Principal Quantum Number ($n$)**: Defines the electron shell and determines the size and energy of an atomic orbital. Values are positive integers ($1, 2, 3, \dots$). Higher $n$ values correspond to larger orbitals and higher energy levels [1](#page=1). * **Orbital (Azimuthal) Quantum Number ($\ell$)**: Defines the subshell and the shape of the orbital. For a given $n$, $\ell$ can range from $0$ to $(n-1)$ [1](#page=1). * $\ell = 0$ corresponds to the 's' subshell (spherical shape) [1](#page=1). * $\ell = 1$ corresponds to the 'p' subshell (dumbbell shape with lobes along axes) [1](#page=1). * $\ell = 2$ corresponds to the 'd' subshell (more complex shapes, often lobed) [1](#page=1). * $\ell = 3$ corresponds to the 'f' subshell (even more complex shapes) [1](#page=1). * **Magnetic Quantum Number ($m_{\ell}$)**: Specifies the number and orientation of orbitals within a subshell [1](#page=1). * For a given $\ell$, $m_{\ell}$ ranges from $-\ell$ to $+\ell$ [1](#page=1). * s subshell ($\ell=0$): 1 orbital ($m_{\ell}=0$) [1](#page=1). * p subshell ($\ell=1$): 3 orbitals ($m_{\ell}=-1, 0, +1$) [1](#page=1). * d subshell ($\ell=2$): 5 orbitals ($m_{\ell}=-2, -1, 0, +1, +2$) [1](#page=1). * f subshell ($\ell=3$): 7 orbitals ($m_{\ell}=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3$) [1](#page=1). * **Degenerate Orbitals:** Orbitals within the same subshell have the same energy level, regardless of their orientation (e.g., $p_x, p_y, p_z$) [1](#page=1). * **Spin Quantum Number ($m_s$)**: Describes the intrinsic angular momentum of an electron, which can have two possible values: $+\frac{1}{2}$ or $-\frac{1}{2}$ [1](#page=1). > **Tip:** Remember that the number of subshells in a shell is equal to the principal quantum number ($n$). For $n=3$, there are three subshells: 3s, 3p, and 3d, corresponding to $\ell$ values of 0, 1, and 2, respectively [7](#page=7). ### 1.6 Electron configuration principles Electron configuration describes the arrangement of electrons in atomic orbitals. * **Pauli Exclusion Principle:** No two electrons in an atom can have the same set of four quantum numbers. This means each orbital can hold a maximum of two electrons, and they must have opposite spins [1](#page=1). * **Aufbau Principle:** Electrons fill atomic orbitals in order of increasing energy [1](#page=1) [2](#page=2). * **Hund's Rule:** Within a subshell, electrons will occupy individual orbitals singly before pairing up. Unpaired electrons in the same subshell will have the same spin [1](#page=1) [2](#page=2). **Example Electron Configurations:** * **Hydrogen (H):** 1 electron. Configuration: $1s^1$ [2](#page=2). * **Nitrogen (N):** 7 electrons. Configuration: $1s^2, 2s^2, 2p^3$. The three electrons in the 2p subshell are in separate orbitals with parallel spins, according to Hund's rule [2](#page=2). **Shorthand Notation:** The electron configuration of noble gases represents the inner shell electrons, simplifying the notation for outer shell electrons. For example, Potassium (K) (19 electrons) is $[Ar 4s^1$ [2](#page=2). ### 1.7 Chemical Bonding * **Ionic Bonds:** Formed between atoms with a large electronegativity difference (typically > 2), involving the transfer of electrons to form ions. The electrostatic attraction between oppositely charged ions holds them together [2](#page=2). * **Cation:** A positively charged ion [1](#page=1). * **Anion:** A negatively charged ion [1](#page=1). * Cations are generally smaller than their parent atoms, while anions are larger due to increased electron-electron repulsion [1](#page=1). * **Covalent Bonds:** Formed when atoms share pairs of electrons, typically between non-metals. The degree of sharing can be unequal if electronegativity differs, leading to polar covalent bonds [1](#page=1) [2](#page=2). ### 1.8 Molecular Geometry (VSEPR Theory) **Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) Theory** predicts the geometry of molecules based on minimizing electron repulsion around a central atom. Electron pairs (bonding and lone pairs) arrange themselves as far apart as possible [2](#page=2). * **Methane (CH$_4$):** Tetrahedral geometry due to four bonding pairs and no lone pairs on the central carbon atom [2](#page=2). * **Ammonia (NH$_3$):** Tetrahedral electron geometry, but trigonal pyramidal molecular geometry due to one lone pair on nitrogen [2](#page=2). * **Water (H$_2$O):** Tetrahedral electron geometry, but bent molecular geometry due to two lone pairs on oxygen. The repulsion order is: Lone Pair-Lone Pair (LP-LP) > Lone Pair-Bonding Pair (LP-BP) > Bonding Pair-Bonding Pair (BP-BP) [2](#page=2). --- # Chemical bonding and molecular geometry This section explores the fundamental principles governing how atoms bond together to form molecules and how the arrangement of these atoms dictates the molecule's three-dimensional structure. ### 2.1 Types of chemical bonds Chemical bonds are the forces that hold atoms together in molecules and compounds. The primary types of chemical bonds are ionic and covalent. #### 2.1.1 Ionic bonds Ionic bonds are formed when there is a large difference in electronegativity between two atoms, typically between a metal and a non-metal. This large electronegativity difference (greater than 2) causes one atom to effectively transfer an electron to another, creating ions. The positively charged ion (cation) and negatively charged ion (anion) are then held together by strong electrostatic attraction in a crystal lattice structure. Cations are generally smaller than their neutral atomic counterparts because they have fewer electrons to repel each other. Conversely, anions are larger due to increased electron-electron repulsion [2](#page=2). #### 2.1.2 Covalent bonds Covalent bonds involve the sharing of electron pairs between atoms, typically between non-metal atoms. These shared electrons belong to the valence shells of both participating atoms. The electrons that are shared are called bonding pairs, while electrons not involved in sharing are called lone pairs [2](#page=2). * **Polar Covalent Bonds:** When atoms with different electronegativities form a covalent bond, they share the bonding pair of electrons unequally. The atom with higher electronegativity attracts the electron pair more strongly, resulting in a partial negative charge ($ \delta^- $) on that atom and a partial positive charge ($ \delta^+ $) on the less electronegative atom. This uneven distribution of charge creates a permanent dipole within the molecule. For instance, in water ($ \text{H}_2\text{O} $), the oxygen atom is more electronegative than hydrogen, leading to polar O-H bonds and an overall polar molecule due to its bent geometry. Carbon dioxide ($ \text{CO}_2 $), despite having polar C=O bonds, is nonpolar overall because its linear geometry causes the bond dipoles to cancel out [2](#page=2). * **Nonpolar Covalent Bonds:** When two atoms with equal electronegativity form a covalent bond, the electron pair is shared equally, resulting in a nonpolar covalent bond [2](#page=2). ### 2.2 Theories of Chemical Bonding Two key theories explain the nature of chemical bonding: Valence Bond Theory and Molecular Orbital Theory. #### 2.2.1 Valence Bond Theory Valence Bond Theory focuses on the combination and overlap of atomic orbitals to form chemical bonds [2](#page=2). * **Overlap:** In covalent bonding, the atomic orbitals of the participating atoms overlap, allowing them to share electrons. Greater overlap generally leads to a stronger bond [2](#page=2). * **Sigma ($ \sigma $) Bonds:** These are formed by the end-to-end overlap of atomic orbitals along the internuclear axis. Sigma bonds can form from the overlap of s-s, s-p, p-p, or hybridized orbitals [2](#page=2). * **Pi ($ \pi $) Bonds:** These are formed by the sideways (parallel) overlap of atomic orbitals, usually p orbitals, above and below or in front and behind the sigma bond axis. Pi bonds are generally weaker than sigma bonds due to less effective overlap and restrict rotation around the bond axis. Multiple bonds (double and triple bonds) consist of one sigma bond and one or two pi bonds, respectively [2](#page=2). #### 2.2.2 Hybridization Hybridization is a theoretical concept where atomic orbitals within an atom mix to form new hybrid orbitals that are better suited for bonding, explaining observed molecular geometries and bond properties. For example, in methane ($ \text{CH}_4 $), the carbon atom's 2s and three 2p orbitals hybridize to form four degenerate $ \text{sp}^3 $ hybrid orbitals. These $ \text{sp}^3 $ orbitals are arranged tetrahedrally, allowing for the formation of four identical C-H bonds with equal energy and length [2](#page=2). The type of hybridization determines the geometry: * Two regions of electron density: $ \text{sp} $ hybridization, leading to a linear geometry [2](#page=2). * Three regions of electron density: $ \text{sp}^2 $ hybridization, leading to a trigonal planar geometry [2](#page=2). * Four regions of electron density: $ \text{sp}^3 $ hybridization, leading to a tetrahedral geometry [2](#page=2). #### 2.2.3 Molecular Orbital Theory Molecular Orbital Theory (MO Theory) offers an alternative explanation for bonding by considering the combination of atomic orbitals to form molecular orbitals that encompass entire molecules. MO theory can accurately predict bond lengths and energies. While effective for simple molecules, it becomes complex for larger ones [2](#page=2). ### 2.3 Molecular Geometry and VSEPR Theory Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) theory is used to predict the shapes of molecules based on the repulsion between electron pairs (both bonding and lone pairs) around a central atom. Electron pairs arrange themselves to minimize repulsion, leading to specific geometries [2](#page=2). * **Electron Regions:** The number of regions of electron density (bonding pairs and lone pairs) around the central atom determines the electron geometry. * 2 regions: Linear * 3 regions: Trigonal planar * 4 regions: Tetrahedral * 5 regions: Trigonal bipyramidal * 6 regions: Octahedral * **Molecular Geometry:** This describes the arrangement of atoms only, ignoring lone pairs for the final shape prediction. * **Methane ($ \text{CH}_4 $):** Central carbon with 4 bonding pairs (no lone pairs) leads to a tetrahedral electron geometry and molecular geometry [2](#page=2). * **Ammonia ($ \text{NH}_3 $):** Central nitrogen with 3 bonding pairs and 1 lone pair (4 regions total) results in a tetrahedral electron geometry, but a trigonal pyramidal molecular geometry [2](#page=2). * **Water ($ \text{H}_2\text{O} $):** Central oxygen with 2 bonding pairs and 2 lone pairs (4 regions total) results in a tetrahedral electron geometry, but a bent molecular geometry [2](#page=2). **Repulsion Hierarchy:** The repulsion between electron pairs follows this order: Lone Pair-Lone Pair (LP-LP) > Lone Pair-Bonding Pair (LP-BP) > Bonding Pair-Bonding Pair (BP-BP). This hierarchy influences bond angles, with lone pairs compressing bond angles slightly compared to ideal geometries [2](#page=2). ### 2.4 Electronegativity and Bond Polarity Electronegativity is the measure of an atom's ability to attract electrons to itself within a chemical bond. The difference in electronegativity between two bonded atoms is crucial for determining the type and polarity of the bond [2](#page=2). * **Ionic Bonds:** Formed when the electronegativity difference is large (typically > 2) [2](#page=2). * **Polar Covalent Bonds:** Formed when there is a moderate electronegativity difference, leading to unequal sharing of electrons and a partial charge separation across the bond [2](#page=2). * **Nonpolar Covalent Bonds:** Formed when the electronegativity difference is zero or very small, resulting in equal sharing of electrons [2](#page=2). Fajans' Rules describe when ionic compounds gain covalent character: 1. **Small and highly charged cation:** This strongly distorts the electron cloud of the anion, increasing covalent character [2](#page=2). 2. **Large and highly charged anion:** Its electron cloud is more easily distorted [2](#page=2). 3. **High charge density of the cation:** Leads to greater polarizing power [2](#page=2). ### 2.5 Bond Strength and Length Generally, as bond length increases, bond strength decreases. Longer bonds are weaker. Greater 's' character in hybridization leads to shorter, stronger bonds, while greater 'p' character leads to longer, weaker bonds [2](#page=2). --- # Thermodynamics and chemical kinetics Thermodynamics and chemical kinetics are fundamental concepts that govern the energy changes and rates of chemical reactions. ### 3.1 The laws of thermodynamics Thermodynamics provides a framework for understanding energy transfer and transformation within chemical systems. #### 3.1.1 First law of thermodynamics The first law of thermodynamics, also known as the law of conservation of energy, states that energy cannot be created or destroyed, only transferred or changed from one form to another. In any isolated system (or the system and its surroundings combined), the total energy remains constant. This means energy can be converted from potential energy (stored energy, such as in chemical bonds) to kinetic energy (energy of motion) and vice versa. Thermodynamic temperature, measured in Kelvin (K), is a measure of the average kinetic energy of particles within a system [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Heat:** Energy transferred due to a temperature difference. It flows spontaneously from hotter to colder objects. Heat absorbed is positive ($+ve$), while heat released is negative ($-ve$) [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Enthalpy (H):** Represents the total energy of a chemical system, encompassing kinetic (heat) energy and chemical potential energy stored in bonds. The change in enthalpy ($\Delta H$) at constant pressure is equal to the heat absorbed or released by the system [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Exothermic reactions:** Release heat, resulting in a negative enthalpy change ($\Delta H < 0$). Products have lower chemical potential energy than reactants [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Endothermic reactions:** Absorb heat, resulting in a positive enthalpy change ($\Delta H > 0$). Products have greater chemical potential energy than reactants [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Bond energy:** The average energy required to break one mole of a specific type of bond. The sum of bond energies can be used to estimate enthalpy changes in reactions [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). #### 3.1.2 Second law of thermodynamics The second law of thermodynamics states that the total entropy of the universe always increases over time [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Entropy (S):** A thermodynamic measure of energy dispersal or randomness within a system. An increase in the number of ways energy can be distributed leads to an increase in entropy. A perfect solid at absolute zero has zero entropy [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). #### 3.1.3 Gibbs free energy (G) Gibbs free energy ($G$) is a thermodynamic potential that combines enthalpy and entropy changes to predict the spontaneity of a process [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). The change in Gibbs free energy ($\Delta G$) is calculated as: $$ \Delta G = \Delta H - T\Delta S $$ where $\Delta H$ is the change in enthalpy, $T$ is the temperature (in Kelvin), and $\Delta S$ is the change in entropy [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * If $\Delta G < 0$, the reaction is spontaneous and exergonic (releases free energy) [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * If $\Delta G > 0$, the reaction is non-spontaneous and endergonic (absorbs free energy) [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * If $\Delta G = 0$, the reaction is at equilibrium [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). A spontaneous and exergonic reaction is favoured when $\Delta H$ is negative (exothermic) and $\Delta S$ is positive (increasing disorder) [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). ### 3.2 Chemical kinetics Chemical kinetics studies the rates of chemical reactions. #### 3.2.1 Reaction rates and activation energy The rate of a reaction is influenced by several factors, including temperature, concentration, and the presence of catalysts. * **Transition state:** The highest energy point along the reaction pathway, representing an unstable arrangement of atoms where bonds are breaking and forming [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Activation energy ($E_a$):** The minimum energy required for a reaction to occur, overcoming the energy barrier of the transition state. Reactions with higher activation energies proceed more slowly [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Activated complex:** A general term for the arrangement of atoms at the transition state [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). #### 3.2.2 Catalysts Catalysts are substances that increase the rate of a chemical reaction without being consumed in the process. They achieve this by providing an alternative reaction pathway with a lower activation energy ($E_a$). Catalysts do not alter the position of equilibrium but allow it to be reached faster. Enzymes are biological catalysts [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). ### 3.3 Relationship between thermodynamics and kinetics Thermodynamics predicts whether a reaction is possible (spontaneity) based on free energy changes ($\Delta G$), while kinetics determines how fast a reaction will occur based on activation energy ($E_a$) and other kinetic factors. A reaction can be thermodynamically favourable but kinetically slow if it has a high activation energy [5](#page=5) [6](#page=6) [7](#page=7). --- # Biomolecules: structure and function Biomolecules are the fundamental organic molecules that comprise living organisms, playing crucial roles in cellular structure, energy storage, and biological processes [4](#page=4). ### 4.1 Carbohydrates Carbohydrates, often referred to as sugars, are a major class of biomolecules with the general formula $(CH_2O)_n$. Their primary functions include serving as energy stores, fuels, metabolic substrates, and structural components within cells [6](#page=6). #### 4.1.1 Monosaccharides Monosaccharides are the simplest form of carbohydrates and are classified based on their functional group: * **Aldoses:** Contain an aldehyde group (R-CH=O) at the end of the carbon chain. Examples include glucose and glyceraldehyde [6](#page=6). * **Ketoses:** Contain a ketone group (R-C(=O)-R') in the middle of the carbon chain. Examples include fructose and dihydroxyacetone [6](#page=6). Fischer projections are used to represent the three-dimensional structure of monosaccharides in a two-dimensional format, indicating the arrangement of groups around chiral carbon atoms [6](#page=6). In aqueous solutions, monosaccharides can exist in both open-chain and cyclic (ring) forms. Cyclization occurs when a hydroxyl (-OH) group within the molecule attacks the carbonyl (C=O) group, forming a hemiacetal (from aldoses) or hemiketal (from ketoses). This process creates a new stereocenter at the anomeric carbon, leading to two possible configurations [6](#page=6): * **Alpha (α) anomer:** The hydroxyl group at C1 is on the opposite side of the ring relative to the C5 or C4 group [6](#page=6). * **Beta (β) anomer:** The hydroxyl group at C1 is on the same side of the ring relative to the C5 or C4 group [6](#page=6). Haworth projections are commonly used to depict these cyclic forms, with both alpha and beta anomers typically existing in equilibrium [6](#page=6). #### 4.1.2 Disaccharides Disaccharides are formed when two monosaccharides are linked together via a covalent **glycosidic bond** through a condensation reaction, releasing a molecule of water. The name of the disaccharide reflects the constituent monosaccharides and the specific glycosidic linkage. For instance, sucrose has an $\alpha, \beta$-1,2 glycosidic bond where both anomeric carbons are involved. Lactose, however, has a $\beta$-1,4 glycosidic bond, involving only one anomeric carbon, allowing for the presence of both anomers simultaneously in solution [6](#page=6). #### 4.1.3 Polysaccharides Polysaccharides are long chains of monosaccharides linked by glycosidic bonds. The type of monosaccharide and the linkage determine the polysaccharide's structure and function. Examples include [6](#page=6): * **Cellulose:** Formed by $\beta$-D-glucose units linked via $\beta$-1,4 glycosidic bonds, providing structural support [6](#page=6). * **Starch and Glycogen:** Composed of $\alpha$-D-glucose units linked via $\alpha$-1,4 glycosidic bonds, serving as energy storage. Starch contains amylose (unbranched $\alpha$-1,4 linkages) and amylopectin (branched $\alpha$-1,6 linkages), while glycogen is highly branched amylopectin [6](#page=6). Carbohydrates also function in post-translational modifications, such as in the ABO blood groups [6](#page=6). ### 4.2 Lipids Lipids are a diverse group of molecules characterized by their insolubility in water and solubility in nonpolar solvents. They play vital roles in energy storage, membrane structure, and signaling [6](#page=6). #### 4.2.1 Fatty Acids Fatty acids are long hydrocarbon chains with a terminal carboxylic acid group [-COOH. They are classified based on saturation [6](#page=6): * **Saturated Fatty Acids (SFAs):** Contain only single bonds between carbon atoms in the hydrocarbon chain [6](#page=6). * **Unsaturated Fatty Acids (UFAs):** Contain one or more carbon-carbon double bonds ($\text{C=C}$). The stereochemistry of these double bonds (cis/Z or trans/E) significantly impacts their properties. Cis double bonds introduce a kink or bend in the hydrocarbon chain, affecting how fatty acids pack in membranes [6](#page=6). Fatty acids are categorized by chain length: short-chain (1-5 carbons), medium-chain (6-12 carbons), long-chain (13-21 carbons), and very long-chain (22+ carbons). Saturation is often denoted as "number of carbons:number of double bonds," e.g., 16:0 for palmitic acid, and the position of double bonds can be indicated from either end of the chain [6](#page=6). #### 4.2.2 Triacylglycerols Triacylglycerols (triglycerides) are formed by the esterification of glycerol with three fatty acids. They serve as a major form of chemical energy storage in adipose tissue [6](#page=6). #### 4.2.3 Glycerophospholipids Glycerophospholipids are key components of cellular membranes. They consist of a glycerol backbone esterified to two fatty acids and a phosphate group, which is further linked to a polar head group (e.g., choline, serine, inositol). These molecules are amphiphilic, possessing both hydrophobic tails and hydrophilic heads, enabling them to form lipid bilayers in membranes, vesicles, and micelles [6](#page=6). #### 4.2.4 Sphingolipids Sphingolipids are another class of membrane lipids characterized by a sphingoid backbone, synthesized from serine and acetyl-CoA. They contain a fatty acid and a head group attached to the sphingoid base. Sphingomyelins (with a phosphate-linked choline or ethanolamine head group) are crucial in myelin sheaths, while cerebrosides and gangliosides (with carbohydrate head groups) are important in neural membranes [6](#page=6). #### 4.2.5 Sterol Lipids Sterol lipids, such as cholesterol, are predominantly found in eukaryotes and feature a rigid ring system. The ring structure is hydrophobic, while the hydroxyl (-OH) group is hydrophilic. Cholesterol is a precursor for steroid hormones like testosterone and progesterone and is vital for maintaining membrane stability and fluidity [6](#page=6). #### 4.2.6 Lipid Aggregation In aqueous environments, lipids spontaneously arrange into structures driven by the **hydrophobic effect**. Hydrophobic tails cluster inward to minimize contact with water, while hydrophilic heads face outward, interacting with water through hydrogen bonds and electrostatic forces. This self-assembly leads to the formation of micelles (from single fatty acids) or lipid bilayers (from phospholipids and sphingolipids), which form the basis of cell membranes [6](#page=6). The properties of lipid bilayers, such as permeability and fluidity, are influenced by the type of fatty acids present. Saturated fatty acids lead to tighter packing and higher melting temperatures ($T_m$), while unsaturated fatty acids, with their kinks, disrupt packing, lowering $T_m$ and increasing fluidity [6](#page=6). ### 4.3 Nucleotides Nucleotides are the building blocks of nucleic acids (DNA and RNA). Each nucleotide consists of a ribose sugar, a phosphate group, and a nitrogenous base. In nucleic acid polymers, the phosphate group forms phosphodiester bonds with the 3' hydroxyl group of one sugar and the 5' carbon of the next, creating a sugar-phosphate backbone. The sequence of nucleotides is read from the 5' to 3' direction [7](#page=7). DNA typically exists as a stable double helix, with base pairing (A with T, and G with C) stabilized by hydrogen bonds (2 between A-T, 3 between G-C). The structure has a thickness of 2 nm, with a helical repeat every 3.4 nm and bases spaced 0.34 nm apart. The number of G-C bonds influences DNA stability, as they require more thermal energy to separate [7](#page=7). Nucleotides also function as monomeric units in energy metabolism (ATP, GTP), as second messengers (cAMP), and as substrates for enzymes [7](#page=7). ### 4.4 Proteins Proteins are polymers of amino acids linked by peptide bonds, formed between the carboxyl group of one amino acid and the amino group of another through a condensation reaction. The sequence of amino acids, the **primary structure**, dictates the protein's overall structure and function [7](#page=7). * **Secondary structure** involves the folding of the polypeptide chain into regular structures like $\alpha$-helices and $\beta$-sheets, stabilized by hydrogen bonds between backbone atoms [7](#page=7). * **Tertiary structure** refers to the overall three-dimensional conformation of a single polypeptide chain, stabilized by various non-covalent interactions (hydrogen bonds, ionic interactions, van der Waals forces, hydrophobic interactions) and sometimes covalent disulfide bridges between cysteine residues [7](#page=7). * **Quaternary structure** describes the arrangement of multiple polypeptide subunits in a functional protein complex [7](#page=7). Protein folding is a complex process driven by thermodynamics, often assisted by chaperone proteins. Techniques like chromatography (size exclusion, ion exchange, affinity) and SDS-PAGE are used for protein purification and analysis [7](#page=7). ### 4.5 Enzymes Enzymes are biological catalysts, typically proteins, that accelerate biochemical reactions by lowering the activation energy ($E_a$) without being consumed in the process. They achieve this by providing an alternative reaction pathway and stabilizing the transition state [7](#page=7). * Enzyme activity is influenced by factors such as pH and temperature, with each enzyme having an optimal pH and temperature range. High temperatures can denature enzymes, disrupting their three-dimensional structure and thus their function [7](#page=7). * Enzymes bind specifically to their substrates at the **active site**, forming an enzyme-substrate complex (ES) [7](#page=7). * Enzyme kinetics, described by Michaelis-Menten kinetics, relates reaction rate ($v$) to substrate concentration ($[S]$), characterized by $V_{max}$ (maximum reaction velocity) and $K_m$ (substrate concentration at $v = V_{max}/2$), which indicates substrate affinity. The $k_{cat}$ (turnover number) measures catalytic efficiency [7](#page=7). * Enzyme activity can be regulated by **inhibitors**, which bind to enzymes and reduce their catalytic rate. Inhibitors can be competitive (binding to the active site), uncompetitive (binding to the ES complex), or non-competitive (binding to an allosteric site) [7](#page=7). * **Cofactors** (e.g., coenzymes) are non-protein molecules that often assist enzymes in their catalytic functions [7](#page=7). * **Allosteric regulation** involves the binding of molecules to sites other than the active site, altering enzyme conformation and activity. Many enzymes, especially those in complex metabolic pathways, exhibit sigmoidal kinetics due to allosteric regulation of multisubunit proteins [7](#page=7). * Reversible covalent modifications, such as phosphorylation, are also key mechanisms for enzyme regulation, particularly in signal transduction pathways [7](#page=7). ### 4.6 Summary of Biomolecule Interactions and Properties The structure of biomolecules dictates their function through various types of bonding and interactions: * **Covalent bonds** are formed by the sharing of electrons and are central to the structure of biomolecules like carbohydrates, lipids, nucleotides, and proteins [4](#page=4). * **Non-covalent interactions**, including hydrogen bonds, ionic interactions, London dispersion forces, and van der Waals forces, are crucial for stabilizing the three-dimensional structures of biomolecules and mediating their interactions with each other. Hydrogen bonds, specifically, are important in DNA structure and protein secondary structures [5](#page=5) [7](#page=7). * **Electronegativity** differences between atoms determine bond polarity and can lead to the formation of **dipoles** within molecules. The overall polarity of a molecule, influenced by its geometry, dictates its solubility and interactions (e.g., H$_2$O is polar, CO$_2$ is nonpolar despite polar bonds) [4](#page=4) [5](#page=5). * **Chirality** and **stereoisomerism** are fundamental properties of many biomolecules, especially carbohydrates and amino acids, leading to different biological activities for different stereoisomers (e.g., L-amino acids are found in proteins, D-glucose is a common sugar). Techniques like Fischer and Haworth projections are used to depict these spatial arrangements [4](#page=4) [6](#page=6) [7](#page=7). * The arrangement of electrons in **atomic orbitals** and their hybridization (e.g., sp$^3$, sp$^2$) explain molecular geometry and bonding capabilities, such as in the tetrahedral structure of methane [4](#page=4). --- # Enzyme kinetics and regulation This section delves into the principles governing the rates of enzyme-catalyzed reactions and the mechanisms by which these rates are controlled. ### 5.1 Enzyme kinetics Enzyme kinetics studies the rates of enzyme-catalyzed reactions, which are influenced by factors such as substrate concentration, enzyme concentration, temperature, and pH. #### 5.1.1 Michaelis-Menten kinetics Michaelis-Menten kinetics describes the relationship between the initial reaction velocity ($V_0$) and substrate concentration ($[S]$) for enzyme-catalyzed reactions. It is based on the formation of an enzyme-substrate complex (ES) followed by its breakdown into product (P) and free enzyme (E). The fundamental steps are: 1. $E + S \rightleftharpoons ES$ (formation of enzyme-substrate complex) 2. $ES \rightarrow E + P$ (breakdown to product) The Michaelis-Menten equation is: $$V_0 = \frac{V_{max}[S]}{K_m + [S]}$$ Where: * $V_0$ is the initial reaction velocity. * $V_{max}$ is the maximum reaction velocity, achieved when the enzyme is saturated with substrate. * $[S]$ is the substrate concentration. * $K_m$ (Michaelis constant) is the substrate concentration at which the reaction velocity is half of $V_{max}$. It is a measure of the enzyme's affinity for its substrate; a lower $K_m$ indicates higher affinity. **K_cat (Turnover Number):** This represents the maximum number of substrate molecules an enzyme can convert into product per unit time when saturated with substrate. It is a measure of the enzyme's catalytic efficiency. $K_{cat} = \frac{V_{max}}{[E]_T}$, where $[E]_T$ is the total enzyme concentration. **Catalytic Efficiency:** This is often expressed as the ratio $k_{cat}/K_m$. A higher value indicates a more efficient enzyme. **Lineweaver-Burk Plot (Double Reciprocal Plot):** This is a linear transformation of the Michaelis-Menten equation, plotting $1/V_0$ against $1/[S]$. It is useful for determining $V_{max}$ and $K_m$ graphically. $$\frac{1}{V_0} = \frac{K_m}{V_{max}[S]} + \frac{1}{V_{max}}$$ The plot yields a straight line with a y-intercept of $1/V_{max}$ and an x-intercept of $-1/K_m$. #### 5.1.2 Enzyme inhibition Enzyme inhibitors are substances that bind to enzymes and reduce their activity. * **Reversible Inhibitors:** These bind non-covalently and their effects can be reversed. * **Competitive Inhibitors:** * Bind to the active site, competing with the substrate. * Increase $K_m$ (higher substrate concentration is needed to reach half $V_{max}$), but $V_{max}$ remains unchanged. * The effect can be overcome by increasing substrate concentration. * **Uncompetitive Inhibitors:** * Bind only to the enzyme-substrate (ES) complex, preventing product release. * Decrease both $K_m$ and $V_{max}$ by the same factor. * Cannot be overcome by increasing substrate concentration. * **Non-competitive Inhibitors:** * Bind to a site distinct from the active site (allosteric site) and can bind to both free enzyme and the ES complex. * Do not affect substrate binding ( $K_m$ remains unchanged), but they reduce the enzyme's catalytic efficiency, thus decreasing $V_{max}$. * Effectively reduce the concentration of active enzyme. * **Mixed Inhibitors:** Bind to both the free enzyme and the ES complex, but with different affinities. They affect both $K_m$ and $V_{max}$. * **Irreversible Inhibitors:** These bind covalently to the enzyme, permanently inactivating it. ### 5.2 Enzyme regulation Enzymes are regulated to control metabolic pathways and cellular processes. #### 5.2.1 Allosteric regulation Allosteric regulation involves the binding of effector molecules (activators or inhibitors) to an allosteric site on the enzyme, which is different from the active site. This binding induces a conformational change in the enzyme, altering its catalytic activity. * **Allosteric activators** increase enzyme activity. * **Allosteric inhibitors** decrease enzyme activity. * Allosteric enzymes, particularly those with multiple subunits, often exhibit sigmoidal kinetics rather than the hyperbolic Michaelis-Menten kinetics, showing a cooperative binding of substrate. #### 5.2.2 Reversible covalent modifications Enzyme activity can be modulated by the reversible addition or removal of small chemical groups, such as phosphate (phosphorylation), acetyl groups (acetylation), or methyl groups (methylation). Phosphorylation, catalyzed by kinases, is a common regulatory mechanism involved in signal transduction pathways, often activating or inactivating enzymes. #### 5.2.3 Feedback inhibition In feedback inhibition, the end product of a metabolic pathway acts as an allosteric inhibitor for an enzyme earlier in the pathway, preventing the overproduction of the product. #### 5.2.4 Enzyme levels regulation The amount of an enzyme in a cell can also be regulated at the transcriptional or translational level, influencing the overall rate of a metabolic pathway (translational regulation). ### 5.3 Factors affecting enzyme activity #### 5.3.1 pH Enzymes have an optimal pH at which their activity is maximal. Deviations from the optimal pH can alter the ionization state of amino acid residues in the active site or elsewhere in the enzyme, affecting substrate binding and catalysis, or even leading to denaturation. #### 5.3.2 Temperature Enzymes have an optimal temperature for activity. At temperatures below the optimum, reaction rates increase with temperature due to increased kinetic energy. However, at temperatures above the optimum, enzyme activity decreases sharply as the enzyme denatures (loses its three-dimensional structure) due to the disruption of non-covalent bonds. --- # Metabolic pathways: glycolysis, Krebs cycle, and oxidative phosphorylation This section details central metabolic pathways, focusing on glycolysis, the Krebs cycle, and oxidative phosphorylation, explaining their steps, energy production, and regulation. ### 6.1 Glycolysis Glycolysis is a fundamental metabolic pathway that breaks down glucose into pyruvate. It occurs in the cytosol and does not require oxygen, making it an anaerobic process. The overall reaction is [6](#page=6) [7](#page=7): Glucose + 2 NAD$^+$ + 2 ADP + 2 P$_\text{i}$ $\rightarrow$ 2 Pyruvate + 2 NADH + 2 H$^+$ + 2 ATP + 2 H$_2$O [6](#page=6). Glycolysis can be divided into three main stages: #### 6.1.1 Investment Phase This phase requires an input of energy to prepare glucose for cleavage. It involves three reactions that convert glucose into fructose-1,6-bisphosphate, consuming two ATP molecules. * **Reaction 1: Phosphorylation of glucose** * Glucose is phosphorylated to glucose-6-phosphate by hexokinase. * This reaction is irreversible and traps glucose within the cell, as the addition of a phosphate group makes it negatively charged and unable to cross the cell membrane via glucose transporters [7](#page=7). * Reaction: Glucose + ATP $\rightarrow$ Glucose-6-phosphate + ADP * **Reaction 2: Isomerization** * Glucose-6-phosphate (an aldose) is isomerized to fructose-6-phosphate (a ketose) by phosphoglucose isomerase [7](#page=7). * This rearrangement is necessary because the subsequent cleavage requires the carbonyl group to be at carbon 2, which is characteristic of a ketose. The ring structure of fructose-6-phosphate also provides a free hydroxyl group at C1, facilitating further phosphorylation [7](#page=7). * Reaction: Glucose-6-phosphate $\rightleftharpoons$ Fructose-6-phosphate * **Reaction 3: Second Phosphorylation** * Fructose-6-phosphate is phosphorylated to fructose-1,6-bisphosphate by phosphofructokinase. * This is another irreversible, energy-consuming step, requiring ATP [7](#page=7). * Reaction: Fructose-6-phosphate + ATP $\rightarrow$ Fructose-1,6-bisphosphate + ADP #### 6.1.2 Lysis Phase This stage splits the six-carbon fructose-1,6-bisphosphate molecule into two three-carbon molecules. * **Cleavage:** Fructose-1,6-bisphosphate is cleaved into dihydroxyacetone phosphate and glyceraldehyde-3-phosphate by aldolase. This reaction is reversible [7](#page=7). * **Isomerization:** Dihydroxyacetone phosphate is converted into glyceraldehyde-3-phosphate by triosephosphate isomerase. This is also a reversible reaction, and the equilibrium favors glyceraldehyde-3-phosphate due to its consumption in the subsequent steps of glycolysis [7](#page=7). * Following these steps, two molecules of glyceraldehyde-3-phosphate proceed through the rest of glycolysis. #### 6.1.3 Payoff Phase In this phase, the three-carbon units are converted into pyruvate, generating ATP and NADH. This phase occurs twice for each initial glucose molecule. * **Reaction 1: Oxidation and Phosphorylation** * Glyceraldehyde-3-phosphate is oxidized and phosphorylated to 1,3-bisphosphoglycerate by glyceraldehyde-3-phosphate dehydrogenase. This reaction involves the reduction of NAD$^+$ to NADH. The enzyme couples a highly exergonic reaction with an endergonic reaction, utilizing a high-energy intermediate [7](#page=7). * Reaction: Glyceraldehyde-3-phosphate + NAD$^+$ + P$_\text{i}$ $\rightleftharpoons$ 1,3-Bisphosphoglycerate + NADH + H$^+$ * **Reaction 2: ATP Production (Substrate-Level Phosphorylation)** * 1,3-Bisphosphoglycerate is converted to 3-phosphoglycerate, with the transfer of a phosphate group to ADP to form ATP. This is an example of substrate-level phosphorylation [7](#page=7). * Reaction: 1,3-Bisphosphoglycerate + ADP $\rightleftharpoons$ 3-Phosphoglycerate + ATP * **Reaction 3: Phosphate Group Rearrangement** * 3-Phosphoglycerate is isomerized to 2-phosphoglycerate by phosphoglycerate mutase, moving the phosphate group from carbon 3 to carbon 2 [7](#page=7). * Reaction: 3-Phosphoglycerate $\rightleftharpoons$ 2-Phosphoglycerate * **Reaction 4: Dehydration** * 2-Phosphoglycerate is dehydrated to phosphoenolpyruvate (PEP) by enolase, removing a water molecule [7](#page=7). * Reaction: 2-Phosphoglycerate $\rightleftharpoons$ Phosphoenolpyruvate + H$_2$O * **Reaction 5: Second ATP Production (Substrate-Level Phosphorylation)** * Phosphoenolpyruvate is converted to pyruvate by pyruvate kinase, producing ATP through substrate-level phosphorylation. This reaction is irreversible [7](#page=7). * Reaction: Phosphoenolpyruvate + ADP $\rightarrow$ Pyruvate + ATP **Net yield of glycolysis per glucose molecule:** 2 ATP, 2 NADH, and 2 pyruvate molecules. * **Anaerobic conditions:** If oxygen is absent, pyruvate is converted into lactate (in humans) or ethanol (in yeast) through fermentation to regenerate NAD$^+$ [7](#page=7). * **Aerobic conditions:** Pyruvate is transported into the mitochondrial matrix and converted to acetyl-CoA, which then enters the Krebs cycle. ### 6.2 Krebs Cycle (Citric Acid Cycle or TCA Cycle) The Krebs cycle is a series of reactions occurring in the mitochondrial matrix that oxidizes acetyl-CoA, producing ATP, NADH, FADH$_2$, and carbon dioxide. **Overview of the Krebs Cycle:** The cycle begins with the condensation of acetyl-CoA (a two-carbon molecule) with oxaloacetate (a four-carbon molecule) to form citrate (a six-carbon molecule). Through a series of enzymatic steps, citrate is oxidized and rearranged, releasing carbon dioxide and generating high-energy electron carriers (NADH and FADH$_2$) and ATP (or GTP). The cycle regenerates oxaloacetate, allowing it to accept another acetyl-CoA molecule. **Key steps and outputs:** 1. **Citrate formation:** Acetyl-CoA + Oxaloacetate + H$_2$O $\rightarrow$ Citrate + CoA [7](#page=7). * Catalyzed by citrate synthase. 2. **Isomerization:** Citrate $\rightarrow$ Isocitrate [7](#page=7). * Catalyzed by aconitase. This step repositions the hydroxyl group to prepare for decarboxylation. 3. **Oxidative decarboxylation:** Isocitrate + NAD$^+$ $\rightarrow$ $\alpha$-ketoglutarate + NADH + H$^+$ + CO$_2$ [7](#page=7). * Catalyzed by isocitrate dehydrogenase. This is the first of four oxidative decarboxylations in the cycle. 4. **Oxidative decarboxylation:** $\alpha$-ketoglutarate + NAD$^+$ + CoA $\rightarrow$ Succinyl-CoA + NADH + H$^+$ + CO$_2$ [7](#page=7). * Catalyzed by the $\alpha$-ketoglutarate dehydrogenase complex. This reaction forms a high-energy thioester bond in succinyl-CoA. 5. **Substrate-level phosphorylation:** Succinyl-CoA + ADP + P$_\text{i}$ $\rightarrow$ Succinate + ATP + CoA [7](#page=7). * Catalyzed by succinyl-CoA synthase. The energy from the thioester bond hydrolysis drives ATP synthesis. GTP can be formed instead of ATP depending on the enzyme isoform. 6. **Oxidation:** Succinate + FAD $\rightarrow$ Fumarate + FADH$_2$ [7](#page=7). * Catalyzed by succinate dehydrogenase, which is embedded in the inner mitochondrial membrane and is also part of Complex II of the electron transport chain. 7. **Hydration:** Fumarate + H$_2$O $\rightarrow$ L-Malate [7](#page=7). * Catalyzed by fumarase. This reaction creates a new stereocenter, specifically L-malate. 8. **Oxidation:** L-Malate + NAD$^+$ $\rightarrow$ Oxaloacetate + NADH + H$^+$ [7](#page=7). * Catalyzed by malate dehydrogenase. This reaction is energetically unfavorable but is driven forward by the consumption of oxaloacetate in the next cycle and NADH in the electron transport chain. **Net yield per acetyl-CoA molecule entering the cycle:** 3 NADH, 1 FADH$_2$, 1 ATP (or GTP), and 2 CO$_2$. Since one glucose molecule yields two pyruvate molecules, and thus two acetyl-CoA molecules, the Krebs cycle turns twice per glucose molecule. **Alternative metabolic substrates:** Glycerol and fatty acids can be broken down to intermediates that enter glycolysis or the Krebs cycle, respectively. Amino acids can also be catabolized to pyruvate, acetyl-CoA, or other Krebs cycle intermediates [7](#page=7). ### 6.3 Oxidative Phosphorylation Oxidative phosphorylation is the primary process for ATP production in aerobic respiration, occurring on the inner mitochondrial membrane. It involves two main components: the electron transport chain (ETC) and ATP synthase [7](#page=7). #### 6.3.1 Electron Transport Chain (ETC) The ETC is a series of protein complexes (Complex I-IV) embedded in the inner mitochondrial membrane that accept electrons from NADH and FADH$_2$ produced during glycolysis and the Krebs cycle [7](#page=7). * **Electron carriers:** NADH and FADH$_2$ donate electrons, which are passed down the chain through a series of redox reactions. * NADH donates electrons to Complex I [7](#page=7). * FADH$_2$ donates electrons to Complex II [7](#page=7). * **Proton pumping:** As electrons move through the complexes, energy is released and used to pump protons (H$^+$) from the mitochondrial matrix into the intermembrane space. This creates an electrochemical gradient, known as the proton-motive force [7](#page=7). * Complex I pumps 4 H$^+$ per NADH [7](#page=7). * Complex II does not pump protons directly but transfers electrons to ubiquinone [7](#page=7). * Complex III pumps 4 H$^+$ per pair of electrons from ubiquinol (QH$_2$) [7](#page=7). * Complex IV pumps 4 H$^+$ and uses oxygen as the final electron acceptor, reducing it to water [7](#page=7). * **Electron flow summary:** * NADH $\rightarrow$ Complex I $\rightarrow$ Ubiquinone $\rightarrow$ Complex III $\rightarrow$ Cytochrome c $\rightarrow$ Complex IV $\rightarrow$ O$_2$ [7](#page=7). * FADH$_2$ $\rightarrow$ Complex II $\rightarrow$ Ubiquinone $\rightarrow$ Complex III $\rightarrow$ Cytochrome c $\rightarrow$ Complex IV $\rightarrow$ O$_2$ [7](#page=7). #### 6.3.2 ATP Synthase ATP synthase is a molecular machine that utilizes the proton-motive force to synthesize ATP. * **Structure:** It consists of two main parts: F$_0$ (embedded in the membrane) and F$_1$ (catalytic headpiece extending into the matrix) [7](#page=7). * **Mechanism:** Protons flow from the intermembrane space back into the matrix through a channel in the F$_0$ component. This proton flow drives the rotation of a rotor within ATP synthase, causing conformational changes in the F$_1$ headpiece. These changes facilitate the binding of ADP and inorganic phosphate (P$_\text{i}$) and their subsequent phosphorylation to ATP [7](#page=7). * **ATP yield:** The number of ATP molecules produced per NADH and FADH$_2$ molecule varies. Generally, one NADH molecule yields approximately 2.5 ATP, and one FADH$_2$ molecule yields approximately 1.5 ATP. NADH produced in the cytosol during glycolysis requires shuttle systems (malate-aspartate or glycerol phosphate shuttle) to transfer its electrons into the mitochondria, which can affect the final ATP yield [7](#page=7). **Overall ATP production:** This process generates the vast majority of ATP during aerobic respiration. Without oxygen, the ETC cannot function, and ATP production ceases, leading to cell death. **Regulation and Uncoupling:** * Uncouplers, like FCCP, can dissipate the proton gradient by facilitating proton re-entry into the matrix, uncoupling electron transport from ATP synthesis. This increases oxygen consumption but reduces ATP production [7](#page=7). * The Warburg effect describes increased glycolysis even in the presence of oxygen in cancer cells, potentially providing rapid ATP and building blocks for proliferation [7](#page=7). --- ## Common mistakes to avoid - Review all topics thoroughly before exams - Pay attention to formulas and key definitions - Practice with examples provided in each section - Don't memorize without understanding the underlying concepts

| Term | Definition | |---|---| | Atom | The smallest unit of an element that retains the chemical properties of that element, consisting of a nucleus (protons and neutrons) and orbiting electrons. | | Nucleus | The central part of an atom, composed of protons and neutrons, which carries a positive charge due to the protons. | | Proton | A subatomic particle found in the nucleus of an atom, carrying a positive charge (+1) and having a mass comparable to a neutron. | | Neutron | A subatomic particle found in the nucleus of an atom, carrying no charge (0), and having a mass nearly equal to a proton. | | Electron | A subatomic particle with a negative charge (-1) that orbits the nucleus of an atom. Its mass is significantly smaller than that of a proton or neutron. | | Atomic number (Z) | The number of protons in the nucleus of an atom, which uniquely identifies an element and determines the number of electrons in a neutral atom. | | Atomic mass number (A) | The total number of protons and neutrons in an atom's nucleus. | | Unified atomic mass unit (Da or U) | A standard unit of mass used for atoms and molecules, defined as 1/12 of the mass of a neutral atom of carbon-12. It is approximately equal to the mass of a proton or neutron. | | Periodic table | An arrangement of chemical elements ordered by their atomic number, electron configuration, and recurring chemical properties, organized into groups (columns) and periods (rows). | | Group (in periodic table) | A vertical column in the periodic table, where elements typically share the same number of valence electrons and exhibit similar chemical properties. | | Period (in periodic table) | A horizontal row in the periodic table, where elements indicate the number of electron shells an atom possesses. | | Ionization energy | The minimum energy required to remove an electron from a neutral atom or molecule in its gaseous state. | | Electron affinity | The energy change that occurs when an electron is added to a neutral atom or molecule to form a negative ion. | | Atomic radius | The distance from the center of an atom's nucleus to its outermost electron shell. | | Electronegativity | A measure of the tendency of an atom to attract a bonding pair of electrons towards itself. | | Isotope | Atoms of the same element (same atomic number) that have different numbers of neutrons, resulting in different atomic mass numbers and consequently different atomic masses. | | Bohr model | An early model of the atom describing electrons orbiting the nucleus in specific energy levels or orbits. It was largely superseded by the quantum mechanical model. | | Quantum mechanical model | A model of the atom that describes electrons as having wave-like properties and existing in probability distributions called atomic orbitals, rather than fixed orbits. | | Schrödinger wave equation | A fundamental equation in quantum mechanics that describes the wave-like behavior of subatomic particles, including electrons. | | Wave function | A mathematical function ($\psi$) that describes the quantum state of an atomic or subatomic system. The square of the wave function gives the probability density of finding a particle in a particular location. | | Atomic orbital | A region in space around an atom's nucleus where there is a high probability (typically 90%) of finding an electron. Orbitals have distinct shapes, sizes, and orientations. | | Quantum numbers | A set of numbers that describe the properties of electrons in atoms, including their energy, angular momentum, orientation in space, and spin. The four quantum numbers are: principal (n), orbital (l), magnetic (m_L), and spin (m_S). | | Principal quantum number (n) | Describes the energy level and size of an atomic orbital. Higher values of n indicate higher energy and greater distance from the nucleus. It can be any positive integer (1, 2, 3,...). | | Orbital quantum number (l) | Describes the shape of an atomic orbital and the subshell it belongs to. For a given n, l can take values from 0 to n-1. l=0 corresponds to s orbitals (spherical), l=1 to p orbitals (dumbbell-shaped), l=2 to d orbitals, and l=3 to f orbitals. | | Magnetic quantum number (m_L) | Describes the orientation of an atomic orbital in space relative to an external magnetic field. For a given l, m_L can take integer values from -l to +l, including 0. | | Spin quantum number (m_S) | Describes the intrinsic angular momentum of an electron, often visualized as its spin. It can only take two values: +1/2 or -1/2. | | Pauli exclusion principle | A principle stating that no two electrons in an atom can have the same set of four quantum numbers. This means that an atomic orbital can hold a maximum of two electrons, and they must have opposite spins. | | Degenerate atomic orbitals | Atomic orbitals within the same subshell that have the same energy but different spatial orientations (e.g., the three p orbitals: px, py, pz). | | Aufbau principle | A principle that states that electrons fill atomic orbitals starting from the lowest energy levels and proceeding to higher ones. | | Hund's rule | A rule stating that within a subshell, electrons will occupy each orbital singly before pairing up, and these singly occupied orbitals will have parallel spins. | | Molecule | An electrically neutral entity formed when two or more atoms are chemically bonded together. | | Ionic bond | A chemical bond formed by the electrostatic attraction between oppositely charged ions, typically formed between a metal and a nonmetal due to a large difference in electronegativity. | | Cation | A positively charged ion, formed when an atom loses one or more electrons. | | Anion | A negatively charged ion, formed when an atom gains one or more electrons. | | Covalent bond | A chemical bond formed by the sharing of one or more pairs of electrons between atoms, typically occurring between nonmetals with similar electronegativities. | | Polar covalent bond | A covalent bond in which the electron pair is shared unequally between two atoms due to a difference in electronegativity, creating partial positive and negative charges on the atoms. | | Molecular formula | A representation of a molecule that lists the types and numbers of atoms present using chemical symbols. | | Empirical formula | The simplest whole-number ratio of atoms in a compound. | | Hill notation | A system for writing chemical formulas, particularly for organic compounds, where carbon atoms are listed first, followed by hydrogen, and then other elements in alphabetical order. Exceptions exist for ionic compounds, oxides, acids, and hydroxides. | | Structural formula | A representation of a molecule that shows the order in which atoms are connected and the arrangement of chemical groups. | | Skeletal formula | A simplified representation of organic molecules where carbon atoms and hydrogen atoms bonded to carbon are implied, and lines represent bonds. Heteroatoms are explicitly shown. | | Valence shell electron pair repulsion (VSEPR) theory | A theory used to predict the geometry of molecules based on the repulsion between electron pairs (both bonding and lone pairs) in the valence shell of the central atom. Electron groups arrange themselves to be as far apart as possible. | | Sigma bond ($\sigma$) | A type of covalent bond formed by the direct, end-to-end overlap of atomic orbitals along the internuclear axis. | | Pi bond ($\pi$) | A type of covalent bond formed by the sideways overlap of atomic orbitals (typically p orbitals) above and below the internuclear axis. Pi bonds are generally weaker than sigma bonds and restrict rotation around the bond axis. | | Hybridization | The mixing of atomic orbitals within an atom to form new hybrid orbitals that are better suited for bonding, having different shapes, energies, and orientations than the original atomic orbitals (e.g., sp, sp², sp³). | | sp³ hybridization | The hybridization of one s orbital and three p orbitals to form four equivalent sp³ hybrid orbitals, which are arranged in a tetrahedral geometry. | | sp² hybridization | The hybridization of one s orbital and two p orbitals to form three equivalent sp² hybrid orbitals, arranged in a trigonal planar geometry, leaving one unhybridized p orbital. | | sp hybridization | The hybridization of one s orbital and one p orbital to form two equivalent sp hybrid orbitals, arranged in a linear geometry, leaving two unhybridized p orbitals. | | Molecular orbital theory | A theory that describes chemical bonding in terms of molecular orbitals, which are formed by the combination of atomic orbitals from different atoms. | | Fajans' rule | A set of guidelines used to predict the degree of covalent character in an ionic bond, based on factors such as the charge density of the cation and the polarizability of the anion. | | Moles (mol) | The SI unit for the amount of substance, defined as containing exactly $6.02214076 \times 10^{23}$ elementary entities (Avogadro's number). | | Avogadro's constant ($N_A$ or L) | The number of constituent particles (atoms, molecules, ions, etc.) that are contained in the amount of substance given by one mole. Its value is approximately $6.022 \times 10^{23}$ mol$^{-1}$. | | Molar mass | The mass of one mole of a substance, typically expressed in grams per mole (g mol$^{-1}$). It is numerically equivalent to the atomic or molecular weight in daltons. | | Concentration | The amount of a solute dissolved in a specific amount of solvent or solution. Common units include molarity (mol/L), mass concentration (g/L), and volume concentration (%). | | Molar concentration (Molarity) | The concentration of a solution expressed as the number of moles of solute per liter (or cubic decimeter) of solution (mol dm$^{-3}$ or M). | | Mass concentration | The concentration of a solution expressed as the mass of solute per unit volume of solution (e.g., g/L). | | Volume concentration | The concentration of a solution expressed as the volume of solute per unit volume of solution, often as a percentage. | | Dilution | The process of reducing the concentration of a solute in a solution by adding more solvent. | | Dilution factor (DF) | A ratio representing how many times a solution has been diluted, often expressed as the ratio of the stock concentration to the final concentration or the final volume to the stock volume. | | Dilution ratio | A ratio comparing the volume of the sample to the volume of the solvent added, e.g., 1:9 means 1 part sample to 9 parts solvent. | | Acid | A substance that can donate a proton (H$^+$) in solution (Brønsted-Lowry definition). | | Base | A substance that can accept a proton (H$^+$) in solution (Brønsted-Lowry definition). | | Water dissociation | The process by which water molecules can split into hydrogen ions (H$^+$) and hydroxide ions (OH$^-$), or more accurately, form hydronium ions (H$_3$O$^+$) and hydroxide ions (OH$^-$). | | Acid dissociation constant (K$_a$) | An equilibrium constant that quantifies the strength of an acid in solution; it represents the ratio of dissociated ions to the undissociated acid at equilibrium. A higher K$_a$ indicates a stronger acid. | | Ionic product of water (K$_w$) | The product of the molar concentrations of hydrogen ions ([H$^+$]) and hydroxide ions ([OH$^-$]) in pure water at a given temperature. At 25$^\circ$C, K$_w$ is approximately $1 \times 10^{-14}$ M$^2$. | | pH | A measure of the acidity or alkalinity of a solution, defined as the negative logarithm (base 10) of the hydrogen ion concentration: pH = -log$_{10}$[H$^+$]. A pH less than 7 is acidic, greater than 7 is basic, and equal to 7 is neutral. | | pKa | The negative logarithm (base 10) of the acid dissociation constant (K$_a$): pKa = -log$_{10}$(K$_a$). It is a measure of acid strength; a lower pKa indicates a stronger acid. | | pH buffer | An aqueous solution that resists significant changes in pH upon the addition of small amounts of acid or base. It typically consists of a weak acid and its conjugate base, or a weak base and its conjugate acid. | | Strong acid | An acid that completely dissociates into its ions in aqueous solution. | | Weak acid | An acid that only partially dissociates in aqueous solution, establishing an equilibrium between the undissociated acid and its ions. | | Henderson-Hasselbalch equation | An equation used to calculate the pH of a buffer solution: pH = pKa + log$_{10}$([A$^-$]/[HA]), where [A$^-$] is the concentration of the conjugate base and [HA] is the concentration of the weak acid. | | Isomerism | The phenomenon where two or more compounds have the same molecular formula but different structural or spatial arrangements of atoms, leading to different physical and chemical properties. | | Structural isomerism | Isomers that have the same molecular formula but differ in the connectivity of their atoms (i.e., the order in which atoms are bonded). | | Stereoisomerism | Isomers that have the same molecular formula and the same connectivity of atoms but differ in the three-dimensional arrangement of atoms in space. | | Optical isomer (Enantiomer) | A pair of stereoisomers that are non-superimposable mirror images of each other. They have identical physical properties in achiral environments but differ in their interaction with plane-polarized light and with other chiral molecules. | | Stereocenter (Chiral center) | An atom (typically carbon) in a molecule bonded to four different atoms or groups, such that swapping any two groups creates a new stereoisomer. | | Diastereoisomers | Stereoisomers that are not mirror images of each other. They differ in the configuration at one or more, but not all, stereocenters. | | Epimer | A type of diastereoisomer that differs in the configuration at only one stereocenter. | | Anomer | A specific type of epimer formed when a sugar cyclizes into a ring structure. Anomers differ in configuration at the anomeric carbon. | | Electronegativity | The intrinsic property of an atom to attract electrons towards itself in a chemical bond. | | Dipole | A separation of positive and negative electric charges within a molecule, often due to differences in electronegativity and molecular geometry. | | Dipole moment | A measure of the magnitude and direction of a dipole within a molecule. | | Non-covalent interactions | Weak attractive or repulsive forces between molecules or between different parts of a large molecule that do not involve the sharing of electrons. Examples include hydrogen bonds, dipole-dipole interactions, London dispersion forces, and ionic interactions. | | Hydrogen bond | A strong type of dipole-dipole interaction that occurs between a hydrogen atom bonded to a highly electronegative atom (like O, N, or F) and another electronegative atom with a lone pair of electrons. | | London dispersion forces | Weak, temporary attractive forces that arise from transient fluctuations in electron distribution around atoms or molecules, inducing temporary dipoles that attract each other. They exist between all molecules. | | van der Waals forces | A general term for weak intermolecular forces, including London dispersion forces and dipole-dipole interactions. | | Thermodynamics | The study of energy, its transformations, and its relation to matter and macroscopic properties. It focuses on heat, work, temperature, and energy transfer. | | System | In thermodynamics, the part of the universe that is being studied, separated from the surroundings by a boundary. | | Surroundings | In thermodynamics, everything outside the system that can interact with it. | | Boundary | The surface separating the system from its surroundings. | | First law of thermodynamics | States that energy cannot be created or destroyed, only transferred or changed from one form to another. The total energy of an isolated system remains constant. | | Potential energy | Stored energy that an object possesses due to its position, state, or composition (e.g., chemical energy stored in bonds). | | Thermodynamic temperature | A measure of the average kinetic energy of the particles within a system, expressed in Kelvin (K). | | Heat | Energy transferred between a system and its surroundings due to a temperature difference. It flows spontaneously from a region of higher temperature to lower temperature. | | Enthalpy (H) | The total heat content of a chemical system, representing the sum of its internal energy and the product of its pressure and volume. The enthalpy change ($\Delta$H) at constant pressure is equal to the heat exchanged. | | Bond energy | The average amount of energy required to break one mole of a particular type of chemical bond in the gaseous state. It is also the energy released when that bond is formed. | | Enthalpy change ($\Delta$H) | The change in enthalpy during a process (e.g., a chemical reaction), calculated as the difference between the enthalpy of the products and the enthalpy of the reactants ($\Delta$H = H$_{products}$ - H$_{reactants}$). A negative $\Delta$H indicates an exothermic reaction (heat released), and a positive $\Delta$H indicates an endothermic reaction (heat absorbed). | | Hess's Law | States that the total enthalpy change for a chemical reaction is independent of the pathway taken, meaning it is the same whether the reaction occurs in one step or in multiple steps. | | Entropy (S) | A thermodynamic measure of the dispersal or randomness of energy within a system. It is often associated with the number of possible microstates a system can occupy. Entropy change ($\Delta$S) is measured in J mol$^{-1}$ K$^{-1}$. | | Second law of thermodynamics | States that the total entropy of an isolated system (or the universe) can only increase over time; spontaneous processes tend to move towards a state of greater disorder or energy dispersal. | | Gibbs free energy (G) | A thermodynamic potential that combines enthalpy and entropy to determine the spontaneity of a process at constant temperature and pressure. It is defined as G = H - TS. The change in Gibbs free energy ($\Delta$G) indicates spontaneity: $\Delta$G < 0 (spontaneous/exergonic), $\Delta$G > 0 (non-spontaneous/endergonic), $\Delta$G = 0 (at equilibrium). | | Chemical equilibrium | A state in a reversible reaction where the rate of the forward reaction equals the rate of the reverse reaction, resulting in no net change in the concentrations of reactants and products. | | Equilibrium constant (K) | A ratio of the product concentrations to reactant concentrations at equilibrium, raised to the power of their stoichiometric coefficients. It indicates the extent to which a reaction proceeds towards products. | | Van't Hoff Equation | Relates the change in the equilibrium constant (K) of a chemical reaction to the change in temperature (T) and the standard enthalpy change ($\Delta$H$^\circ$) and entropy change ($\Delta$S$^\circ$) of the reaction. | | Chemical kinetics | The study of the rates of chemical reactions and the factors that influence them, such as concentration, temperature, and catalysts. | | Transition state | A high-energy, unstable intermediate arrangement of atoms formed during a chemical reaction, where old bonds are breaking and new bonds are forming. It represents the peak of the activation energy barrier. | | Activation energy (E$_a$) | The minimum amount of energy required for reactant molecules to overcome the energy barrier and proceed to form products in a chemical reaction. | | Catalyst | A substance that increases the rate of a chemical reaction without being consumed in the process. Catalysts achieve this by providing an alternative reaction pathway with a lower activation energy. | | Electron pushing | A convention using curved arrows to depict the movement of electron pairs or single electrons during a chemical reaction, illustrating the mechanism. | | Nucleophile | An electron-rich species (atom, molecule, or ion) that readily donates an electron pair to form a chemical bond, typically with an electron-poor species (electrophile). | | Electrophile | An electron-poor species that readily accepts an electron pair to form a chemical bond, typically from an electron-rich species (nucleophile). | | Reaction mechanism | A step-by-step sequence of elementary reactions by which an overall chemical change occurs. | | Addition reaction | A reaction in which two or more molecules combine to form a larger molecule, often occurring at double or triple bonds. | | Elimination reaction | A reaction in which atoms or groups of atoms are removed from a molecule, often resulting in the formation of a double or triple bond. | | Substitution reaction | A reaction in which an atom or functional group in a molecule is replaced by another atom or functional group. | | Redox reaction | A reaction involving the transfer of electrons between chemical species, resulting in a change in their oxidation states. Oxidation is the loss of electrons, and reduction is the gain of electrons. | | SN1 reaction | A unimolecular nucleophilic substitution reaction that proceeds in two steps, typically involving the formation of a carbocation intermediate. | | SN2 reaction | A bimolecular nucleophilic substitution reaction that occurs in a single step, where the nucleophile attacks the substrate simultaneously as the leaving group departs. | | Biomolecules | Organic molecules that are essential for life, such as carbohydrates, lipids, proteins, and nucleic acids. | | Carbohydrates | Organic compounds composed of carbon, hydrogen, and oxygen, often with the general formula (CH$_2$O)$_n$. They serve as energy sources, structural components, and in cell recognition. | | Monosaccharide | The simplest form of carbohydrate, a single sugar unit that cannot be hydrolyzed into smaller carbohydrates (e.g., glucose, fructose). | | Aldose | A monosaccharide that contains an aldehyde functional group (R-CHO). | | Ketose | A monosaccharide that contains a ketone functional group (R-CO-R'). | | Fischer projection | A two-dimensional representation of a three-dimensional molecule, particularly useful for showing the stereochemistry around chiral centers. Horizontal lines represent bonds coming out of the plane, and vertical lines represent bonds going into the plane. | | Cyclization (of carbohydrates) | The process by which the open-chain form of a carbohydrate molecule reacts with itself to form a stable ring structure, typically involving the carbonyl group and a hydroxyl group. | | Hemiacetal/Hemiketal | The functional group formed when an aldehyde or ketone reacts with an alcohol, resulting in a molecule with both an ether and a hydroxyl group attached to the same carbon atom. | | Anomeric carbon | The carbon atom in a cyclic monosaccharide that was originally the carbonyl carbon (aldehyde or ketone) in the open-chain form. This carbon becomes a new stereocenter upon cyclization. | | Haworth projection | A way to represent the cyclic structure of carbohydrates, showing the ring in perspective and indicating the stereochemistry of substituents. | | Disaccharide | A carbohydrate formed by the covalent linkage of two monosaccharide units through a glycosidic bond. | | Glycosidic bond/linkage | A type of covalent bond that links monosaccharide units together to form disaccharides and polysaccharides, or links a sugar to another molecule. | | Polysaccharide | A complex carbohydrate composed of long chains of monosaccharide units linked by glycosidic bonds (e.g., starch, cellulose, glycogen). | | Lipids | A diverse group of hydrophobic molecules that are insoluble in water, including fatty acids, triglycerides, phospholipids, and steroids. They function in energy storage, cell membranes, and signaling. | | Fatty acid | A long hydrocarbon chain with a carboxylic acid group (-COOH) at one end. They are the building blocks of many lipids. | | Saturated fatty acid | A fatty acid that contains only single bonds between carbon atoms in its hydrocarbon chain. | | Unsaturated fatty acid | A fatty acid that contains one or more double bonds between carbon atoms in its hydrocarbon chain. | | Triacylglycerol | A type of lipid formed from glycerol esterified with three fatty acids. It serves as a major form of energy storage in adipose tissue. | | Ester bond | A covalent bond formed between a carboxylic acid group and a hydroxyl group, with the release of a water molecule. | | Glycerophospholipid | A type of phospholipid in which glycerol is esterified to two fatty acids and a phosphate group. The phosphate group is typically linked to another polar molecule, forming the hydrophilic head. | | Phospholipid | A lipid molecule that contains a phosphate group, forming a key component of cell membranes. They are amphiphilic, with a hydrophilic head and hydrophobic tails. | | Amphiphilic molecule | A molecule that contains both hydrophilic (water-attracting) and hydrophobic (water-repelling) regions. | | Sphingolipid | A type of lipid that contains a sphingoid backbone, often found in cell membranes, particularly in the nervous system. | | Sterol lipid | Lipids characterized by a steroid nucleus, a four-ring structure. Cholesterol is a prominent example, important in cell membranes and as a precursor for steroid hormones. | | Hydrophobic effect | The tendency of nonpolar molecules or parts of molecules to aggregate in aqueous solution to minimize their contact with water, driven by the increase in entropy of the water molecules. | | Micelle | A spherical aggregate of amphiphilic molecules in aqueous solution, with hydrophobic tails oriented inward and hydrophilic heads facing outward. | | Vesicle/Lipid bilayer | A bilayer of amphiphilic molecules (like phospholipids) arranged with hydrophobic tails inward and hydrophilic heads outward, forming a stable structure that encloses an aqueous compartment. | | Nucleotide | The basic building block of nucleic acids (DNA and RNA), consisting of a nucleoside (a sugar linked to a nitrogenous base) and one or more phosphate groups. | | Nucleic acids | Polymers of nucleotides, deoxyribonucleic acid (DNA) and ribonucleic acid (RNA), which carry genetic information. | | DNA double helix | The characteristic coiled structure of DNA, formed by two antiparallel polynucleotide strands held together by hydrogen bonds between complementary bases (A-T, G-C). | | Amino acid | An organic molecule containing both an amino group (-NH$_2$) and a carboxyl group (-COOH). They are the building blocks of proteins. | | Peptide bond | A covalent bond formed between the carboxyl group of one amino acid and the amino group of another, releasing a molecule of water. This bond links amino acids together in a polypeptide chain. | | Primary structure (of protein) | The linear sequence of amino acids in a polypeptide chain. | | Secondary structure (of protein) | Localized folding patterns of the polypeptide chain, stabilized by hydrogen bonds between backbone atoms, forming structures like alpha-helices and beta-sheets. | | Tertiary structure (of protein) | The overall three-dimensional shape of a single polypeptide chain, determined by interactions between amino acid side chains, including hydrogen bonds, ionic interactions, hydrophobic interactions, and disulfide bridges. | | Quaternary structure (of protein) | The arrangement of multiple polypeptide subunits in a functional protein complex. | | Chaperones | Proteins that assist in the proper folding of other proteins, preventing misfolding and aggregation. | | Bioanalysis | Techniques used to study the structure and function of biological molecules using biochemical and biophysical methods. | | Protein purification | Processes used to isolate a specific protein from a complex mixture, often involving chromatography and electrophoresis. | | Chromatography | A separation technique used to separate components of a mixture based on their differential partitioning between a stationary phase and a mobile phase. Common types include size exclusion, ion exchange, and affinity chromatography. | | SDS-PAGE (Sodium Dodecyl Sulfate-Polyacrylamide Gel Electrophoresis) | A technique used to separate proteins based primarily on their molecular weight (size) by denaturing them with SDS and applying an electric field through a polyacrylamide gel. | | Enzyme | A biological catalyst, typically a protein, that accelerates the rate of biochemical reactions by lowering the activation energy without being consumed in the process. | | Michaelis-Menten kinetics | A model describing the rate of enzyme-catalyzed reactions as a function of substrate concentration. It relates the reaction velocity (v) to substrate concentration ([S]) through the Michaelis constant (K$_m$) and maximum velocity (V$_{max}$). | | K$_m$ (Michaelis constant) | The substrate concentration at which the reaction rate is half of its maximum velocity (V$_{max}$). It is an indicator of the enzyme's affinity for its substrate; a lower K$_m$ suggests higher affinity. | | V$_{max}$ (Maximum velocity) | The maximum rate of an enzyme-catalyzed reaction, achieved when the enzyme is saturated with substrate. | | k$_{cat}$ (Turnover number) | The catalytic rate constant of an enzyme, representing the number of substrate molecules converted to product per enzyme molecule per unit time when the enzyme is saturated with substrate. | | Catalytic efficiency | A measure of an enzyme's effectiveness, often expressed as the ratio k$_{cat}$/K$_m$. A higher value indicates a more efficient enzyme. | | Enzyme inhibitors | Molecules that bind to enzymes and reduce their activity, often by blocking substrate binding or altering enzyme conformation. | | Competitive inhibitor | An inhibitor that binds to the active site of an enzyme, competing with the substrate. It increases K$_m$ but does not affect V$_{max}$. | | Uncompetitive inhibitor | An inhibitor that binds only to the enzyme-substrate complex, reducing V$_{max}$ and decreasing K$_m$. | | Non-competitive inhibitor | An inhibitor that binds to an allosteric site on the enzyme (not the active site), affecting enzyme activity but not substrate binding. It reduces V$_{max}$ but does not affect K$_m$. | | Allosteric regulation | Regulation of enzyme activity by the binding of molecules (allosteric effectors) to a site other than the active site (the allosteric site), which alters the enzyme's conformation and activity. | | Cofactor | A non-protein chemical compound or metallic ion that is required for an enzyme's biological activity. | | Coenzyme | A type of cofactor that is an organic non-protein compound, often derived from vitamins, that binds to an enzyme and participates in its catalytic activity. | | Glycolysis | A metabolic pathway that breaks down glucose into two molecules of pyruvate, producing ATP and NADH in the process. It occurs in the cytoplasm and does not require oxygen. | | Gluconeogenesis (GNG) | The metabolic process by which glucose is synthesized from non-carbohydrate precursors (such as pyruvate, lactate, amino acids, and glycerol), primarily occurring in the liver. | | Investment phase (of glycolysis) | The initial steps of glycolysis where ATP is consumed to activate glucose and prepare it for cleavage. | | Payoff phase (of glycolysis) | The later steps of glycolysis where ATP and NADH are produced as glucose is converted into pyruvate. | | Substrate-level phosphorylation | The direct transfer of a phosphate group from a high-energy substrate molecule to ADP, forming ATP, without the involvement of an electron transport chain. | | Normoglycaemia | The condition of having a normal blood glucose concentration, typically within the range of 4-8 mM. | | Hypoglycaemia | A condition characterized by abnormally low blood glucose levels. | | Hyperglycaemia | A condition characterized by abnormally high blood glucose levels. | | Oxidative decarboxylation | A reaction that involves both oxidation (loss of electrons) and the removal of a carboxyl group as carbon dioxide (CO$_2$). For example, the conversion of pyruvate to acetyl-CoA. | | Krebs cycle (TCA cycle) | A series of metabolic reactions that occur in the mitochondrial matrix, oxidizing acetyl-CoA to CO$_2$, generating ATP, and producing high-energy electron carriers (NADH and FADH$_2$) for oxidative phosphorylation. | | Electron transport chain (ETC) | A series of protein complexes embedded in the inner mitochondrial membrane that transfer electrons from NADH and FADH$_2$ to oxygen, using the released energy to pump protons across the membrane and create a proton gradient. | | Oxidative phosphorylation | The process by which ATP is synthesized through a series of redox reactions in the ETC and ATP synthase, driven by the proton gradient established across the inner mitochondrial membrane. | | ATP synthase | An enzyme complex located in the inner mitochondrial membrane that uses the energy from a proton gradient to catalyze the synthesis of ATP from ADP and inorganic phosphate. | | Proton-motive force | The electrochemical potential energy stored in the proton gradient across a membrane, comprising both a chemical potential (pH difference) and an electrical potential (charge difference). | | Warburg effect | The observation that cancer cells predominantly use glycolysis to produce ATP even in the presence of oxygen, leading to increased lactate production and an acidic tumor microenvironment. | | Endothermic reaction | A reaction that absorbs heat from its surroundings, resulting in products with higher potential energy than the reactants ($\Delta$H > 0). | | Exothermic reaction | A reaction that releases heat into its surroundings, resulting in products with lower potential energy than the reactants ($\Delta$H < 0). | | Catalyst | A substance that increases the rate of a chemical reaction without being consumed itself, by providing an alternative reaction pathway with a lower activation energy. | | Nucleophile | An electron-rich species that donates an electron pair to form a bond. | | Electrophile | An electron-poor species that accepts an electron pair to form a bond. | | Carbohydrates | Organic compounds composed of carbon, hydrogen, and oxygen, often in the ratio (CH$_2$O)$_n$, serving as energy sources and structural components. | | Fatty acids | Long hydrocarbon chains with a terminal carboxylic acid group, forming the building blocks of lipids. | | Lipids | A diverse group of hydrophobic molecules including fats, oils, phospholipids, and steroids, crucial for energy storage, cell membranes, and signaling. | | Membranes | Lipid bilayers forming the boundary of cells and organelles, regulating the passage of substances. | | Nucleotides | The monomers of nucleic acids (DNA and RNA), consisting of a sugar, a phosphate group, and a nitrogenous base. | | Proteins | Macromolecules composed of amino acid subunits linked by peptide bonds, performing a vast array of functions in cells. | | Enzyme | Biological catalysts that accelerate biochemical reactions by lowering activation energy. | | K$_m$ | The Michaelis-Menten constant, representing the substrate concentration at which the reaction rate is half of V$_{max}$. | | V$_{max}$ | The maximum rate of an enzyme-catalyzed reaction when saturated with substrate. | | k$_{cat}$ | The turnover number, indicating how many substrate molecules an enzyme can convert per second at saturation. | | Glycolysis | The metabolic pathway converting glucose to pyruvate, yielding ATP and NADH. | | Gluconeogenesis (GNG) | The synthesis of glucose from non-carbohydrate precursors. | | Investment phase (of glycolysis) | The initial part of glycolysis where ATP is consumed to prepare glucose for cleavage. | | Payoff phase (of glycolysis) | The latter part of glycolysis where ATP and NADH are generated. | | Substrate level phosphorylation | Direct ATP synthesis via phosphate transfer from a high-energy substrate to ADP. | | Normoglycaemia | Normal blood glucose levels. | | Hypoglycaemia | Low blood glucose levels. | | Oxidative decarboxylation | A reaction involving both oxidation and the removal of carbon dioxide. | | Krebs/TCA cycle | A central metabolic pathway in cellular respiration that oxidizes acetyl-CoA, producing ATP, NADH, and FADH$_2$. | | Electron transport chain (ETC) | A series of protein complexes that transfer electrons, generating a proton gradient to drive ATP synthesis. | | Oxidative phosphorylation | ATP synthesis driven by the ETC and proton gradient across the inner mitochondrial membrane. |

# Atomic structure and quantum numbers The behavior and properties of electrons within atoms are precisely described by a set of four quantum numbers, which define the characteristics of atomic orbitals and the electrons they contain [1](#page=1). ### 1.1 Fundamental atomic structure An atom consists of a central nucleus, containing positively charged protons and neutral neutrons, surrounded by negatively charged electrons [1](#page=1). * **Nucleus:** Contains protons (positive charge) and neutrons (neutral). The number of protons determines the element's atomic number (Z). Protons and neutrons have similar masses [1](#page=1). * **Electrons:** Negatively charged particles that orbit the nucleus. Their mass is approximately 1/2000th of a proton's mass and they contribute negligibly to the overall atomic mass [1](#page=1). * **Atomic Mass Unit (Da or U):** Defined as 1/12th the mass of a carbon-12 atom, it's approximately the mass of a proton or neutron [1](#page=1). * **Atomic Number (Z):** Equal to the number of protons in the nucleus. It dictates the number of electrons in a neutral atom [1](#page=1). * **Mass Number (A):** The total number of protons and neutrons in the nucleus [1](#page=1). * **Isotopes:** Atoms of the same element (same Z, thus same number of protons and electrons) but with different numbers of neutrons, resulting in different mass numbers (A) [1](#page=1). #### 1.1.1 The Bohr model and quantum mechanical model * **Bohr Model:** Describes the hydrogen atom with electrons in specific orbits around a central nucleus. It is limited and inaccurate for atoms with more than one electron [1](#page=1). * **Quantum Mechanical Model:** Recognizes electrons' wave-like properties, described by wave functions derived from the Schrödinger equation. Wave functions represent probability densities, indicating the likelihood of finding an electron in a particular region around the atom [1](#page=1). ### 1.2 Atomic orbitals and quantum numbers Atomic orbitals are regions where an electron has a 90% probability of being found. These orbitals are defined by four quantum numbers, and no two electrons in an atom can share the same set of all four quantum numbers (Pauli Exclusion Principle) [1](#page=1). * **1.2.1 Principal quantum number ($n$)** * Specifies the electron shell and determines the size and energy level of an atomic orbital [1](#page=1). * Values are positive integers: $n = 1, 2, 3, \dots$ [1](#page=1). * Larger $n$ values indicate orbitals further from the nucleus, with higher energy and greater size [1](#page=1). * As $n$ increases, shells can accommodate more subshells [1](#page=1). * **1.2.2 Orbital quantum number (or azimuthal quantum number, $l$)** * Specifies the subshell and determines the shape of the orbital [1](#page=1). * For a given $n$, $l$ can take values from $0$ to $(n-1)$ [1](#page=1). * Subshells are denoted by letters: * $l=0 \implies s$ subshell (spherical shape) [1](#page=1). * $l=1 \implies p$ subshell (dumbbell shape, with lobes on opposite sides of the nucleus) [1](#page=1). * $l=2 \implies d$ subshell (more complex, lobed shapes) [1](#page=1). * $l=3 \implies f$ subshell (even more complex shapes) [1](#page=1). * **1.2.3 Magnetic quantum number ($m_l$)** * Specifies the number and orientation of atomic orbitals within a subshell [1](#page=1). * For a given $l$, $m_l$ values range from $-l$ to $+l$, including 0 [1](#page=1). * The number of possible $m_l$ values for a given $l$ is $(2l+1)$, indicating the number of orbitals in that subshell [1](#page=1). * For $l=0$ (s subshell), $m_l = 0$ (1 s orbital) [1](#page=1). * For $l=1$ (p subshell), $m_l = -1, 0, +1$ (3 p orbitals) [1](#page=1). * For $l=2$ (d subshell), $m_l = -2, -1, 0, +1, +2$ (5 d orbitals) [1](#page=1). * For $l=3$ (f subshell), $m_l = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3$ (7 f orbitals) [1](#page=1). * **Degenerate atomic orbitals:** Orbitals within the same subshell but with different orientations have the same energy (e.g., $p_x, p_y, p_z$ orbitals) [1](#page=1). * **1.2.4 Spin quantum number ($m_s$)** * Describes the intrinsic angular momentum (spin) of an electron within an orbital [1](#page=1). * Electrons can have one of two spin values: $+1/2$ or $-1/2$ [1](#page=1). * Each orbital can hold a maximum of two electrons, provided they have opposite spins (Pauli Exclusion Principle) [1](#page=1). #### 1.2.4.1 Orbital occupancy principles * **Aufbau Principle:** Electrons fill orbitals starting with the lowest energy levels first [1](#page=1). * **Hund's Rule:** Within a subshell, electrons will individually occupy each degenerate orbital before pairing up in any one orbital. Electrons in singly occupied orbitals will have the same spin [1](#page=1). ### 1.3 Example of quantum number relationships For a given principal quantum number ($n$), the possible values for the orbital quantum number ($l$) range from $0$ to $(n-1)$. For example, if $n=3$, then $l$ can be $0, 1,$ or $2$. Each $l$ value corresponds to a subshell: * $l=0$: s subshell [1](#page=1). * $l=1$: p subshell [1](#page=1). * $l=2$: d subshell [1](#page=1). Therefore, the third principal shell ($n=3$) contains three subshells: 3s, 3p, and 3d [1](#page=1). --- # Chemical bonding and molecular geometry This section explores the fundamental principles governing how atoms connect to form molecules and how the arrangement of these atoms dictates molecular shape. ### 2.1 Types of chemical bonds Chemical bonds are the forces that hold atoms together in molecules and compounds. The type of bond formed is primarily determined by the difference in electronegativity between the bonded atoms. #### 2.1.1 Ionic bonds Ionic bonds form when there is a large difference in electronegativity (typically greater than 2) between atoms, leading to the transfer of electrons from one atom to another [2](#page=2). * **Formation:** One atom loses electrons to become a positively charged ion (cation), and another atom gains electrons to become a negatively charged ion (anion) [2](#page=2). * **Characteristics:** Ionic compounds consist of ions held together by strong electrostatic attractions in a crystal lattice structure. Cations are generally smaller than their parent atoms, while anions are larger due to increased electron-electron repulsion [2](#page=2). * **Example:** Sodium chloride (NaCl) is formed by the ionic bond between sodium (Na) and chlorine (Cl) due to their significant electronegativity difference [6](#page=6). #### 2.1.2 Covalent bonds Covalent bonds are formed when atoms share pairs of electrons, typically occurring between non-metal atoms with similar electronegativity values [2](#page=2). * **Formation:** Atoms share valence electrons to achieve a more stable electron configuration. * **Bonding pairs:** These are the shared pairs of electrons involved in the covalent bond. * **Lone pairs:** These are valence electrons that are not shared. * **Polar covalent bonds:** When atoms with different electronegativities share electrons unequally, the electron pair is drawn closer to the more electronegative atom, creating a polar covalent bond and a partial negative charge on that atom and a partial positive charge on the less electronegative atom [2](#page=2). * **Example:** Water (H₂O) has polar covalent bonds between oxygen and hydrogen due to oxygen's higher electronegativity. Carbon dioxide (CO₂) has polar covalent bonds, but due to its linear geometry, the molecule itself is nonpolar as the bond dipoles cancel out [2](#page=2). ### 2.2 Atomic orbitals and quantum numbers Atomic orbitals describe the regions of space around an atom's nucleus where electrons are likely to be found. These orbitals are characterized by four quantum numbers [1](#page=1): * **Principal quantum number ($n$):** Determines the size and energy level of the orbital. Higher values of $n$ indicate larger orbitals and higher energy [1](#page=1). * **Orbital (or azimuthal) quantum number ($l$):** Determines the shape of the orbital. * $l=0$ corresponds to an $s$ orbital (spherical) [1](#page=1). * $l=1$ corresponds to $p$ orbitals (dumbbell-shaped) [1](#page=1). * $l=2$ corresponds to $d$ orbitals (more complex shapes) [1](#page=1). * $l=3$ corresponds to $f$ orbitals (even more complex shapes) [1](#page=1). * **Magnetic quantum number ($m_l$):** Specifies the orientation of the orbital in space. For a given $l$, $m_l$ can range from $-l$ to $+l$. For example, $p$ orbitals ($l=1$) have three possible orientations ($m_l = -1, 0, +1$), denoted as $p_x$, $p_y$, and $p_z$ [1](#page=1). * **Spin quantum number ($m_s$):** Describes the intrinsic angular momentum of an electron, which can be either spin up ($+1/2$) or spin down ($-1/2$) [1](#page=1). #### 2.2.1 Orbital occupancy The filling of atomic orbitals follows specific principles: * **Pauli exclusion principle:** No two electrons in an atom can have the same set of four quantum numbers. This means each orbital can hold a maximum of two electrons, which must have opposite spins [1](#page=1). * **Aufbau principle:** Electrons fill orbitals starting from the lowest energy level upwards [1](#page=1). * **Hund's rule:** Within a subshell, electrons will individually occupy orbitals with parallel spins before pairing up [1](#page=1). ### 2.3 Molecular geometry and VSEPR theory Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) theory predicts the three-dimensional geometry of molecules based on the principle that electron pairs (both bonding and lone pairs) around a central atom will arrange themselves to minimize repulsion, thus maximizing the distance between them [2](#page=2). * **Electron domains:** Each region of electron density (single bond, double bond, triple bond, or lone pair) around the central atom is considered an electron domain. * **Repulsion order:** The strength of repulsion between electron pairs follows the order: Lone Pair-Lone Pair (LP-LP) > Lone Pair-Bonding Pair (LP-BP) > Bonding Pair-Bonding Pair (BP-BP). This means lone pairs have a greater influence on molecular geometry than bonding pairs [2](#page=2). **Common molecular geometries based on electron domain arrangement:** * **Linear:** 2 electron domains, 0 lone pairs (e.g., BeCl₂) * **Trigonal planar:** 3 electron domains, 0 lone pairs (e.g., BF₃) * **Tetrahedral:** 4 electron domains, 0 lone pairs (e.g., CH₄) [2](#page=2). * **Trigonal pyramidal:** 4 electron domains, 1 lone pair (e.g., NH₃). The molecular geometry is pyramidal, derived from a tetrahedral electron geometry [2](#page=2). * **Bent (or V-shaped):** 4 electron domains, 2 lone pairs (e.g., H₂O). The molecular geometry is bent, derived from a tetrahedral electron geometry [2](#page=2). ### 2.4 Valence Bond Theory and Hybridization Valence Bond Theory explains chemical bonding by considering the overlap of atomic orbitals [2](#page=2). * **Sigma ($\sigma$) bonds:** Formed by the end-to-end overlap of atomic orbitals along the internuclear axis [2](#page=2). * **Pi ($\pi$) bonds:** Formed by the sideways overlap of parallel $p$ or $d$ orbitals, occurring above and below the sigma bond axis. $\pi$ bonds are weaker than $\sigma$ bonds and restrict rotation around the bond axis [2](#page=2). #### 2.4.1 Hybridization Hybridization is the mixing of atomic orbitals within an atom to form new, degenerate hybrid orbitals that are better suited for bonding and explain observed molecular geometries [2](#page=2). * **sp³ hybridization:** The mixing of one $s$ orbital and three $p$ orbitals to form four identical $sp^3$ hybrid orbitals. This arrangement results in a tetrahedral geometry, as seen in methane (CH₄) [2](#page=2). * In methane, the central carbon atom undergoes $sp^3$ hybridization, creating four $sp^3$ orbitals, each containing one valence electron. These hybrid orbitals overlap with the $1s$ orbitals of four hydrogen atoms, forming four equivalent C-H sigma bonds [2](#page=2). * **sp² hybridization:** The mixing of one $s$ orbital and two $p$ orbitals to form three $sp^2$ hybrid orbitals, lying in a plane with $120^\circ$ angles between them, leaving one $p$ orbital unhybridized perpendicular to the plane. This leads to trigonal planar geometries. Double bonds consist of one $\sigma$ bond and one $\pi$ bond [2](#page=2). * **sp hybridization:** The mixing of one $s$ orbital and one $p$ orbital to form two $sp$ hybrid orbitals, oriented linearly ($180^\circ$ apart), leaving two $p$ orbitals unhybridized. This leads to linear geometries. Triple bonds consist of one $\sigma$ bond and two $\pi$ bonds [2](#page=2). ### 2.5 Molecular Orbital Theory Molecular Orbital (MO) theory offers an alternative model to Valence Bond Theory by describing molecular orbitals that are formed by the combination of atomic orbitals from all atoms in a molecule. This theory can accurately predict bond lengths and bond energies, though it becomes complex for larger molecules [2](#page=2). ### 2.6 Electronegativity and Bond Polarity Electronegativity is the measure of an atom's ability to attract electrons towards itself in a chemical bond [1](#page=1). * **Electronegativity difference:** * A large difference in electronegativity leads to ionic bonding [2](#page=2). * A small or zero difference in electronegativity leads to covalent bonding [2](#page=2). * **Polarity:** The difference in electronegativity between bonded atoms creates a dipole moment, making the bond polar. The overall polarity of a molecule depends on the bond polarities and its geometry. For example, water (H₂O) is polar due to its bent shape and polar O-H bonds [2](#page=2). ### 2.7 Fajans' rules Fajans' rules predict the degree of covalent character in an ionic bond. An ionic compound gains covalent character when: 1. The cation is small and highly charged, strongly attracting and distorting the electron cloud of the anion (high polarizing power). 2. The anion is large and highly charged, meaning its electron cloud is easily distorted. 3. The cation has a high charge density. When a cation distorts an anion's electron cloud, electron sharing increases, making the bond partly covalent rather than purely ionic [2](#page=2). ### 2.8 Bond strength and length Generally, as bond length increases, bond strength decreases. Larger atoms tend to form longer and weaker bonds. Furthermore, bonds with more $s$ character in their hybridization tend to be shorter and stronger than those with more $p$ character [2](#page=2). --- # Thermodynamics and chemical kinetics This section explores the fundamental principles of thermodynamics, including the first and second laws, and their application to chemical systems through concepts like enthalpy, entropy, and Gibbs free energy. It also delves into chemical kinetics, examining reaction rates, activation energy, transition states, and the role of catalysts. ### 3.1 Thermodynamics Thermodynamics is the study of energy, its transformations, and its relationships with matter. It focuses on the relative energies of reactants and products and the exchange of energy between a system and its surroundings. Thermodynamics can predict whether a reaction will proceed spontaneously but does not indicate the rate of the reaction [3](#page=3). #### 3.1.1 Fundamental Laws of Thermodynamics * **First Law of Thermodynamics:** Energy cannot be created or destroyed; it can only be transferred or changed in form. The total energy of an isolated system remains constant [3](#page=3). * **Second Law of Thermodynamics:** The entropy of the entire universe always increases over time. This means that systems tend towards greater dispersal of energy [3](#page=3). #### 3.1.2 Key Thermodynamic Concepts * **Potential Energy:** Stored energy within an object or system. Chemical energy is a form of potential energy stored in chemical bonds [3](#page=3). * **Thermodynamic Temperature:** A measure of the average kinetic energy of particles in a system, expressed in Kelvin (K). Absolute zero (0 K) represents the theoretical lowest possible temperature where particle motion ceases [3](#page=3). * **Heat:** Energy transferred between a system and its surroundings due to a temperature difference. Heat flows spontaneously from higher to lower temperatures [3](#page=3). * **Enthalpy (H):** The total energy of a chemical system, encompassing kinetic and chemical energy. The enthalpy change ($\Delta H$) in a system at constant pressure is equal to the heat absorbed or released [3](#page=3). * **Endothermic Reaction:** A reaction where products have greater chemical potential energy than reactants, requiring energy input ($\Delta H > 0$) [3](#page=3) [6](#page=6). * **Exothermic Reaction:** A reaction where reactants have greater chemical potential energy than products, releasing energy ($\Delta H < 0$) [3](#page=3) [6](#page=6). * **Entropy (S):** A thermodynamic measure of energy dispersal or disorder within a system. Entropy change ($\Delta S$) is dependent on temperature. An increase in entropy signifies an increase in the number of ways energy can be distributed [3](#page=3). * **Gibbs Free Energy (G):** A thermodynamic potential that combines enthalpy and entropy to determine the spontaneity of a reaction under constant temperature and pressure [3](#page=3). * The change in Gibbs free energy is calculated as: $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ [3](#page=3) [6](#page=6). * $\Delta G < 0$: Spontaneous (exergonic) reaction, releases free energy [3](#page=3). * $\Delta G > 0$: Non-spontaneous (endergonic) reaction, absorbs free energy [3](#page=3). * $\Delta G = 0$: The system is at equilibrium [3](#page=3). * **Bond Energy:** The average energy required to break one mole of a specific type of bond. It indicates how much energy is needed to break a bond or released when a bond is formed [3](#page=3). #### 3.1.3 Equilibrium Chemical equilibrium is reached when the concentrations of reactants and products remain constant over time. The Gibbs free energy change is related to the equilibrium constant ($K$) by the equation: $\Delta G = -RT\ln K$ [3](#page=3). * **Van't Hoff Equation:** Relates the change in the equilibrium constant of a chemical reaction to the change in temperature: $\ln K = \frac{-\Delta H^\circ}{RT} + \frac{\Delta S^\circ}{R}$ [3](#page=3). ### 3.2 Chemical Kinetics Chemical kinetics studies the rates of chemical reactions [3](#page=3). #### 3.2.1 Reaction Rates and Energy Barriers * **Transition State:** The highest energy point during a reaction, representing an unstable arrangement of atoms where bonds are breaking and forming [3](#page=3). * **Activated Complex:** The specific arrangement of atoms occurring near the transition state [3](#page=3). * **Activation Energy ($E_a$):** The minimum energy required for a reaction to proceed. Reactions with higher activation energies proceed more slowly [3](#page=3). #### 3.2.2 Catalysts * **Catalyst:** A substance that increases the rate of a chemical reaction without being consumed in the process. Catalysts achieve this by providing an alternative reaction pathway with a lower activation energy. They do not alter the position of equilibrium but help it to be reached faster. Enzymes are biological catalysts that stabilize the transition state, thereby lowering activation energy [3](#page=3) [6](#page=6). --- # Biomolecules: carbohydrates, lipids, nucleotides, and proteins Biomolecules are the essential organic compounds that are vital for life, performing a wide range of structural and functional roles within living organisms. ### 4.1 Carbohydrates Carbohydrates are polyhydroxy aldehydes or ketones, or compounds that can be hydrolyzed to them. They are a primary source of energy and play structural roles in cells. Their general formula is $(CH_2O)_n$ [5](#page=5). #### 4.1.1 Monosaccharides Monosaccharides are the simplest sugars and cannot be broken down further by hydrolysis. They are classified based on their functional group [6](#page=6): * **Aldoses:** Contain an aldehyde group ($R-CH=O$). Examples include glucose and glyceraldehyde [5](#page=5). * **Ketoses:** Contain a ketone group ($R-C(=O)-R'$). Examples include fructose and dihydroxyacetone [5](#page=5). Monosaccharides can exist in both open-chain and cyclic forms in aqueous solutions. Cyclization occurs when the carbonyl group reacts with a hydroxyl group within the same molecule, forming a hemiacetal (from an aldose) or hemiketal (from a ketose). This process creates new stereocenters at the anomeric carbon [5](#page=5). * **Anomers:** The cyclic forms can exist as $\alpha$ and $\beta$ anomers, differing in the configuration of the hydroxyl group at the anomeric carbon. The $\alpha$ anomer has the hydroxyl group on the opposite side of the ring's plane relative to the carbon chain, while the $\beta$ anomer has it on the same side [5](#page=5). * **Fischer Projection:** A 2D representation of 3D molecules, showing the arrangement of groups around chiral centers. Horizontal lines point towards the viewer, and vertical lines point away [5](#page=5). * **Haworth Projection:** Used to represent cyclic sugars [5](#page=5). #### 4.1.2 Disaccharides Disaccharides are formed when two monosaccharides are linked by a glycosidic bond through a condensation reaction, releasing a molecule of water. The name of the disaccharide indicates the constituent monosaccharides and the type of glycosidic linkage [6](#page=6). * **Glycosidic Bond:** The covalent bond linking monosaccharides. * **Sucrose:** $\alpha, \beta$-1,2 glycosidic bond, where both anomeric carbons are involved [6](#page=6). * **Lactose:** $\beta$-1,4 glycosidic bond, where only one anomeric carbon is involved, allowing for the formation of both $\alpha$ and $\beta$ anomers simultaneously [6](#page=6). #### 4.1.3 Polysaccharides Polysaccharides are long chains of monosaccharides linked by glycosidic bonds. Their structure and properties depend on the type of monosaccharide and the glycosidic linkages [6](#page=6). * **Cellulose:** Formed from $\beta$-D-glucose units linked by $\beta$-1,4 glycosidic bonds. It serves a structural role [6](#page=6). * **Starch and Glycogen:** Formed from $\alpha$-D-glucose units linked by $\alpha$-1,4 glycosidic bonds. Glycogen is highly branched ($\alpha$-1,6 linkages), while starch contains both linear amylose ($\alpha$-1,4) and branched amylopectin ($\alpha$-1,6). They function as energy storage molecules [6](#page=6). ### 4.2 Lipids Lipids are a diverse group of molecules that are generally insoluble in water but soluble in organic solvents. They play crucial roles in energy storage, cell membrane structure, and signaling. #### 4.2.1 Fatty Acids Fatty acids are long hydrocarbon chains with a terminal carboxylic acid group [6](#page=6). * **Saturated Fatty Acids:** Contain only single bonds between carbon atoms [6](#page=6). * **Unsaturated Fatty Acids:** Contain one or more carbon-carbon double bonds. The stereochemistry around these double bonds can be $Z$ (cis) or $E$ (trans). $Z$ configurations introduce kinks in the chain, affecting packing [6](#page=6). * **Nomenclature:** Described by length and degree of saturation (e.g., 16:0 for palmitic acid, 16 carbons, 0 double bonds). The position of double bonds can be indicated from either end of the chain (e.g., $\omega$-7 or n-7 from the methyl end, or C-9 from the carboxyl end) [6](#page=6). #### 4.2.2 Triacylglycerols Triacylglycerols (triglycerides) are formed by the esterification of glycerol with three fatty acids. They are a major form of energy storage in adipose tissue [6](#page=6). #### 4.2.3 Glycerophospholipids Glycerophospholipids are a major component of cell membranes. They consist of a glycerol backbone esterified to two fatty acids and a phosphate group, which is often attached to a polar head group (e.g., choline, serine, inositol). These amphiphilic molecules (having both hydrophilic and hydrophobic regions) spontaneously form bilayers in aqueous environments [6](#page=6). #### 4.2.4 Sphingolipids Sphingolipids are a class of phospholipids built on a sphingoid backbone, synthesized from serine and acetyl-CoA. Examples include [6](#page=6): * **Sphingomyelins:** Contain a phosphate group linked to choline or ethanolamine; found in myelin sheaths [6](#page=6). * **Cerebrosides:** Have a monosaccharide as a head group; found in neuronal membranes [6](#page=6). * **Gangliosides:** Have an oligosaccharide head group with sialic acid units; present in the brain [6](#page=6). #### 4.2.5 Sterol Lipids Sterol lipids, such as cholesterol, are characterized by a four-ring steroid nucleus. They are hydrophobic and rigid, with a polar hydroxyl group contributing to their amphipathic nature. Sterols are crucial for membrane fluidity and stability and serve as precursors for steroid hormones like testosterone and progesterone [6](#page=6). #### 4.2.6 Lipid Aggregation Due to their amphipathic nature, lipids tend to aggregate in aqueous solutions to minimize contact between their hydrophobic tails and water. Phospholipids and sphingolipids form lipid bilayers, which are selectively permeable due to their hydrophobic interior. Saturated lipids pack more tightly than unsaturated lipids, leading to higher melting temperatures ($T_m$) and more rigid membranes, while unsaturated lipids decrease $T_m$ and increase membrane fluidity [6](#page=6). ### 4.3 Nucleotides Nucleotides are the building blocks of nucleic acids (DNA and RNA) and also play vital roles as energy currency (ATP, GTP), signaling molecules (cAMP), and substrates for enzymes. Each nucleotide consists of a ribose sugar, a phosphate group, and a nitrogenous base [6](#page=6). * **Nucleic Acid Structure:** The sugar-phosphate backbone of DNA and RNA is formed by condensation reactions between the phosphate group of one nucleotide and the 3' hydroxyl group of the sugar of another. DNA typically exists as a double helix, stabilized by hydrogen bonds between complementary base pairs (A-T with 2 H-bonds, G-C with 3 H-bonds). The sequence is read from 5' to 3' [6](#page=6). ### 4.4 Proteins Proteins are polymers of amino acids linked by peptide bonds. Their structure and function are determined by their amino acid sequence and the way they fold [6](#page=6). #### 4.4.1 Amino Acid Structure and Peptide Bonds Amino acids possess a central $\alpha$-carbon atom bonded to an amino group ($-\text{NH}_2$), a carboxyl group ($-\text{COOH}$), a hydrogen atom, and a variable side chain (R-group). Peptide bonds are formed through a condensation reaction between the carboxyl group of one amino acid and the amino group of another, releasing water [6](#page=6). #### 4.4.2 Protein Structure Levels Proteins fold into specific three-dimensional structures that are essential for their function. This folding occurs at multiple levels: * **Primary Structure:** The linear sequence of amino acids in a polypeptide chain [6](#page=6). * **Secondary Structure:** Localized folding of the polypeptide backbone into $\alpha$-helices and $\beta$-sheets, stabilized by hydrogen bonds between backbone atoms [6](#page=6). * **Tertiary Structure:** The overall three-dimensional conformation of a single polypeptide chain, stabilized by various non-covalent interactions (hydrogen bonds, ionic interactions, van der Waals forces, hydrophobic interactions) and covalent disulfide bridges between cysteine residues [6](#page=6). * **Quaternary Structure:** The association of multiple polypeptide subunits to form a functional protein complex [6](#page=6). #### 4.4.3 Protein Folding Protein folding is a complex process often guided by chaperones, which assist in achieving the correct conformation and preventing misfolding into kinetically trapped states. The Gibbs free energy drives the folding process towards a stable state [6](#page=6). --- # Enzymes and metabolic pathways Enzymes are biological catalysts that accelerate biochemical reactions by lowering the activation energy, facilitating metabolic pathways crucial for life [5](#page=5) [6](#page=6). ### 5.1 Enzyme kinetics Enzyme kinetics studies the rates of enzyme-catalyzed reactions, providing insights into enzyme mechanisms and the effects of inhibitors [6](#page=6). #### 5.1.1 Michaelis-Menten equation The Michaelis-Menten equation describes the relationship between the initial reaction velocity ($v$) and substrate concentration ($[S]$) for an enzyme-catalyzed reaction, assuming a constant enzyme concentration [6](#page=6). The equation is given by: $$ v = \frac{V_{max}[S]}{K_m + [S]} $$ where: * $v$ is the initial reaction velocity [6](#page=6). * $V_{max}$ is the maximum reaction velocity reached when the enzyme is saturated with substrate [6](#page=6). * $[S]$ is the substrate concentration [6](#page=6). * $K_m$ (Michaelis-Menten constant) is the substrate concentration at which the reaction velocity is half of $V_{max}$ [6](#page=6). #### 5.1.2 $K_m$ and $V_{max}$ * $K_m$ is a measure of the enzyme's affinity for its substrate; a lower $K_m$ indicates a higher affinity, meaning the enzyme reaches half its maximum speed with a lower substrate concentration. $K_m$ is unique for each enzyme and is not related to enzyme concentration [6](#page=6). * $V_{max}$ represents the maximum rate of the reaction when all enzyme active sites are occupied by substrate. $V_{max}$ is directly proportional to the enzyme concentration [6](#page=6). #### 5.1.3 $k_{cat}$ (Turnover number) $k_{cat}$ is the turnover number, representing the number of substrate molecules an enzyme can convert into product per second when operating at maximum velocity (saturated with substrate). It is a measure of the enzyme's catalytic efficiency [6](#page=6). The catalytic efficiency of an enzyme can be expressed as the ratio $k_{cat}/K_m$ [6](#page=6). #### 5.1.4 Lineweaver-Burk equation The Lineweaver-Burk equation is a double reciprocal plot of the Michaelis-Menten equation, plotting $1/v$ against $1/[S]$, which yields a straight line. This linear representation makes it easier to determine $V_{max}$ and $K_m$ values [6](#page=6). The equation is: $$ \frac{1}{v} = \frac{K_m}{V_{max}} \frac{1}{[S]} + \frac{1}{V_{max}} $$ ### 5.2 Enzyme regulation Enzymes are regulated to control metabolic pathways and cellular responses [5](#page=5) [6](#page=6). #### 5.2.1 Enzyme inhibition Inhibitors bind to enzymes and reduce their activity. They can be reversible (forming non-covalent bonds) or irreversible [6](#page=6). * **Competitive inhibitors:** Bind to the active site, competing with the substrate. They increase $K_m$ but do not affect $V_{max}$. Their effect can be overcome by increasing substrate concentration [6](#page=6). * **Uncompetitive inhibitors:** Bind to the enzyme-substrate complex, preventing product release. They decrease both $V_{max}$ and $K_m$ proportionally. Their effect cannot be overcome by increasing substrate concentration [6](#page=6). * **Non-competitive inhibitors:** Bind to a site other than the active site, affecting catalytic function without preventing substrate binding. They decrease $V_{max}$ but do not affect $K_m$ [6](#page=6). #### 5.2.2 Allosteric regulation Allosteric regulation involves the binding of molecules (allosteric effectors) to an allosteric site on the enzyme (distinct from the active site). This binding causes a conformational change that alters the enzyme's activity, either inhibiting or activating it [6](#page=6). * **Allosteric inhibitors** decrease enzyme activity [6](#page=6). * Allosteric enzymes, particularly multisubunit proteins, often do not follow Michaelis-Menten kinetics and display a sigmoidal curve when reaction rate is plotted against substrate concentration [6](#page=6). #### 5.2.3 Reversible covalent modifications Enzymes can be regulated by the reversible addition or removal of chemical groups, such as phosphorylation (addition of a phosphate group), which can alter enzyme activity by changing its conformation [6](#page=6). #### 5.2.4 Effect of pH and temperature Enzymes have an optimal pH and temperature at which their activity is maximal. Deviations from these optima can reduce activity, and extreme conditions (especially high temperatures) can lead to denaturation, irreversibly damaging the enzyme's structure and function [6](#page=6). ### 5.3 Key metabolic pathways Metabolic pathways are series of enzyme-catalyzed reactions that convert substrates into products, essential for cellular energy production and biosynthesis [5](#page=5) [6](#page=6). #### 5.3.1 Glycolysis Glycolysis is a catabolic pathway that breaks down glucose into two molecules of pyruvate, occurring in the cytosol. It yields a net production of 2 ATP and 2 NADH molecules per glucose molecule. It consists of three main phases: the investment phase (requiring ATP), the lysis phase (splitting into two 3-carbon units), and the payoff phase (generating ATP and NADH). Glycolysis does not require oxygen and can proceed under anaerobic conditions, where pyruvate is converted to lactate (in humans) or ethanol (in yeast) through fermentation [6](#page=6). The overall reaction for glycolysis is: $$ \text{Glucose} + 2 \, \text{NAD}^+ + 2 \, \text{ADP} + 2 \, \text{P}_i \rightarrow 2 \, \text{Pyruvate} + 2 \, \text{NADH} + 2 \, \text{H}^+ + 2 \, \text{ATP} + 2 \, \text{H}_2\text{O} $$ #### 5.3.2 Gluconeogenesis Gluconeogenesis is an anabolic pathway that synthesizes glucose from non-carbohydrate precursors, such as pyruvate, lactate, and amino acids. It primarily occurs in the liver and kidney. Gluconeogenesis is essentially the reverse of glycolysis, but three irreversible steps of glycolysis are bypassed by different enzymes with highly negative Gibbs free energy changes, making the reactions exergonic [6](#page=6). The overall summary of gluconeogenesis is: $$ 2 \, \text{Pyruvate} + 4 \, \text{ATP} + 2 \, \text{GTP} + 2 \, \text{NADH} + 6 \, \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Glucose} + 2 \, \text{NAD}^+ + 4 \, \text{ADP} + 2 \, \text{GDP} + 6 \, \text{P}_i + 2 \, \text{H}^+ $$ #### 5.3.3 The Krebs cycle (Citric Acid Cycle) The Krebs cycle is a series of reactions occurring in the mitochondrial matrix that oxidizes acetyl-CoA, derived from pyruvate, to produce CO2, ATP (or GTP), NADH, and FADH2. It is a central pathway for energy metabolism, linking glycolysis to oxidative phosphorylation [6](#page=6). The net reaction for one turn of the Krebs cycle (starting with acetyl-CoA) is: $$ \text{Acetyl-CoA} + 3 \, \text{NAD}^+ + \text{FAD} + \text{ADP} + \text{P}_i + 2 \, \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{CoA} + 3 \, \text{NADH} + \text{FADH}_2 + 3 \, \text{H}^+ + \text{ATP} + 2 \, \text{CO}_2 $$ #### 5.3.4 Oxidative phosphorylation Oxidative phosphorylation is the process by which ATP is synthesized using the energy released from the electron transport chain (ETC). Electrons from NADH and FADH2 (generated during glycolysis and the Krebs cycle) are passed along a series of protein complexes embedded in the inner mitochondrial membrane. This electron flow pumps protons from the mitochondrial matrix into the intermembrane space, creating a proton gradient (proton-motive force). ATP synthase utilizes this proton gradient to drive the synthesis of ATP from ADP and Pi. Oxygen serves as the terminal electron acceptor, being reduced to water [6](#page=6). * NADH yields approximately 2.5 ATP molecules [6](#page=6). * FADH2 yields approximately 1.5 ATP molecules [6](#page=6). --- ## Common mistakes to avoid - Review all topics thoroughly before exams - Pay attention to formulas and key definitions - Practice with examples provided in each section - Don't memorize without understanding the underlying concepts

| Term | Definition | |---|---| | Atom | The smallest particle of an element that retains the chemical properties of that element, consisting of a nucleus (protons and neutrons) and orbiting electrons. | | Nucleus | The central part of an atom, composed of protons and neutrons, which contains most of the atom's mass and has a positive charge. | | Proton | A subatomic particle found in the nucleus of an atom, carrying a positive electrical charge. The number of protons defines the atomic number of an element. | | Neutron | A subatomic particle found in the nucleus of an atom, having no net electrical charge. Neutrons contribute to the atomic mass. | | Electron | A subatomic particle with a negative electrical charge that orbits the nucleus of an atom. Electrons determine the chemical behavior of an atom. | | Atomic number (Z) | The number of protons in the nucleus of an atom, which uniquely identifies a chemical element. | | Atomic mass number (A) | The total number of protons and neutrons in an atomic nucleus. | | Unified atomic mass unit (U or Da) | A unit of mass used to express the mass of atoms and molecules, defined as 1/12 of the mass of a Carbon-12 atom. | | Periodic table | A tabular arrangement of the chemical elements, ordered by their atomic number, electron configuration, and recurring chemical properties. | | Group | A vertical column in the periodic table, containing elements with similar chemical properties due to having the same number of valence electrons. | | Period | A horizontal row in the periodic table, representing elements with the same number of electron shells. | | Ionization energy | The minimum energy required to remove an electron from a neutral atom or molecule in its gaseous state. | | Electron affinity | The energy change that occurs when an electron is added to a neutral atom or molecule in the gaseous state to form a negative ion. | | Atomic radius | The distance from the center of an atom's nucleus to its outermost electron shell. | | Electronegativity | A measure of the tendency of an atom to attract a bonding pair of electrons. | | Isotope | Atoms of the same element that have the same number of protons but different numbers of neutrons, resulting in different atomic masses. | | Bohr model | An early model of the atom where electrons orbit the nucleus in specific energy levels, similar to planets orbiting the sun. | | Quantum mechanical model | A model of the atom that describes electrons in terms of wave functions and probability distributions (orbitals) rather than fixed orbits. | | Atomic orbital | A mathematical function that describes the wave-like behavior of an electron in an atom, defining regions of space where an electron is likely to be found. | | Quantum numbers | A set of numbers (principal, orbital, magnetic, spin) that describe the properties of electrons in atoms, such as energy level, shape, orientation, and spin. | | Principal quantum number (n) | Describes the energy level and size of an atomic orbital. Higher values of n indicate higher energy and greater distance from the nucleus. | | Orbital quantum number (l) | Describes the shape of an atomic orbital. It can take values from 0 to n-1, corresponding to s, p, d, and f subshells. | | Magnetic quantum number (m_L) | Describes the orientation of an atomic orbital in space. It can take values from -l to +l, including 0. | | Spin quantum number (m_S) | Describes the intrinsic angular momentum of an electron, often referred to as its "spin." It can have two values, typically +1/2 or -1/2. | | Pauli exclusion principle | A principle stating that no two electrons in an atom can have the same set of four quantum numbers. This means each orbital can hold a maximum of two electrons, with opposite spins. | | Aufbau principle | A principle that states that electrons fill atomic orbitals starting from the lowest energy levels and moving to higher ones. | | Hund's rule | A rule stating that for a given electron configuration, the lowest energy state is the one with the greatest number of unpaired electrons, and these unpaired electrons have the same spin. | | Molecule | An electrically neutral entity consisting of two or more atoms held together by chemical bonds. | | Ionic bond | A chemical bond formed by the electrostatic attraction between oppositely charged ions, typically formed between metals and nonmetals with a large electronegativity difference. | | Cation | A positively charged ion, formed when an atom loses one or more electrons. | | Anion | A negatively charged ion, formed when an atom gains one or more electrons. | | Covalent bond | A chemical bond formed by the sharing of pairs of electrons between atoms, typically occurring between nonmetals with similar electronegativities. | | Polar covalent bond | A covalent bond where the electrons are shared unequally due to a difference in electronegativity between the atoms, resulting in partial positive and negative charges. | | Molecular formula | A chemical formula that shows the types and numbers of atoms present in a molecule. | | Empirical formula | The simplest whole-number ratio of atoms in a compound. | | Structural formula | A formula that shows the arrangement of atoms and bonds within a molecule. | | Skeletal formula | A shorthand way of drawing organic molecules where carbon atoms are at the vertices and ends of lines, and hydrogen atoms attached to carbon are usually omitted. | | Valence shell electron pair repulsion (VSEPR) theory | A model used to predict the geometry of molecules based on the repulsion between electron pairs in the valence shell of the central atom. | | Hybridization | The mixing of atomic orbitals to form new hybrid orbitals with different shapes and energies, which are more suitable for bonding. | | Sigma bond ($\sigma$ bond) | A covalent bond formed by the direct, end-to-end overlap of atomic orbitals along the internuclear axis. | | Pi bond ($\pi$ bond) | A covalent bond formed by the sideways overlap of atomic orbitals, typically p orbitals, above and below the internuclear axis. | | Molecular orbital theory | A theory that describes chemical bonding in terms of molecular orbitals, which are formed by the combination of atomic orbitals. | | Fajans' rule | Rules that predict the degree of covalent character in an ionic bond, based on factors like the charge and size of the ions. | | Intermolecular forces | Attractive or repulsive forces that act between molecules, such as London dispersion forces, dipole-dipole interactions, and hydrogen bonds. | | London dispersion forces | Weak, temporary attractive forces that arise from instantaneous fluctuations in electron distribution in molecules, inducing temporary dipoles. | | Dipole-dipole interaction | Attractive forces between the positive end of one polar molecule and the negative end of another. | | Hydrogen bond | A specific type of strong dipole-dipole interaction that occurs when a hydrogen atom bonded to a highly electronegative atom (like O, N, or F) is attracted to a lone pair of electrons on another electronegative atom. | | Van der Waals forces | A general term for intermolecular forces, including London dispersion forces and dipole-dipole interactions. | | Thermodynamics | The study of energy and its transformations, particularly the relationships between heat, work, and chemical energy. | | Enthalpy (H) | A thermodynamic quantity representing the total heat content of a system. The change in enthalpy ($\Delta H$) is the heat absorbed or released at constant pressure. | | Endothermic reaction | A reaction that absorbs heat from its surroundings, resulting in a positive enthalpy change ($\Delta H > 0$). | | Exothermic reaction | A reaction that releases heat into its surroundings, resulting in a negative enthalpy change ($\Delta H < 0$). | | Entropy (S) | A thermodynamic measure of the dispersal of energy or matter within a system. An increase in entropy indicates greater disorder. | | Gibbs free energy (G) | A thermodynamic potential that measures the maximum amount of non-expansion work that can be extracted from a closed system at constant temperature and pressure. The change in Gibbs free energy ($\Delta G$) indicates the spontaneity of a process. | | Spontaneous reaction | A reaction that can proceed without continuous external energy input. A spontaneous reaction has a negative change in Gibbs free energy ($\Delta G < 0$). | | Catalyst | A substance that increases the rate of a chemical reaction without itself being consumed in the process, typically by lowering the activation energy. | | Chemical kinetics | The study of the rates of chemical reactions and the factors that influence them. | | Activation energy ($E_a$) | The minimum amount of energy required for a chemical reaction to occur. | | Transition state | A high-energy, unstable arrangement of atoms that exists momentarily during a chemical reaction, representing the point of highest energy along the reaction pathway. | | Nucleophile | A chemical species that donates an electron pair to form a chemical bond, typically having a lone pair of electrons or a negative charge. | | Electrophile | A chemical species that accepts an electron pair to form a chemical bond, typically having a positive charge or an incomplete electron shell. | | Reaction mechanism | A step-by-step sequence of elementary reactions that describe the overall process of a chemical reaction. | | SN1 reaction | A unimolecular nucleophilic substitution reaction where the leaving group departs first, forming a carbocation intermediate, which is then attacked by the nucleophile. | | SN2 reaction | A bimolecular nucleophilic substitution reaction where the nucleophile attacks the substrate at the same time the leaving group departs, occurring in a single step. | | Redox reaction | A chemical reaction involving the transfer of electrons between species, resulting in a change in their oxidation states. | | Oxidation | The loss of electrons or an increase in oxidation state. | | Reduction | The gain of electrons or a decrease in oxidation state. | | Oxidizing agent | A substance that causes another substance to be oxidized, and is itself reduced. | | Reducing agent | A substance that causes another substance to be reduced, and is itself oxidized. | | Biomolecules | Organic molecules that are essential for life, such as carbohydrates, lipids, proteins, and nucleic acids. | | Carbohydrates | Organic compounds composed of carbon, hydrogen, and oxygen, typically with a hydrogen-to-oxygen atom ratio of 2:1 (as in water), and serving as a primary source of energy and structural components. | | Monosaccharide | The simplest form of carbohydrate, a single sugar unit that cannot be hydrolyzed into smaller carbohydrates. | | Disaccharide | A carbohydrate formed by the glycosidic linkage of two monosaccharide units. | | Polysaccharide | A complex carbohydrate consisting of long chains of monosaccharide units linked by glycosidic bonds. | | Lipids | A diverse group of hydrophobic molecules that includes fats, oils, waxes, steroids, and phospholipids, primarily involved in energy storage, insulation, and cell membrane structure. | | Fatty acids | Long hydrocarbon chains with a carboxyl group at one end, forming the building blocks of many lipids. | | Saturated fatty acid | A fatty acid with no double bonds between carbon atoms in its hydrocarbon chain. | | Unsaturated fatty acid | A fatty acid containing one or more double bonds between carbon atoms in its hydrocarbon chain. | | Triacylglycerol | A lipid formed from one molecule of glycerol and three molecules of fatty acids, serving as a major form of energy storage. | | Phospholipid | A lipid molecule composed of a glycerol backbone, two fatty acid chains, and a phosphate group, which forms the primary structural component of cell membranes. | | Amphiphilic | Having both hydrophilic (water-attracting) and hydrophobic (water-repelling) properties, characteristic of phospholipids and other molecules that form cell membranes. | | Sterol lipids | Lipids characterized by a fused four-ring structure, such as cholesterol, which plays roles in membrane fluidity and hormone synthesis. | | Hydrophobic effect | The tendency of nonpolar molecules to aggregate in aqueous solution, driven by the desire to minimize disruption of water's hydrogen bonding network. | | Micelle | A spherical aggregation of amphiphilic molecules in aqueous solution, with hydrophobic tails oriented inward and hydrophilic heads outward. | | Vesicle | A small, fluid-filled sac or bladder, often enclosed by a membrane, formed by lipids in aqueous solution. | | Lipid bilayer | A two-layered sheet of phospholipid molecules in aqueous solution, forming the basic structure of cell membranes. | | Nucleotides | The building blocks of nucleic acids (DNA and RNA), composed of a nitrogenous base, a five-carbon sugar, and one or more phosphate groups. | | Nucleic acids | Polymers of nucleotides that carry genetic information (DNA) or are involved in protein synthesis (RNA). | | DNA (Deoxyribonucleic acid) | A molecule that carries the genetic instructions for the development, functioning, growth, and reproduction of all known organisms. | | RNA (Ribonucleic acid) | A nucleic acid that plays a key role in protein synthesis and regulation of gene expression. | | Amino acids | Organic molecules containing an amino group and a carboxyl group, which serve as the building blocks of proteins. | | Peptide bond | A covalent bond formed between the carboxyl group of one amino acid and the amino group of another, linking amino acids together in a polypeptide chain. | | Protein | Large biomolecules consisting of one or more chains of amino acids, performing a vast array of functions within organisms. | | Primary structure | The linear sequence of amino acids in a protein. | | Secondary structure | The local folding of a polypeptide chain into regular structures like alpha-helices and beta-sheets, stabilized by hydrogen bonds. | | Tertiary structure | The overall three-dimensional shape of a single polypeptide chain, determined by interactions between amino acid side chains. | | Quaternary structure | The arrangement of multiple polypeptide subunits in a protein complex. | | Enzyme | A biological catalyst, typically a protein, that speeds up specific biochemical reactions by lowering the activation energy. | | Michaelis-Menten constant (Km) | The substrate concentration at which the reaction rate is half of the maximum velocity ($V_{max}$), indicating the enzyme's affinity for its substrate. | | $V_{max}$ | The maximum rate of an enzyme-catalyzed reaction, reached when the enzyme is saturated with substrate. | | $k_{cat}$ | The turnover number, representing the number of substrate molecules converted to product per enzyme molecule per unit time when the enzyme is operating at maximum rate. | | Glycolysis | A metabolic pathway that breaks down glucose into pyruvate, producing ATP and NADH. It occurs in the cytoplasm and does not require oxygen. | | Gluconeogenesis (GNG) | The metabolic pathway that synthesizes glucose from non-carbohydrate precursors, primarily occurring in the liver and kidneys. | | Investment phase (of glycolysis) | The initial steps of glycolysis that consume ATP to activate glucose and prepare it for cleavage. | | Payoff phase (of glycolysis) | The later steps of glycolysis where ATP and NADH are produced through substrate-level phosphorylation. | | Substrate-level phosphorylation | The direct transfer of a phosphate group from a high-energy substrate molecule to ADP, forming ATP. | | Normoglycaemia | The condition of having a normal blood glucose concentration. | | Hypoglycaemia | The condition of having abnormally low blood glucose levels. | | Oxidative decarboxylation | A reaction that involves both oxidation and the removal of a carboxyl group as carbon dioxide. | | Krebs cycle (TCA cycle) | A series of biochemical reactions in the mitochondrial matrix that oxidizes acetyl-CoA, producing ATP, NADH, FADH2, and CO2. | | Electron transport chain (ETC) | A series of protein complexes embedded in the inner mitochondrial membrane that transfer electrons from NADH and FADH2 to oxygen, generating a proton gradient used for ATP synthesis. | | Oxidative phosphorylation | The process by which ATP is synthesized using energy derived from the redox reactions of the electron transport chain and the chemiosmotic gradient of protons. | | ATP synthase | An enzyme complex embedded in the inner mitochondrial membrane that uses the energy of the proton gradient to synthesize ATP from ADP and inorganic phosphate. | | Proton-motive force | The potential energy stored in the proton gradient across a membrane, consisting of both a chemical gradient (pH difference) and an electrical gradient (charge difference). | | Endothermic reaction | A reaction that absorbs heat from its surroundings, resulting in a positive enthalpy change. | | Exothermic reaction | A reaction that releases heat into its surroundings, resulting in a negative enthalpy change. | | Gibbs energy | A thermodynamic potential that determines the spontaneity of a process. A decrease in Gibbs energy ($\Delta G < 0$) indicates a spontaneous process. | | Catalyst | A substance that increases the rate of a chemical reaction without being consumed. | | Nucleophile | An electron-pair donor that is attracted to an electron-deficient atom or center. | | Electrophile | An electron-pair acceptor that is attracted to an electron-rich atom or center. | | Membranes | Selectively permeable barriers, typically composed of lipid bilayers, that enclose cells and organelles. | | Isomerism | The phenomenon where compounds have the same molecular formula but different structural or spatial arrangements of atoms. | | Structural isomerism | Isomers that have the same molecular formula but different connectivity of atoms. | | Stereoisomerism | Isomers that have the same molecular formula and connectivity but differ in the three-dimensional arrangement of their atoms. | | Optical isomerism | A type of stereoisomerism where isomers are non-superimposable mirror images of each other (enantiomers). | | Enantiomers | Stereoisomers that are mirror images of each other and are non-superimposable. | | Diastereoisomers | Stereoisomers that are not mirror images of each other, differing in the configuration at one or more stereocenters. | | Epimers | Diastereoisomers that differ in the configuration at only one stereocenter. | | Anomer | A specific type of epimer that forms at the anomeric carbon of a cyclic saccharide. | | Chirality | The property of a molecule or ion having a non-superimposable mirror image. | | Stereocenter | An atom in a molecule that is bonded to four different groups, making it a center of chirality. | | Cahn-Ingold-Prelog rules | A system of priority rules used to assign R/S configurations to chiral centers and E/Z configurations to double bonds. | | Racemate | A mixture of equal amounts of two enantiomers. | | Geometric isomerism | Stereoisomerism that arises due to restricted rotation around a bond, typically a double bond or in a ring structure. | | Cis-trans isomerism | A type of geometric isomerism where substituents are on the same side (cis) or opposite sides (trans) of a double bond or ring. | | E/Z nomenclature | A system used to describe the configuration of geometric isomers based on the priority of substituents according to Cahn-Ingold-Prelog rules. | | Warburg effect | The observation that cancer cells preferentially rely on glycolysis even in the presence of oxygen, leading to increased lactate production. | | PET imaging | Positron Emission Tomography, a medical imaging technique that uses radioactive tracers to visualize metabolic activity, often utilizing glucose uptake. | | PKM2 | Pyruvate kinase M2, an enzyme involved in glycolysis that is often dysregulated in cancer cells. | | Ketogenesis | The process of producing ketone bodies in the liver, typically during periods of low glucose availability or prolonged fasting. | | Diabetic ketosis | A metabolic state in uncontrolled diabetes mellitus characterized by high blood glucose levels and the accumulation of ketone bodies, leading to acidosis. | | Beta-oxidation | The metabolic pathway that breaks down fatty acids into acetyl-CoA in the mitochondria, generating ATP. | | Adhesion | The tendency of dissimilar particles or surfaces to cling to one another. | | Cohesion | The tendency of similar or identical particles or surfaces to cling to one another. | | Thermal denaturation | The process by which heat causes the loss of a protein's secondary, tertiary, and quaternary structure, leading to loss of function. | | Allosteric regulation | The regulation of an enzyme's activity by the binding of a molecule at a site other than the active site (the allosteric site). | | Allosteric enzyme | An enzyme whose activity is regulated by allosteric effectors that bind to sites distinct from the active site, often exhibiting cooperativity. | | Protein purification | The process of isolating a specific protein from a complex mixture, often involving techniques like chromatography and electrophoresis. | | Chromatography | A laboratory technique used to separate mixtures of compounds based on differences in their physical or chemical properties. | | Size exclusion chromatography | A type of chromatography that separates molecules based on their size, with larger molecules eluting first. | | Ion exchange chromatography | A type of chromatography that separates molecules based on their charge, using a stationary phase with charged groups. | | Affinity chromatography | A type of chromatography that separates molecules based on specific binding interactions between the target molecule and the stationary phase. | | SDS-PAGE (Sodium Dodecyl Sulfate-Polyacrylamide Gel Electrophoresis) | A technique used to separate proteins based primarily on their molecular weight, by denaturing them with SDS and separating them in a gel matrix. | | Western blot | A technique used to detect specific proteins in a sample using antibodies. | | Enzyme kinetics | The study of the rates of enzyme-catalyzed reactions, including factors affecting enzyme activity such as substrate concentration, temperature, and pH. | | Competitive inhibitor | An inhibitor that binds to the active site of an enzyme, competing with the substrate and reducing the reaction rate. | | Uncompetitive inhibitor | An inhibitor that binds only to the enzyme-substrate complex, reducing both $V_{max}$ and Km. | | Non-competitive inhibitor | An inhibitor that binds to a site on the enzyme distinct from the active site, reducing $V_{max}$ but not Km. | | Mixed inhibitor | An inhibitor that can bind to both the free enzyme and the enzyme-substrate complex, affecting both $V_{max}$ and Km. | | Cofactor | A non-protein chemical compound required for an enzyme's biological activity. | | Coenzyme | A type of cofactor that is an organic non-protein compound required for the activity of many enzymes. | | Optimum pH | The pH at which an enzyme exhibits its maximum catalytic activity. | | Optimum temperature | The temperature at which an enzyme exhibits its maximum catalytic activity. | | Reversible covalent modification | A type of enzyme regulation where a covalent bond to the enzyme is formed and broken reversibly, often involving phosphorylation or dephosphorylation. | | Allosteric site | A binding site on an enzyme, separate from the active site, where regulatory molecules (allosteric effectors) can bind to modulate enzyme activity. | | Sigmoid curve | A characteristic S-shaped curve observed in plots of enzyme activity versus substrate concentration for enzymes exhibiting cooperativity, such as allosteric enzymes. | | Krebs/TCA Cycle | A series of reactions that take place in the mitochondrial matrix that convert acetyl-CoA to two molecules of CO2, one molecule of ATP, and releases eight electrons that are used to generate three molecules of NADH and one molecule of FADH2. | | Oxidative phosphorylation | Reaction of the ETC and ATP synthase. Electrons are used to reduce oxygen to water while a proton gradient is established across the inner mitochondrial membrane. This proton gradient is the driving force of the ATP synthase to catalyse the reaction of ADP and Pi to ATP. | | Proton-motive force | The potential energy stored in the proton gradient across a membrane, consisting of both a chemical gradient (pH difference) and an electrical gradient (charge difference). | | ATP synthase | An enzyme complex embedded in the inner mitochondrial membrane that uses the energy of the proton gradient to synthesize ATP from ADP and inorganic phosphate. | | Seahorse instrument | A laboratory instrument used to measure the metabolic status of cells in real-time, including oxygen consumption rate (OCR) and extracellular acidification rate (ECAR). | | Uncouplers | Compounds that disrupt the coupling between electron transport and ATP synthesis by allowing protons to leak across the inner mitochondrial membrane. | | Warburg effect | The phenomenon where cancer cells exhibit increased glycolysis and lactate production even in the presence of oxygen. | | Endothermic reaction | A reaction in which the products have a greater chemical potential energy than the reactants, requiring energy input (heat) to proceed. | | Exothermic reaction | A reaction in which the reactants have a greater chemical potential energy than the products, releasing energy (heat) when they proceed. | | Gibbs energy | A thermodynamic potential that defines the spontaneity of a process. The change in Gibbs energy is calculated as $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. | | Catalyst | A substance that increases the reaction rate without being consumed, typically by lowering the activation energy. | | Nucleophile | An electron-pair donor that participates in bond formation by donation of an electron pair to an electron acceptor (an electrophile). | | Electrophile | An electron-pair acceptor that participates in bond formation by accepting an electron pair from an electron donor (a nucleophile). | | Carbohydrates | Organic compounds with the general formula $(CH_2O)_n$, serving as energy sources and structural components. | | Fatty acids | Long hydrocarbon chains with a carboxylic acid group at the end; form the building blocks of lipids. | | Lipids | A diverse group of hydrophobic molecules, including fats, oils, phospholipids, and steroids, important for energy storage, cell membranes, and signaling. | | Membranes | Lipid bilayers that form the boundary of cells and organelles, controlling the passage of substances. | | Nucleotides | The monomers of nucleic acids, consisting of a sugar, a phosphate group, and a nitrogenous base. | | Proteins | Macromolecules composed of amino acid subunits linked by peptide bonds, performing a wide range of cellular functions. | | Enzyme | Biological catalysts that accelerate chemical reactions by lowering the activation energy. | | Km | The Michaelis-Menten constant, representing the substrate concentration at which the reaction rate is half of $V_{max}$. | | Vmax | The maximum rate of an enzyme-catalyzed reaction when the enzyme is saturated with substrate. | | kcat | The turnover number, indicating the number of substrate molecules converted to product per enzyme molecule per second at saturation. | | Glycolysis | The metabolic pathway that breaks down glucose into pyruvate, producing ATP and NADH. | | Gluconeogenesis (GNG) | The synthesis of glucose from non-carbohydrate precursors, primarily occurring in the liver. | | Investment phase (of glycolysis) | The initial energy-consuming steps of glycolysis. | | Payoff phase (of glycolysis) | The energy-producing steps of glycolysis. | | Substrate level phosphorylation | The direct synthesis of ATP from ADP and a high-energy phosphate-containing substrate. | | Normoglycaemia | Normal blood glucose concentration. | | Hypoglycaemia | Low blood glucose concentration. | | Oxidative decarboxylation | A reaction that simultaneously oxidizes a compound and removes carbon dioxide. | | Krebs/TCA cycle | A cyclic series of reactions in the mitochondrial matrix that oxidizes acetyl-CoA, generating ATP, NADH, and FADH2. | | Electron transport chain (ETC) | A series of protein complexes in the inner mitochondrial membrane that transfer electrons from NADH and FADH2 to oxygen, coupled to proton pumping. | | Oxidative phosphorylation | The process of ATP synthesis driven by the electron transport chain and chemiosmosis. | | Hydrolysis | A chemical reaction in which water is used to break down a compound. | | Thioester bond | A chemical bond between sulfur and carbon, often found in high-energy compounds like acetyl-CoA. | | Citrate synthase | An enzyme that catalyzes the first step of the Krebs cycle, the condensation of acetyl-CoA and oxaloacetate to form citrate. | | Aconitase | An enzyme that catalyzes the isomerization of citrate to isocitrate in the Krebs cycle. | | Isocitrate dehydrogenase | An enzyme that catalyzes the oxidative decarboxylation of isocitrate to $\alpha$-ketoglutarate in the Krebs cycle. | | $\alpha$-Ketoglutarate dehydrogenase complex | A multi-enzyme complex that catalyzes the oxidative decarboxylation of $\alpha$-ketoglutarate to succinyl-CoA in the Krebs cycle. | | Succinyl-CoA synthase | An enzyme that catalyzes the conversion of succinyl-CoA to succinate, producing ATP or GTP via substrate-level phosphorylation. | | Succinate dehydrogenase | An enzyme that catalyzes the oxidation of succinate to fumarate in the Krebs cycle and is also part of Complex II of the electron transport chain. | | Fumarase | An enzyme that catalyzes the hydration of fumarate to L-malate in the Krebs cycle. | | Malate dehydrogenase | An enzyme that catalyzes the oxidation of malate to oxaloacetate in the Krebs cycle, reducing NAD+ to NADH. | | Beta-oxidation | The catabolic pathway that breaks down fatty acids into acetyl-CoA in the mitochondria. | | Ketone bodies | Water-soluble molecules produced from fatty acids in the liver during periods of low carbohydrate availability, serving as an alternative fuel source for tissues like the brain. | | Diabetic ketosis | A serious complication of diabetes characterized by the accumulation of ketone bodies in the blood and urine, leading to acidosis. | | Gluconeogenesis | The synthesis of glucose from non-carbohydrate precursors. | | Metabolic regulation | The control of metabolic pathways through various mechanisms, including enzyme activity modulation and gene expression. | | Pathway flux | The rate at which metabolites move through a metabolic pathway. | | $\Delta G$ | Change in Gibbs free energy, indicating spontaneity of a reaction. | | $E_a$ | Activation energy, the minimum energy required for a reaction to occur. | | Transition state | The unstable, high-energy intermediate state during a chemical reaction. | | Nucleophile | An electron-rich species that donates electrons to form a bond. | | Electrophile | An electron-poor species that accepts electrons to form a bond. | | Carbocation | A positively charged carbon atom. | | Fischer projection | A two-dimensional representation of a three-dimensional molecule, commonly used for carbohydrates and amino acids. | | Haworth projection | A way of representing cyclic saccharides in three dimensions, showing the relative positions of substituents. | | Anomer | Isomers of cyclic saccharides that differ in configuration at the anomeric carbon. | | $\alpha$-anomer | An anomer where the hydroxyl group at the anomeric carbon is oriented trans to the $-\text{CH}_2\text{OH}$ group. | | $\beta$-anomer | An anomer where the hydroxyl group at the anomeric carbon is oriented cis to the $-\text{CH}_2\text{OH}$ group. | | Glycosidic bond | A type of covalent bond that links a carbohydrate molecule to another group, often another carbohydrate or an amino acid. | | Hydrophobic | Tending to repel water; nonpolar. | | Hydrophilic | Attracting water; polar. | | Amphiphilic | Having both hydrophilic and hydrophobic properties. | | Micelle | A spherical aggregation of amphiphilic molecules in aqueous solution. | | Vesicle | A small membrane-bound sac. | | Lipid bilayer | A double layer of lipid molecules, forming the basis of cell membranes. | | Melting temperature ($T_m$) | The temperature at which a substance transitions from solid to liquid phase. | | Residue | A repeating unit in a polymer, such as a nucleotide in nucleic acids or an amino acid in proteins. | | DNA double helix | The characteristic structure of DNA, consisting of two antiparallel strands wound around each other. | | Peptide bond | The covalent bond that links amino acids in a protein. | | $\alpha$-helix | A common secondary structure in proteins, a helical arrangement of polypeptide chains stabilized by hydrogen bonds. | | $\beta$-sheet | A common secondary structure in proteins, a sheet-like arrangement of polypeptide chains stabilized by hydrogen bonds. | | Protein purification | The process of isolating a specific protein from a mixture. | | Lysis | The rupture of a cell membrane, often induced by detergents or physical methods, to release cellular contents. | | Centrifugation | A process that uses centrifugal force to separate components of a mixture based on density. | | Chromatography | A technique used to separate mixtures of compounds based on differences in their affinity for a stationary and mobile phase. | | SDS-PAGE | Sodium dodecyl sulfate-polyacrylamide gel electrophoresis, a technique used to separate proteins by size. | | Enzyme kinetics | The study of the rates of enzyme-catalyzed chemical reactions. | | Michaelis-Menten equation | An equation that describes the relationship between the initial reaction velocity ($v_0$) and substrate concentration ([S]) for enzyme-catalyzed reactions. | | $K_{cat}$ | The turnover number, which measures the number of substrate molecules an enzyme can convert into product per unit time. | | Catalytic efficiency | A measure of an enzyme's effectiveness, often expressed as the ratio $k_{cat}/K_m$. | | Inhibitor | A molecule that binds to an enzyme and reduces its activity. | | Competitive inhibitor | An inhibitor that binds to the active site of an enzyme, competing with the substrate. | | Uncompetitive inhibitor | An inhibitor that binds to the enzyme-substrate complex. | | Non-competitive inhibitor | An inhibitor that binds to an allosteric site on the enzyme, reducing $V_{max}$ without affecting Km. | | Mixed inhibitor | An inhibitor that can bind to either the free enzyme or the enzyme-substrate complex. | | Cofactor | A non-protein chemical compound that is required for the biological activity of many enzymes. | | Coenzyme | A type of cofactor that is an organic, non-protein molecule that serves as a carrier of small chemical groups. | | Allosteric regulation | Regulation of enzyme activity by molecules that bind to sites other than the active site. | | Allosteric site | The site on an enzyme, distinct from the active site, where an allosteric effector binds. | | Phosphorylation | The addition of a phosphate group to a molecule, often a regulatory mechanism for enzyme activity. | | Glycolysis | The metabolic pathway that converts glucose into pyruvate, producing ATP and NADH. | | Gluconeogenesis (GNG) | The synthesis of glucose from non-carbohydrate precursors. | | Investment phase (of glycolysis) | The initial steps of glycolysis that consume ATP. | | Payoff phase (of glycolysis) | The later steps of glycolysis that produce ATP and NADH. | | Substrate-level phosphorylation | Direct ATP synthesis by transfer of a phosphate group from a substrate to ADP. | | Normoglycaemia | Normal blood glucose levels. | | Hypoglycaemia | Low blood glucose levels. | | Oxidative decarboxylation | A reaction that simultaneously oxidizes a compound and removes carbon dioxide. | | Krebs/TCA cycle | A metabolic pathway that oxidizes acetyl-CoA to CO2, generating ATP, NADH, and FADH2. | | Electron transport chain (ETC) | A series of protein complexes in the inner mitochondrial membrane that transfer electrons and pump protons. | | Oxidative phosphorylation | ATP synthesis coupled to electron transport and proton flow through ATP synthase. | | ATP synthase | Enzyme that synthesizes ATP using the energy of a proton gradient. | | Proton-motive force | The potential energy stored in a proton gradient across a membrane. | | Seahorse instrument | A device used to measure cellular respiration and glycolysis rates. | | Uncouplers | Compounds that disrupt the proton gradient across the inner mitochondrial membrane, uncoupling electron transport from ATP synthesis. | | Warburg effect | The observation that cancer cells preferentially metabolize glucose via glycolysis, even in the presence of oxygen. | | PKM2 | Pyruvate kinase M2, a key glycolytic enzyme often dysregulated in cancer. | | PET imaging | Positron Emission Tomography, an imaging technique that uses radiolabeled glucose to visualize metabolic activity. | | Endothermic reaction | A reaction that absorbs heat from the surroundings ($\Delta H > 0$). | | Exothermic reaction | A reaction that releases heat to the surroundings ($\Delta H < 0$). | | Gibbs energy | A thermodynamic potential that determines spontaneity ($\Delta G$). | | Catalyst | A substance that increases reaction rate without being consumed. | | Nucleophile | An electron-pair donor. | | Electrophile | An electron-pair acceptor. | | Carbohydrates | Sugars, starches, and cellulose; important for structure and energy storage. | | Fatty acids | Long hydrocarbon chains with a carboxyl group; building blocks of lipids. | | Lipids | Hydrophobic molecules, including fats, oils, phospholipids, and steroids. | | Membranes | Lipid bilayers forming cell boundaries and organelle compartments. | | Nucleotides | Monomers of DNA and RNA, composed of a sugar, phosphate, and nitrogenous base. | | Proteins | Macromolecules composed of amino acid subunits. | | Enzyme | Biological catalysts that accelerate reactions. | | Km | Substrate concentration at half $V_{max}$; indicates enzyme affinity. | | Vmax | Maximum reaction velocity when the enzyme is saturated. | | kcat | Turnover number; the rate at which an enzyme converts substrate to product. | | Glycolysis | Metabolic pathway breaking down glucose to pyruvate. | | Gluconeogenesis (GNG) | Synthesis of glucose from non-carbohydrate precursors. | | Investment phase (of glycolysis) | ATP-consuming steps in glycolysis. | | Payoff phase (of glycolysis) | ATP and NADH-producing steps in glycolysis. | | Substrate level phosphorylation | Direct ATP synthesis from a substrate. | | Normoglycaemia | Normal blood glucose levels. | | Hypoglycaemia | Low blood glucose levels. | | Oxidative decarboxylation | Reaction that removes CO2 and oxidizes a substrate. | | Krebs/TCA cycle | Cyclic pathway in mitochondria that oxidizes acetyl-CoA, producing ATP, NADH, and FADH2. | | Electron transport chain (ETC) | Series of protein complexes in the inner mitochondrial membrane that transfer electrons and pump protons. | | Oxidative phosphorylation | ATP synthesis coupled to electron transport and proton flow. | | Pyruvate | The end product of glycolysis, which can be further metabolized aerobically or anaerobically. | | Acetyl-CoA | A molecule that links glycolysis to the Krebs cycle, formed from pyruvate. | | NADH | Nicotinamide adenine dinucleotide (reduced form), an electron carrier in metabolic pathways. | | FADH2 | Flavin adenine dinucleotide (reduced form), an electron carrier in metabolic pathways. | | Oxidative phosphorylation | ATP synthesis driven by the electron transport chain and chemiosmosis. | | Proton gradient | A difference in proton concentration and electrical charge across a membrane, used to drive ATP synthesis. | | ATP synthase | Enzyme that synthesizes ATP using the energy of a proton gradient. | | Seahorse instrument | A device for measuring cellular metabolic rates. | | Uncouplers | Compounds that disrupt the proton gradient in mitochondria, uncoupling electron transport from ATP synthesis. | | Warburg effect | Increased glycolysis in cancer cells even with oxygen present. | | PKM2 | Pyruvate kinase M2, a key glycolytic enzyme often dysregulated in cancer. | | PET imaging | Positron Emission Tomography, an imaging technique that uses radiolabeled glucose to visualize metabolic activity. | | Endothermic reaction | A reaction that absorbs heat ($\Delta H > 0$). | | Exothermic reaction | A reaction that releases heat ($\Delta H < 0$). | | Gibbs energy | A thermodynamic potential determining spontaneity ($\Delta G = \Delta H - T\Delta S$). | | Catalyst | A substance that increases reaction rate without being consumed. | | Nucleophile | An electron-pair donor. | | Electrophile | An electron-pair acceptor. | | Carbohydrates | Sugars, starches, and cellulose; important for structure and energy storage. | | Fatty acids | Long hydrocarbon chains with a carboxyl group; building blocks of lipids. | | Lipids | Hydrophobic molecules, including fats, oils, phospholipids, and steroids. | | Membranes | Lipid bilayers forming cell boundaries and organelle compartments. | | Nucleotides | Monomers of DNA and RNA, composed of a sugar, phosphate, and nitrogenous base. | | Proteins | Macromolecules composed of amino acid subunits. | | Enzyme | Biological catalysts that accelerate reactions. | | Km | Substrate concentration at half $V_{max}$; indicates enzyme affinity. | | Vmax | Maximum reaction velocity when the enzyme is saturated. | | kcat | Turnover number; the rate at which an enzyme converts substrate to product. | | Glycolysis | Metabolic pathway breaking down glucose to pyruvate. | | Gluconeogenesis (GNG) | Synthesis of glucose from non-carbohydrate precursors. | | Investment phase (of glycolysis) | ATP-consuming steps in glycolysis. | | Payoff phase (of glycolysis) | ATP and NADH-producing steps in glycolysis. | | Substrate level phosphorylation | Direct ATP synthesis from a substrate. | | Normoglycaemia | Normal blood glucose concentration. | | Hypoglycaemia | Low blood glucose concentration. | | Oxidative decarboxylation | Reaction that removes CO2 and oxidizes a substrate. | | Krebs/TCA cycle | Cyclic pathway in mitochondria that oxidizes acetyl-CoA, producing ATP, NADH, and FADH2. | | Electron transport chain (ETC) | Series of protein complexes in the inner mitochondrial membrane that transfer electrons and pump protons. | | Oxidative phosphorylation | ATP synthesis coupled to electron transport and proton flow. |

# Ruimtelijke structuur van koolstofskeletten De hybridisatietoestand van koolstofatomen (sp3, sp2, sp) bepaalt de ruimtelijke verdeling van atomen in organische moleculen, wat leidt tot verschillende koolstofskeletstructuren met unieke eigenschappen [9](#page=9). ### 1.1 Hybridisatietoestanden en ruimtelijke verdeling De ruimtelijke structuur van een koolstofskelet is direct gerelateerd aan de hybridisatietoestand van de koolstofatomen: * **sp3 hybridisatie**: Kenmerkt zich door vier -bindingen gericht naar de hoekpunten van een tetraëder. De onderlinge valentiehoeken bedragen ongeveer 109º [9](#page=9). * **sp2 hybridisatie**: Kenmerkt zich door drie -bindingen die in hetzelfde vlak liggen. De onderlinge valentiehoeken zijn ongeveer 120º [9](#page=9). * **sp hybridisatie**: Kenmerkt zich door twee -bindingen die langs eenzelfde lijn liggen. De onderlinge valentiehoeken zijn 180º [9](#page=9). De totale ruimtelijke vorm van een molecule is de som van de ruimtelijke verdelingen rondom elk koolstofatoom van het skelet. Verschillen in hybridisatie en plaatsing in het skelet leiden tot significante verschillen in fysicochemische eigenschappen, zoals geïllustreerd door stearinezuur (verzadigd) en oliezuur (onverzadigd), die een smeltpuntdifferentie van 55 ºC vertonen [10](#page=10) [9](#page=9). ### 1.2 Methaan Methaan, het eenvoudigste alkaan, heeft een tetraëdrische structuur met sp3 gehybridiseerde koolstofatomen [11](#page=11). > **Tip:** De wig-notatie is een handige manier om de driedimensionale structuur van moleculen zoals methaan weer te geven [11](#page=11). Het is belangrijk te onthouden dat bindingsafstanden en valentiehoeken fluctueren rondom hun evenwichtswaarden. Deze fluctuaties worden gedreven door kinetische energie die bij botsingen wordt omgezet in potentiële energie, en nemen toe met de temperatuur [11](#page=11). ### 1.3 Ethaan en conformationele isomerie De ruimtelijke structuur van ethaan, bestaande uit twee sp3 gehybridiseerde koolstofatomen, is niet eenduidig. Er is vrijheid van rotatie rond de C-C enkelvoudige binding, wat leidt tot verschillende ruimtelijke arrangementen van de waterstofatomen ten opzichte van elkaar [12](#page=12). * **Geëclipseerde conformatie**: C-H bindingen van het ene koolstofatoom staan precies tegenover C-H bindingen van het naburige koolstofatoom [12](#page=12). * **Geschrankte conformatie**: C-H bindingen zijn zo geplaatst dat ze de hoek tussen twee C-H bindingen op het naburige koolstofatoom in het midden doorsnijden [12](#page=12). Deze verschillende ruimtelijke vormen van eenzelfde molecuul, die ontstaan door rotatie rond een enkelvoudige binding zonder bindingen te breken, worden **conformeren** genoemd [12](#page=12). #### 1.3.1 Opbouw van een Newmanprojectie De Newmanprojectie is een methode om conformeren op papier voor te stellen: 1. De molecule wordt zo bekeken dat de waarnemer langs de rotatie-as van de binding kijkt [13](#page=13). 2. Het voorste koolstofatoom wordt voorgesteld als het snijpunt van de drie bindingen. Het achterste koolstofatoom wordt voorgesteld als een cirkel [13](#page=13). 3. De bindingen worden symmetrisch verdeeld in het vlak van het papier [13](#page=13). Voor ethaan zijn dit de Newmanprojecties van de geëclipseerde en geschrankte conformeren. Het verschil tussen deze conformeren wordt gekenmerkt door de **torsiehoek** ($\theta$), die de hoek aangeeft tussen C-H bindingen op naburige koolstofatomen [13](#page=13) [14](#page=14). Chemische bindingen van het $\sigma$-type vertonen vrije draaibaarheid rondom de bindingsas. De verschillende conformeren van ethaan hebben een variërende inwendige energie. De geschrankte vorm is energetisch het meest gunstig, terwijl de geëclipseerde vorm het meest energetisch is. Dit energieverschil ontstaat door elektrostatische afstoting tussen de elektronenwolken van de $\sigma$(C-H) bindingen. In de geëclipseerde vorm staan deze dichter bij elkaar, wat leidt tot **sterische hinder** [14](#page=14) [15](#page=15). > **Conformationele isomeren:** Isomeren van een molecule die verschillen in hun inwendige energie door rotatie van één of meerdere vrij draaibare chemische bindingen [15](#page=15). Het energiediagram voor ethaan toont de variatie in inwendige energie als functie van de torsiehoek $\theta$. De geschrankte vormen (bij $\theta$ = 60º, 180º, 300º) vertegenwoordigen energiedips, terwijl de geëclipseerde vormen (bij $\theta$ = 0º, 120º, 240º) energiebarrières vormen. Bij kamertemperatuur wordt de energiebarrière van de geëclipseerde vorm meer dan 10^6 keer per seconde overwonnen [15](#page=15) [16](#page=16). ### 1.4 Propaan De conformationele analyse van propaan is analoog aan die van ethaan, waarbij naast C-H bindingen ook een C-C binding wordt beschouwd in de Newmanprojecties. De energiebarrière voor de overgang tussen twee geschrankte vormen is iets hoger dan in ethaan (14 kJ.mol-1) door de repulsie tussen geëclipseerde C-H en C-C bindingen [16](#page=16). Het energiediagram voor propaan kent, net als bij ethaan, verschillende minima en maxima. De "anti" conformatie (bij $\theta$ = 180º) is het meest stabiel. De "gauche" conformeren (bij $\theta$ = 60º en -60º) zijn energetisch iets minder stabiel (ongeveer 3.5 kJ.mol-1 hoger) dan de anti conformatie, maar stabieler dan de geëclipseerde vormen [17](#page=17). ### 1.5 Butaan Voor butaan wordt de centrale C2-C3 binding geanalyseerd. Er ontstaan drie geschrankte en drie geëclipseerde conformeren, wat leidt tot een complexer energiediagram dan voor ethaan en propaan [18](#page=18). * **Anti conformatie** ($\theta$ = 180º): De twee methylgroepen staan 180º van elkaar af en zijn beide geschrankt ten opzichte van de C-H bindingen op het naburige koolstofatoom. Dit is de meest stabiele conformatie [18](#page=18). * **Gauche conformeren** ($\theta$ = 60º en 300º / -60º): De methylgroepen staan 60º van elkaar af. Er is sterische hinder tussen de methylgroepen en de waterstofatomen, wat de energie met ongeveer 3.5 kJ.mol-1 verhoogt ten opzichte van de anti-conformatie [18](#page=18). * **Geëclipseerde conformeren** ($\theta$ = 0º, 120º, 240º): Deze zijn energetisch het minst stabiel. De maximaal geëclipseerde vorm ($\theta$ = 0º), waar beide methylgroepen elkaar eclipseren, is het meest energetisch (19 kJ.mol-1 hoger dan anti) [18](#page=18). Bij kamertemperatuur bestaat butaan voor ongeveer 64% uit anti conformeren en 18% uit elk van de gauche conformeren. De analyse van butaan kan worden geëxtrapoleerd naar langere, niet-cyclische alkanen, waarbij de meest stabiele conformaties gekenmerkt worden door anti-georiënteerde C-C bindingen, hoewel gauche conformeren ook significant aanwezig zijn [19](#page=19). ### 1.6 De ruimtelijke structuur van alkenen en alkynen #### 1.6.1 Etheen en buteen als representatieve voorbeelden van alkenen Bij alkenen leidt de sp2 hybridisatie van de koolstofatomen en de aanwezigheid van een $\pi$-binding tot een planair molecuul. In etheen liggen alle atomen in hetzelfde vlak [20](#page=20). Er is geen vrije draaibaarheid mogelijk rondom een dubbele binding, omdat rotatie de overlap van p-orbitalen en daarmee de $\pi$-binding zou verbreken. Het breken van de $\pi$-binding vereist aanzienlijke energie [20](#page=20). Bij alkenen met substituten aan de dubbel gebonden koolstofatomen die elk twee verschillende substituenten dragen, kunnen er twee isomere vormen ontstaan: cis- en trans-isomeren [20](#page=20) [21](#page=21). * **cis-isomeer**: De substituenten staan aan dezelfde zijde van de dubbele binding [21](#page=21). * **trans-isomeer**: De substituenten staan aan tegenovergestelde zijden van de dubbele binding [21](#page=21). Dit is een vorm van **cis-trans diastereoisomerie**, ook wel geometrische isomerie genoemd. Het trans-isomeer is stabieler dan het cis-isomeer, wat verklaard wordt door minder ongunstige sterische interacties tussen de substituenten in de trans-vorm [21](#page=21). > **Voorbeeld:** Cis-trans isomerie speelt een rol in het biologische proces van nachtzicht, waarbij 11-cis-retinal door licht wordt omgezet naar het trans-isomeer, wat een signaal doorgeeft in de hersenen [22](#page=22). #### 1.6.2 Alkynen Bij alkynen zorgt de sp hybridisatie van de koolstofatomen ervoor dat alle bindingen waarin deze koolstofatomen betrokken zijn, lineair zijn (180º valentiehoeken). Ethyn (acetyleen) is een voorbeeld van een lineair alkyn. Vanwege de lineaire structuur is er weinig variatie in de ruimtelijke structuur van alkynen [22](#page=22) [23](#page=23). ### 1.7 De ruimtelijke structuur van cyclische verbindingen De aanwezigheid van een gesloten keten in cyclische verbindingen beperkt het aantal mogelijke conformeren, omdat rotaties rond C-C bindingen de ringstructuur moeten behouden [23](#page=23). #### 1.7.1 De conformatie van cyclopropaan: Bayer- en Pitzerspanning Cyclopropaan (C3H6) heeft een ringstructuur waarbij de drie koolstofatomen de hoekpunten van een gelijkzijdige driehoek vormen. De koolstofatomen zijn coplanair [23](#page=23). * **Bayerspanning (hoekspanning)**: De valentiehoek tussen de C-C bindingen in de ring is gedwongen tot 60º, wat een grote afwijking is van de ideale sp3 tetraëdrische hoek van 109º. Dit veroorzaakt spanning en verhoogt de inwendige energie van de molecule [23](#page=23) [24](#page=24). * **Pitzerspanning**: Alle naburige C-H bindingen in cyclopropaan zijn noodgedwongen geëclipseerd, wat leidt tot elektrostatische afstoting en een verdere verhoging van de inwendige energie [24](#page=24). Deze spanningen verklaren de hoge reactiviteit van cyclopropaan [24](#page=24). #### 1.7.2 Cyclobutaan en cyclopentaan Bij cyclobutaan en cyclopentaan vermindert de Bayerspanning ten opzichte van cyclopropaan. Een ideale vlakke structuur zou valentiehoeken van respectievelijk 90º en 108º vereisen [25](#page=25). Echter, de Pitzerspanning (afstoting tussen geëclipseerde C-H bindingen) neemt toe in vlakke cyclische structuren met toenemende ringgrootte. Om deze spanning te vermijden, wijken cyclobutaan en cyclopentaan af van een vlakke ring [26](#page=26): * **Cyclobutaan**: Neemt een "vlinderconformatie" aan [26](#page=26). * **Cyclopentaan**: Neemt een "envelop" conformatie aan, waarbij één koolstofatoom iets uit het vlak van de andere vier steekt [26](#page=26). Deze niet-vlakke structuren verminderen de Pitzerspanning aanzienlijk, wat bijdraagt aan de stabiliteit. De stabiliteit van cyclopentaan is groter dan verwacht op basis van Bayerspanning alleen, en de trend van afnemende stabiliteit met toenemende ringgrootte is minder uitgesproken dan verwacht [25](#page=25). #### 1.7.3 Cyclohexaan: het cyclisch basismotief voor de meeste biochemisch relevante cyclische verbindingen Cyclohexaan kan een conformatie aannemen waarin zowel de Bayerspanning als de Pitzerspanning afwezig zijn: de **stoelconformatie** [27](#page=27). * In de stoelconformatie zijn alle C-C bindingen geschrankt ten opzichte van elkaar [27](#page=27). * Alle valentiehoeken zijn 109º, wat de ideale sp3 hoek is [27](#page=27). * Dit resulteert in een totale afwezigheid van ring-spanning, wat blijkt uit een verbrandingswarmte per CH2 groep die identiek is aan die van lineaire alkanen [27](#page=27). In de stoelconformatie zijn de waterstofatomen verdeeld in twee groepen: * **Equatoriale waterstofatomen**: Gericht in het "vlak" van de zesring [28](#page=28). * **Axiale waterstofatomen**: Gericht loodrecht op het "vlak" van de zesring, afwisselend naar boven en beneden [28](#page=28). Elk koolstofatoom draagt één axiale en één equatoriale C-H binding [28](#page=28). #### 1.7.4 Conformationele inversie van de stoelvorm van cyclohexaan Cyclohexaan kan overgaan in een andere stoelvorm door middel van **conformationele inversie** of "omklappen". Hierbij wisselen de axiale en equatoriale bindingen van positie. Bij kamertemperatuur gebeurt dit snel en beide stoelvormen komen in een 50:50 verhouding voor [28](#page=28) [29](#page=29). #### 1.7.5 De conformatie van mono-gesubstitueerde cyclohexaanderivaten Bij mono-gesubstitueerde cyclohexanen (bv. methylcyclohexaan) kunnen substituenten in axiale of equatoriale positie staan [29](#page=29). * **Axiale positie**: De substituent staat dicht bij de axiale waterstofatomen op dezelfde zijde van de ring. Dit veroorzaakt **gauche-butaaninteracties** (sterische hinder) [30](#page=30) [31](#page=31). * **Equatoriale positie**: De substituent heeft minder sterische interacties en neemt een anti-butaan-achtige conformatie aan [31](#page=31). Hierdoor is de equatoriale vorm energetisch gunstiger. In methylcyclohexaan komt de methylgroep bij kamertemperatuur voor 95% in de equatoriale oriëntatie voor. Dit principe geldt voor alle mono-gesubstitueerde cyclohexanen: de substituent prefereert de equatoriale oriëntatie, en hoe groter de substituent, hoe sterker deze voorkeur [32](#page=32). Verbindingen die slechts in één conformatie kunnen voorkomen, worden **conformationeel homogeen** genoemd [32](#page=32). #### 1.7.6 Di-gesubstitueerde cyclohexaanderivaten Bij di-gesubstitueerde cyclohexanen ontstaan verschillende isomeren, afhankelijk van de positie (cis/trans) en de oriëntatie (axiaal/equatoriaal) van de substituenten [32](#page=32). --- # Stereo-isomerie en naamgeving Stereo-isomerie beschrijft moleculen met dezelfde constitutionele formule maar een verschillende ruimtelijke rangschikking van atomen, wat leidt tot unieke chemische en biologische eigenschappen. ### 2.1 Stereo-isomerie: inleiding Moleculen zoals aminozuren en suikers vertonen stereo-isomerie als gevolg van de ruimtelijke verdeling van substituenten rondom een sp³-gehybridiseerd koolstofatoom. Een koolstofatoom dat gebonden is aan vier verschillende substituenten, wordt een stereogeen koolstofatoom of stereogeen centrum genoemd. Deze centra vormen de basis voor het ontstaan van stereo-isomeren. Het tragische voorbeeld van Softenon illustreert het belang van stereo-isomerie, waarbij het ene isomeer therapeutisch werkte en het andere teratogene eigenschappen had [38](#page=38) [39](#page=39) [40](#page=40). ### 2.2 Wanneer is een koolstofatoom stereogeen? Een koolstofatoom is stereogeen indien het voldoet aan twee voorwaarden: 1. Het moet een sp³-hybridisatie vertonen, wat een tetraëdrische omringing impliceert. Koolstofatomen met sp²-hybridisatie, zoals in ethanal, kunnen geen stereo-isomeren vormen, zelfs niet met drie verschillende substituenten, omdat de moleculen vlak zijn en identiek na 180° rotatie [38](#page=38) [40](#page=40). 2. Het sp³-koolstofatoom moet gebonden zijn aan vier *verschillende* substituenten. Als twee substituenten identiek zijn, zoals in glycine, kan het koolstofatoom niet leiden tot de vorming van stereo-isomeren [40](#page=40) [41](#page=41). ### 2.3 Moleculen met 1 stereogeen centrum zijn chiraal en vormen een enantiomeer paar Moleculen met één stereogeen centrum leiden tot twee stereo-isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn maar niet op elkaar overlappen. Deze eigenschap wordt chiraliteit genoemd, en het paar stereo-isomeren wordt een enantiomeer paar genoemd. Het woord 'chiraal' komt van het Griekse 'cheir' voor hand; handen zijn een goed macroscopisch voorbeeld van enantiomeren [41](#page=41) [42](#page=42). Een achiraal object is identiek aan zijn spiegelbeeld en kan een spiegelvlak bevatten. Een chiraal object heeft geen spiegelvlak en bestaat als een enantiomeer paar. Enantiomeren interageren verschillend met hun omgeving, wat van groot belang is in de chemie van het leven, vergelijkbaar met hoe een rechterhandschoen anders aanvoelt bij het dragen door de linker- of rechterhand [43](#page=43). ### 2.4 Optische activiteit Enantiomeren delen de meeste fysische eigenschappen (dichtheid, smeltpunt, etc.), maar verschillen in hun interactie met vlak gepolariseerd licht. Normaal licht heeft elektrische veldvectoren in alle richtingen; vlak gepolariseerd licht heeft deze vectoren in één vlak. Achirale verbindingen draaien het polarisatievlak niet, terwijl chirale verbindingen dit wel doen. De mate van draaiing wordt gemeten met een polarimeter en is gerelateerd aan de specifieke rotatie [$\alpha$] [44](#page=44) [45](#page=45). ### 2.5 Een geschikte voorstelling van stereo-isomeren: de Fisherprojectie De Fisherprojectie is een tweedimensionale weergave die de ruimtelijke configuratie van substituenten rond een stereogeen centrum ondubbelzinnig weergeeft, met name voor suikers en aminozuren [45](#page=45). #### 2.5.1 Opstellen van een Fisherprojectie Bij het opstellen van een Fisherprojectie worden de substituenten zo georiënteerd dat de twee horizontale substituenten naar de waarnemer toe wijzen, en de twee verticale substituenten van de waarnemer af wijzen. De centrale koolstof wordt niet getoond, en de horizontale bindingen stellen naar voren gerichte bindingen voor, terwijl verticale bindingen naar achter gerichte bindingen voorstellen. Bij aminozuren en suikers wordt de keten verticaal geplaatst met de meest geoxideerde groep (vaak de carboxyl- of carbonylgroep) bovenaan [46](#page=46) [47](#page=47). #### 2.5.2 Het lezen van een Fisherprojectie Horizontale lijnen in een Fisherprojectie wijzen naar voren, en verticale lijnen naar achteren [49](#page=49). #### 2.5.3 Eigenschappen van Fisherprojecties 1. Het verwisselen van twee willekeurige substituenten in een Fisherprojectie resulteert in de projectie van het enantiomeer, waarbij de absolute configuratie verandert [49](#page=49). 2. Twee opeenvolgende permutaties (of een rotatie van 180° in het vlak) herstellen het oorspronkelijke stereo-isomeer, met behoud van de absolute configuratie. Bij moleculen met één stereogeen centrum leidt een oneven aantal permutaties tot het enantiomeer, en een even aantal permutaties wijzigt de structuur niet [50](#page=50). Fisherprojecties zijn nuttig voor eenvoudige moleculen zonder cyclische structuren, maar worden complexer bij meer stereogene centra of ringen [50](#page=50). ### 2.6 Een geschikte naamgeving voor stereo-isomeren De R,S-nomenclatuur (ook bekend als CIP-nomenclatuur naar Cahn, Ingold en Prelog) kent een stereodescriptor (R of S) toe aan elk stereogeen centrum, wat een unieke naamgeving mogelijk maakt. Een permutatie van twee substituenten op een R-vorm leidt bijvoorbeeld tot de S-vorm. Deze nomenclatuur is universeel toepasbaar op alle verbindingen met stereogene centra [51](#page=51). ### 2.7 De R,S -nomenclatuurregels voor de weergave van de absolute configuratie in stereo-isomeren De R,S-nomenclatuur bepaalt de absolute configuratie door middel van een prioriteitsvolgorde van de substituenten rond het stereogeen centrum [52](#page=52). 1. **Prioriteitsrangschikking:** * De atomen die direct aan het stereogeen koolstofatoom gebonden zijn, worden gerangschikt op basis van afnemend atoomgetal (hoogste atoomgetal = prioriteit 1, laagste = prioriteit 4). Een algemene rangorde is I > Br > Cl > S > P > F > O > N > C > H [52](#page=52). * Bij gelijke atoomgetallen worden de atomen van de volgende 'laag' in de substituenten vergeleken [52](#page=52). * Dubbele bindingen worden 'ontdubbeld' (bijvoorbeeld C=O wordt behandeld als C gebonden aan twee O's, en O gebonden aan C en C) en drievoudige bindingen worden 'ontdriepeld' voor prioriteitsbepaling [52](#page=52) [53](#page=53). 2. **Oriëntatie:** De molecule wordt zo georiënteerd dat de substituent met de laagste prioriteit naar achteren wijst. Dit wordt vergeleken met een stuurwiel waarbij de stuurkolom naar achteren wijst [4](#page=4) [53](#page=53). 3. **Configuratiebepaling:** De volgorde van de rangnummers 1 → 2 → 3 wordt gevolgd. Een rotatie met de klok mee (rechtsdraaiend) resulteert in de R-configuratie (rectus), terwijl een rotatie tegen de klok in (linksdraaiend) de S-configuratie (sinister) oplevert [53](#page=53). ### 2.8 Moleculen met meerdere stereogene centra: chiraliteit, enantiomerie en diastereomerie Moleculen met meer dan één stereogeen centrum kunnen een complexer geheel van stereo-isomeren vormen. Bij $n$ stereogene centra verwacht men in principe $2^n$ stereo-isomeren, die ingedeeld kunnen worden in $2^{n-1}$ enantiomere paren [54](#page=54) [56](#page=56). * **Enantiomeren:** Twee stereo-isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn en niet op elkaar overlappen. Bij moleculen met meerdere stereogene centra, ontstaat een enantiomeer door aan *alle* stereogene centra één permutatie uit te voeren [54](#page=54) [55](#page=55). * **Diastereomeren:** Stereo-isomeren die geen spiegelbeeld van elkaar zijn, maar wel een verschillende ruimtelijke configuratie hebben. Dit type isomerie ontstaat vanaf twee stereogene centra. Diastereomeren ontstaan wanneer een permutatie aan *elk* stereogeen centrum afzonderlijk wordt uitgevoerd (in tegenstelling tot tegelijkertijd, wat een enantiomeer oplevert). Diastereomeren verschillen van elkaar in ten minste één, maar niet alle, stereogene centra [55](#page=55). Een bijzonder geval is de **mesovorm**, die optreedt bij moleculen met symmetrie, zoals wijnsteenzuur. Een mesovorm is een achiraal molecuul dat stereogene centra bevat; het is identiek aan zijn spiegelbeeld en kan in zichzelf worden omgezet door rotatie [57](#page=57). ### 2.9 Fysische en chemische eigenschappen van stereo-isomeren van een verbinding * **Enantiomeren:** Vertonen identieke fysische eigenschappen zoals kookpunt, smeltpunt en dichtheid. Hun interactie met gepolariseerd licht is tegengesteld [45](#page=45) [57](#page=57) [58](#page=58). * **Diastereomeren:** Hebben verschillende fysische eigenschappen [58](#page=58). * **Racemaat:** Een 1:1 mengsel van twee enantiomeren. Racematen hebben specifieke eigenschappen die verschillen van die van de individuele enantiomeren en zijn vaak moeilijk te scheiden. Veel medicijnen worden als racemaat op de markt gebracht vanwege de kosten van scheiding [58](#page=58). ### 2.10 Chemische, biochemische en biomedische relevantie van stereo-isomerie Verschillen in ruimtelijke configuratie zijn cruciaal in de biologie en geneeskunde. Chirale moleculen interageren verschillend met biologische receptoren, wat leidt tot verschillende fysiologische responsen [43](#page=43) [59](#page=59). * **Chiraal en achiraal interactie:** Een chiraal molecuul kan op dezelfde manier interageren met zowel enantiomeren van een achiraal molecuul [60](#page=60). * **Chiraal en chiraal interactie:** De interactie tussen twee chirale moleculen is afhankelijk van hun specifieke configuratie. Een rechterhandschoen past goed op de rechterhand, maar niet op de linkerhand. Chemische reacties waarbij chirale moleculen betrokken zijn, kunnen stereoselectief zijn, wat betekent dat één specifieke stereo-isomeer bij voorkeur wordt gevormd [59](#page=59) [60](#page=60). --- # Organische reactiviteit en reactiemechanismen ```markdown ## 3 Organische reactiviteit en reactiemechanismen Dit deel introduceert de concepten van organische reactiviteit, de energetische aspecten van chemische reacties, en de verschillende reactietypes zoals substitutie, eliminatie en additie, met hun bijbehorende mechanismen (SN1, SN2, E1, E2). ### 3.1 Inleiding Organische chemie kent twee hoofdaspecten: chemische structuur en reacties. Chemische reacties zetten reagentia om in reactieproducten door het breken en vormen van bindingen, onder invloed van omstandigheden zoals temperatuur, solvent, druk, licht en katalysatoren. Deze transformaties vinden ook continu plaats in levende organismen, gereguleerd door enzymen. Hoewel het aantal reacties groot lijkt, keren in het moleculaire verloop van reacties steeds dezelfde gebeurtenissen terug. Het reactiemechanisme is de gedetailleerde beschrijving op moleculaire schaal van deze gebeurtenissen. Inzicht in reactiemechanismen vereenvoudigt de studie van organische chemische reacties en helpt de moleculaire processen te begrijpen [67](#page=67) [68](#page=68). ### 3.2 Energetische aspecten van chemische reacties De vraag of een chemische transformatie optreedt, hangt af van twee aspecten: * **Energetische gunstigheid:** Dit wordt behandeld door de chemische thermodynamica [68](#page=68). * **Reactiemechanisme:** Dit maakt de transformatie effectief mogelijk op moleculair vlak en is onderwerp van de chemische kinetiek [68](#page=68). Voor een hypothetische modelreactie A + B → C + D [r.1 worden de energetische aspecten bestudeerd [68](#page=68). ### 3.3 Reactiemechanismen: terminologie #### 3.3.1 Reactietypes Er zijn drie algemene types organische reacties: * **Substitutiereacties:** Breken van een $\sigma$-binding met vorming van een nieuwe $\sigma$-binding. Dit kan gelijktijdig of in opeenvolgende stappen gebeuren, waarbij een reactief intermediair kan ontstaan [69](#page=69). * **Additiereacties:** Breken van één $\pi$-binding met vorming van twee nieuwe $\sigma$-bindingen, doorgaans via een reactief intermediair [69](#page=69). * **Eliminatiereacties:** Breken van twee $\sigma$-bindingen met vorming van een nieuwe $\pi$-binding. Dit gebeurt meestal in opeenvolgende stappen met vorming van een tussenliggend reactief intermediair [69](#page=69). Deze reactietypes worden verder ingedeeld in elektrofiele, nucleofiele en radicalaire reacties, afhankelijk van het type reagens dat de reactie initieert [69](#page=69). #### 3.3.2 Soorten reagentia Reagentia worden geclassificeerd als nucleofiel, elektrofiel en radicalair [70](#page=70). * **Nucleofielen en elektrofiele reagentia** leiden tot polaire reacties [70](#page=70). * **Nucleofielen (Nu:⁻):** Elektronenrijke reagentia die hun elektronenpaar ter beschikking stellen aan een elektronenarme site. Voorbeelden: H⁻, HO⁻, RO⁻, R₃C⁻, RMgBr [70](#page=70). * **Elektrofielen (E⁺):** Elektronenarme reagentia die een elektronenpaar opnemen van een nucleofiel. Voorbeelden: H⁺, H₃O⁺, R₃C⁺, AlCl₃ [70](#page=70). * Elektrofiele of nucleofiele reagentia kunnen *in situ* uit een precursor geproduceerd worden; bijvoorbeeld, de behandeling van een keton met een zuur verhoogt de elektrofiele eigenschap van het koolstofatoom. Het onttrekken van een H⁺ van een $\alpha$-koolstofatoom van een keton met een sterke base levert een door mesomerie gestabiliseerd nucleofiel reagens [70](#page=70). * **Vrije radicalen:** Verbindingen met een ongepaard elektron. Ze zijn doorgaans zeer reactief en kortlevend, en worden gevormd uit precursormoleculen [71](#page=71). #### 3.3.3 Breken en vormen van chemische bindingen in organische verbindingen Chemische bindingen kunnen op twee manieren verbroken worden: * **Homolytisch splitsen:** Het elektronenpaar wordt symmetrisch verdeeld, waarbij elk atoom één elektron behoudt. Dit leidt tot de vorming van neutrale, zeer reactieve radicalen [71](#page=71). X–Y → X• + Y• [r.8 De pijl met een dubbele 'vishaak' geeft homolytische splitsing aan [71](#page=71). * **Heterolytisch splitsen:** De binding wordt asymmetrisch verbroken, waarbij beide elektronen naar één atoom gaan. Dit resulteert in de vorming van een geladen elektrofiel en nucleofiel [71](#page=71). X–Y → X⁺ + Y⁻ De enkele pijl geeft de verplaatsing van het gehele elektronenpaar aan [71](#page=71). De vorming van covalente bindingen kan ook symmetrisch (kenmerk van radicalaire reacties) of asymmetrisch (kenmerk van polaire reacties) gebeuren. De manier waarop een binding gesplitst wordt, wordt bepaald door de polarisatie van die binding [72](#page=72). Bindingen kunnen simultaan of in opeenvolgende stappen gebroken en gevormd worden. Bij polaire reacties valt het nucleofiel aan op het partieel positieve atoom en reageert het nucleofiele atoom met het elektrofiel [72](#page=72) [73](#page=73). ### 3.4 Nucleofiele substitutie (SN1 en SN2) Nucleofiele substitutie is een fundamentele reactie in de organische chemie waarbij een nucleofiel een vertrekkende groep (leaving group) vervangt. De reactie verloopt via twee hoofdmechanismen: SN1 en SN2 [80](#page=80) [82](#page=82). #### 3.4.1 Het SN2 mechanisme * **Kenmerken:** * **Bimoleculair:** De reactiesnelheid is afhankelijk van de concentratie van zowel het substraat als het nucleofiel. Snelheid = $k$[Nu⁻][R–X [84](#page=84). * **Eén stap:** De reactie verloopt via een overgangstoestand waarbij de $\sigma$-binding met het nucleofiel gedeeltelijk gevormd is en de $\sigma$-binding met de leaving group gedeeltelijk verzwakt is [83](#page=83). * **Achterwaartse aanval:** Het nucleofiel valt aan vanaf de tegenovergestelde zijde van de leaving group [83](#page=83). * **Walden-inversie:** Bij reacties aan stereogene koolstofatomen treedt inversie van de configuratie op, vergelijkbaar met het omklappen van een paraplu. Dit leidt tot stereoselectieve vorming van één enantiomeer of diastereomeer [83](#page=83) [84](#page=84). * **Factoren die SN2 bevorderen:** * Goede nucleofielen (sterke Lewis basen) [85](#page=85). * Goede leaving groups met hoge affiniteit voor elektronenparen [85](#page=85). * Minimale sterische hinder rond het reactieve koolstofatoom [85](#page=85). * Reactiesnelheid neemt af bij toenemende substitutiegraad van het koolstofatoom (methyl > primair > secundair >> tertiair) [86](#page=86). #### 3.4.2 Het SN1 mechanisme * **Kenmerken:** * **Unimoleculair:** De reactiesnelheid wordt enkel bepaald door de concentratie van het alkylhalogenide. Snelheid = $k$[R–X [87](#page=87). * **Meerdere stappen:** 1. Trage, snelheidsbepalende heterolytische splitsing van de C–X binding, met vorming van een planaire carbokation en de leaving group (#page=87, 88) [87](#page=87) [88](#page=88). R–X → R⁺ + X⁻ 2. Snelle nucleofiele aanval op het carbokation [88](#page=88). 3. Eventuele deprotonering (indien het nucleofiel water of een alcohol is) [88](#page=88). * **Racemisatie:** Het planaire carbokation kan aan beide zijden aangevallen worden door het nucleofiel, wat leidt tot een mengsel van stereoisomeren (vaak een racemisch mengsel indien er één stereogeen centrum was) [89](#page=89). * **Factoren die SN1 bevorderen:** * **Substraatstructuur:** Tertiaire en benzylische/allylische substraten stabiliseren het carbokation intermediair (#page=87, 90). Stabiliteit van carbokationen: tertiair > secundair > primair > methyl (#page=87, 90) [87](#page=87) [90](#page=90). * **Leaving group:** Goede leaving groups die gemakkelijk heterolytisch kunnen splitsen [90](#page=90). * **Solvent:** Polaire, protische solventen stabiliseren het carbokation intermediair [90](#page=90). * **Nucleofiel:** Minder sterk nucleofiel is bevoordeeld voor SN1, omdat een sterk nucleofiel de SN2-reactie kan bevorderen [90](#page=90). #### 3.4.3 Welk mechanisme geniet voorkeur? * **Sterische hinder:** Hoge sterische hinder belemmert SN2, terwijl het carbokation stabiliteit bevordert voor SN1 [90](#page=90). * **Leaving group:** Goede leaving groups zijn gunstig voor beide mechanismen [90](#page=90). * **Solvent:** Polaire, protische solventen bevorderen SN1; polaire, aprotische solventen bevorderen SN2. * **Nucleofiel:** Sterke nucleofielen/basen bevorderen SN2 en eliminatie; zwakke nucleofielen/basen bevorderen SN1 [90](#page=90). ### 3.5 Eliminatie (E1 en E2) Eliminatiereacties leiden tot de vorming van een dubbele binding door de verwijdering van twee groepen uit aangrenzende atomen [92](#page=92). #### 3.5.1 Het E2 mechanisme * **Kenmerken:** * **Bimoleculair:** Tweede orde kinetiek, afhankelijk van substraat en base. Snelheid = $k$[Base][R–X [92](#page=92). * **Eén stap:** De C–H binding wordt gebroken door de base en de C–X binding wordt verbroken door de leaving group simultaan [93](#page=93). * **Coplanariteit:** De vier betrokken groepen (twee op het $\alpha$-koolstof, twee op het $\beta$-koolstof) worden coplanair om de $\pi$-binding te vormen [93](#page=93). * **Stereoselectiviteit:** Vaak stereoselectief, met de voorkeur voor anti-periplanare configuratie [93](#page=93). * **Regel van Zaytseff:** Bij eliminatie wordt bij voorkeur het meest stabiele, meest gesubstitueerde alkeen gevormd [94](#page=94). * **Factoren die E2 bevorderen:** * Sterke, sterisch gehinderde basen (bv. kalium-tert-butoxide) (#page=92, 90) [90](#page=90) [92](#page=92). * Hoge temperaturen. * Substraten met een goede leaving group [93](#page=93). #### 3.5.2 Het E1 mechanisme * **Kenmerken:** * **Unimoleculair:** Eerste orde kinetiek, snelheidsbepalende stap is unimoleculair. Snelheid = $k$[R–X [94](#page=94). * **Meerdere stappen:** 1. Trage, heterolytische splitsing van de C–X binding, vorming van een carbokation (identiek aan de eerste stap van SN1) [94](#page=94). 2. Snelle deprotonering van een naburig koolstofatoom met vorming van de $\pi$-binding [94](#page=94). * **Niet stereoselectief:** Kan leiden tot verschillende stereoisomeren [94](#page=94). * **Factoren die E1 bevorderen:** * Vergelijkbaar met SN1: stabiele carbokationen (tertiaire substraten), goede leaving groups, polaire solventen [95](#page=95). * Hoge temperaturen. * Afwezigheid van sterke basen. ### 3.6 Additie aan de $\pi$-binding Alkenen zijn reactiever dan alkanen vanwege de aanwezigheid van de $\pi$-binding. Additiereacties verbreken de $\pi$-binding en vormen twee nieuwe $\sigma$-bindingen . #### 3.6.1 Additie van zuren (HX) * **Mechanisme:** Elektrofiele additie in twee stappen . 1. Elektrofiele aanval van H⁺ op de $\pi$-binding, vorming van een carbokation . 2. Nucleofiele aanval van X⁻ op het carbokation . * **Regel van Markovnikov:** Bij additie van een niet-symmetrisch reagens HX aan een niet-symmetrisch alkeen, komt het waterstofatoom (H⁺) op het koolstofatoom met het grootste aantal waterstoffen (minste alkylsubstituenten), en X⁻ op het koolstofatoom met de minste waterstoffen (meeste alkylsubstituenten). Dit komt doordat de additie leidt tot de vorming van het meest stabiele carbokation intermediair . * Stabiliteit carbokationen: tertiair > secundair > primair > methyl . #### 3.6.2 Additie van water (H₂O) * **Mechanisme:** Vergelijkbaar met additie van HX, via een zuur-gekatalyseerd carbokation intermediair. Volgt de regel van Markovnikov . * Zuur (bv. H₂SO₄) activeert de carbonylgroep, water (nucleofiel) valt aan, gevolgd door deprotonering . * **Reversibel:** De reactie is omkeerbaar (dehydratatie), en het evenwicht kan verschoven worden met Le Châtelier's principe . * **Industriële toepassing:** Veelgebruikt voor de synthese van alcoholen . #### 3.6.3 Additie van waterstof (H₂) * **Mechanisme:** Katalytische hydrogenatie met Pt, Pd of Ni . * **Syn-additie:** Beide waterstofatomen reageren aan dezelfde zijde van de dubbele binding. Dit leidt tot stereoselectieve synthese bij de vorming van nieuwe stereogene centra . * **Toepassing:** 'Harden' van plantaardige oliën voor margarine . #### 3.6.4 Chemische eigenschappen van diënen * **Geïsoleerde diënen:** Beide dubbele bindingen reageren onafhankelijk . * **Geconjugeerde diënen:** Vormen gestabiliseerde carbokation intermediairen via mesomerie/resonantie, wat leidt tot 1,2- en 1,4-additieproducten (#page=108, 109) . ### 3.7 Radikaalreacties Radicalen ontstaan door homolytisch splitsen van bindingen, onder invloed van licht, warmte of een ander radicaal. Ze zijn energetisch ongunstig en zeer reactief . #### 3.7.1 Halogenering van alkanen * **Mechanisme:** Fotochemische radicaalketenreactie . 1. **Initiatie:** Homolytische splitsing van Cl₂ door licht . 2. **Propagatie:** Kettingreacties waarbij netto geen radicalen verbruikt worden, bv. R• + Cl₂ → RCl + Cl• en Cl• + RH → R• + HCl . 3. **Terminatie:** Verdwijning van radicalen door combinaties . * **Nadelen:** Levert mengsels van isomeren en polychloorderivaten op . #### 3.7.2 Ketenreacties Radicalen kunnen ook polymerisatie-reacties initiëren, leidend tot grote moleculen . #### 3.7.3 Stabiliteit van C-radicalen Radicalen worden gestabiliseerd door elektron-donerende groepen (alkylgroepen) via inductief effect en delokalisatie, vergelijkbaar met carbokationen (#page=114, 115) . ### 3.8 Nucleofiele additie aan de carbonylgroep De gepolariseerde carbonylgroep is een doelwit voor nucleofiele reagentia . #### 3.8.1 Additie van water (hydratatie) * **Reactie:** Aldehyden en ketonen vormen geminale diolen (gem-diolen) in waterig milieu . * **Stabiliteit:** Gem-diolen zijn over het algemeen onstabiel . * **Mechanisme:** Zuur- of base-gekatalyseerde nucleofiele additie van water (#page=120, 121) . #### 3.8.2 Additie van alcoholen (vorming van hemi-acetalen/ketalen) * **Reactie:** Alcoholen reageren met aldehyden tot hemi-acetalen en met ketonen tot hemi-ketalen . * **Mechanisme:** Zuur-gekatalyseerde additie-eliminatie reactie . * **Verdere reactie:** Hemi-acetalen/ketalen kunnen met een tweede alcoholmolecuul stabielere acetalen/ketalen vormen onder zure katalyse. Dit is reversibel in zuur waterig milieu, maar stabiel in basisch/neutraal milieu . #### 3.8.3 Additie van amines (vorming van imines) * **Reactie:** Amines reageren met aldehyden/ketonen tot imines (Shiffse basen) . * **Mechanisme:** Eerst een additie van het amine, gevolgd door eliminatie van water, die door H⁺ gekatalyseerd wordt. Amines zijn sterker nucleofiel dan alcoholen en vereisen geen initiële carbonylactivatie . #### 3.8.4 Keto-enol tautomerie en aldolcondensatie * **Keto-enol tautomerie:** Aldehyden en ketonen met een $\alpha$-waterstofatoom kunnen isomeriseren tussen een keto- en een enol-vorm, die in evenwicht zijn. Dit verloopt via een enolaat anion, gestabiliseerd door mesomerie . * **Aldolcondensatie:** Onder invloed van basen reageren aldehyden/ketonen met elkaar, waarbij een nieuwe C–C binding wordt gevormd tussen het $\alpha$-koolstofatoom van het ene molecuul en het carbonylkoolstofatoom van het andere. Dit leidt tot $\beta$-hydroxy-aldehyden/ketonen, die bij verwarming kunnen elimineren tot $\alpha,\beta$-onverzadigde aldehyden/ketonen . ### 3.9 Reactiviteit van carbonzuren en hun derivaten #### 3.9.1 Carbonzuren * **Eigenschappen:** Sterkste organische zuren in de natuur, met pKₐ rond 5. Zuursterkte wordt verklaard door mesomere stabilisatie van het carboxylaat-anion en inductieve effecten . * **Reactie met basen:** Vormen carboxylaatzouten . * **Derivaten:** Esters, amiden, anhydriden, zuurchloriden, thioesters . #### 3.9.2 Derivaten van carbonzuren * **Acyleringsreacties:** Overdracht van de acylgroep (RCO–) . * **Reactiviteit:** Zuurchloriden en zuuranhydriden zijn zeer reactief; esters en amiden zijn minder reactief . * **Hydrolyse:** Alle carbonzuurderivaten hydrolyseren tot het overeenkomstige carbonzuur . * **Fisher-verestering:** Zuur-gekatalyseerde reactie van een carbonzuur en een alcohol tot een ester en water. Het mechanisme is additie-eliminatie . * **Esters:** Vormen belangrijke geur- en smaakstoffen. Hydrolyse kan in zuur of basisch milieu plaatsvinden (verzeping) . * **Amiden:** Minder basisch dan amines door mesomerie; hebben dubbelbindingskarakter rond de C–N binding (#page=163, 164). Vormen waterstofbruggen . #### 3.9.3 Fosforzuurderivaten (fosfo-esters en fosfo-anhydriden) * **Fosforzuur:** Meerbasisch zuur (H₃PO₄), voorkomt in geïoniseerde vormen (H₂PO₄⁻, HPO₄²⁻) bij fysiologische pH . * **Fosfo-anhydriden:** Gevormd door condensatie van fosforzuurmoleculen (bv. pyrofosfaat, trifosfaat). Vergelijkbaar met zuuranhydriden . * **Fosfo-esters:** Gevormd door reactie van fosforzuurderivaten met alcoholen . * **Biomedische relevantie:** Fosfo-anhydriden in ATP/ADP slaan chemische energie op, die vrijkomt bij hydrolyse . ### 3.10 Oxidatie en reductie reacties Oxidatie en reductie zijn transformaties waarbij het oxidatiegetal van koolstofatomen verandert (#page=167, 168) . #### 3.10.1 Oxidatie van alcoholen * **Primaire alcoholen:** Geoxideerd tot aldehyden, die verder tot carbonzuren kunnen oxideren (#page=168, 170, 172) . * **Secundaire alcoholen:** Geoxideerd tot ketonen (#page=168, 170) . * **Tertiaire alcoholen:** Kunnen niet geoxideerd worden omdat er geen C–H binding op het $\alpha$-koolstofatoom aanwezig is . * **Biologische oxidatie:** Gebruikt enzymen zoals alcoholdehydrogenase en aldehyde-dehydrogenase (#page=170, 171). NAD⁺ is een belangrijke biologische oxidant . #### 3.10.2 Reductie van carbonylfunctie * **Reactie:** Carbonylgroepen worden gereduceerd tot alcoholen met behulp van reductiemiddelen zoals H₂/katalysator (Pt, Ni, Pd) . * **Producten:** Aldehyden geven primaire alcoholen, ketonen geven secundaire alcoholen . ### 3.11 Suikers (koolhydraten) * **Definitie:** Polyhydroxyaldehyden (aldosen) of polyhydroxyketonen (ketosen) . * **Indeling:** Monosachariden, oligosachariden, polysachariden . * **Cyclische structuur:** Monosachariden komen voornamelijk voor in cyclische vormen (furanose of pyranose) door intramoleculaire hemi-acetaal/hemi-ketaal vorming . * **Mutarotatie:** Verandering van specifieke rotatie in oplossing door evenwicht tussen lineaire en cyclische vormen . * **Anomeer koolstofatoom:** Het nieuwe stereogene koolstofatoom gevormd bij cyclisatie (C1 in aldosen, C2 in ketosen). De hydroxylgroep hieraan gebonden is de glycosidische hydroxylgroep . * **Reacties:** * **Reductie:** Aldosen en ketosen kunnen gereduceerd worden tot polyalcoholen (suikerkristallen) . * **Oxidatie:** Aldosen zijn reducerende suikers en kunnen geoxideerd worden tot carbonzuren . ``` --- # Reactitiviteit van specifieke functionele groepen Oké, hier is je studiehandleiding voor "Reactitiviteit van specifieke functionele groepen", gebaseerd op de verstrekte documentatie. ## 4. Reactiviteit van specifieke functionele groepen Dit topic behandelt de reactiviteit van belangrijke functionele groepen zoals de carbonylgroep, de carboxylgroep en fosforverbindingen, inclusief hun afgeleiden en hun rol in biochemische processen. ### 4.1 Radicaalreacties van alkanen Alkanen zijn over het algemeen weinig reactieve verbindingen, vroeger aangeduid als paraffines. Onder invloed van ultraviolet licht kunnen ze echter radicaalreacties ondergaan. Een typisch voorbeeld is de fotochemische chlorering van alkanen, die verloopt via een ketenmechanisme . #### 4.1.1 Mechanisme van radicaalchlorering Het ketenmechanisme bestaat uit drie stappen: 1. **Initiatiestap:** Homolytische splitsing van een $\text{Cl}_2$ molecule onder invloed van UV-licht, wat resulteert in de vorming van twee chloorradicalen (Cl·) . $$ \text{Cl-Cl} \xrightarrow{h\nu} \text{Cl}\cdot + \text{Cl}\cdot $$ 2. **Propagatiestap:** Twee opeenvolgende reacties die de keten in stand houden. Een chloorradicaal reageert met een alkaan (bv. methaan) om een alkylradicaal en HCl te vormen, waarna het alkylradicaal reageert met $\text{Cl}_2$ om het alkylhalogenide en een nieuw chloorradicaal te vormen. $$ \text{CH}_4 + \text{Cl}\cdot \rightarrow \text{CH}_3\cdot + \text{HCl} $$ $$ \text{CH}_3\cdot + \text{Cl}_2 \rightarrow \text{CH}_3\text{Cl} + \text{Cl}\cdot $$ Bij deze stap wordt netto geen chloorradicaal verbruikt, waardoor de concentratie ervan constant blijft en één initieel gevormd radikaal duizenden moleculen kan omzetten . 3. **Terminatiestap:** Verdwinjng van radicalen uit het reactiemidden door de combinatie van twee radicalen, wat leidt tot de vorming van een covalente binding. * $\text{Cl}\cdot + \text{Cl}\cdot \rightarrow \text{Cl}_2$ * $\text{CH}_3\cdot + \text{CH}_3\cdot \rightarrow \text{CH}_3\text{CH}_3$ * $\text{CH}_3\cdot + \text{Cl}\cdot \rightarrow \text{CH}_3\text{Cl}$ Omdat de radicaalconcentratie laag is, zijn deze reacties minder waarschijnlijk dan de propagatiestappen . #### 4.1.2 Beperkingen van alkaanhalogenering De chlorering van alkanen is om twee redenen zelden praktisch voor de synthese van alkylhalogeniden : * **Mengsels van isomeren:** Bij hogere alkanen (vanaf propaan) ontstaan mengsels van verschillende mono-gechloreerde isomeren . * **Vorming van polychloorderivaten:** Meervoudige substitutie kan optreden, wat leidt tot de vorming van dichloor-, trichloor- en tetrachloorderivaten . #### 4.1.3 Ketenreacties bij onverzadigdheden Vrije radicalen kunnen gemakkelijk splitsen bij onverzadigdheden, wat leidt tot de vorming van nieuwe sigma-bindingen en ongepaarde elektronen. Dit principe wordt uitgebreid gebruikt in de polymeerindustrie, bijvoorbeeld bij de polymerisatie van polyvinylchloride (PVC), waarbij zeer grote moleculen met molecuulgewichten tot $10^6$ tot $10^7$ g/mol kunnen ontstaan . #### 4.1.4 Stabiliteit van koolstofradicalen De stabiliteit van koolstofradicalen neemt toe met de mate van substitutie door elektrondonerende groepen zoals alkylgroepen . * Primair < Secundair < Tertiair Deze stabilisatie treedt op door gedeeltelijke overlap van het orbitaal met het ongepaarde elektron met een $\sigma$-binding op het naburige atoom, wat de elektronendeficiëntie verspreidt. Stabilisatie via delokalisatie, zoals bij het radikaal uit propeen, is nog efficiënter . #### 4.1.5 Natuurlijke radicalen en antioxidanten Sommige verbindingen, zoals stikstofoxiden ($\text{NO}$, $\text{NO}_2$), chloordioxide en dizuurstof, bestaan als radicalen. Vitamine E (tocoferolen en tocotriënolen) is een belangrijke antioxidant die voedsel beschermt tegen ongewenste radicaalreacties door stabilisatie via delokalisatie en alkylgroepen. Glutathion is een krachtige lichaamseigen antioxidant die reactieve zuurstofdeeltjes neutraliseert door elektronenoverdracht. Synthetische bewaarmiddelen zoals BHA en BHT werken ook als radicaleninhibitoren . ### 4.2 Reactiviteit van de carbonylgroep De carbonylgroep ($\text{C=O}$) in aldehyden en ketonen is sterk gepolariseerd, waardoor het koolstofatoom elektronarm ($\delta+$) is en gevoelig voor nucleofiele aanval. De reactiviteit kan worden verhoogd door activatie van de carbonylzuurstof met een elektrofiel. Nucleofiele additiereacties aan de carbonylgroep zijn cruciaal in de biochemie voor de vorming en afbraak van complexere verbindingen, en vinden plaats in het energie-metabolisme. Na additie ontstaat een $\text{sp}^3$ koolstofatoom, wat kan leiden tot de vorming van stereoisomeren . #### 4.2.1 Additie van water: hydratatie van aldehyden en ketonen Aldehyden en ketonen ondergaan additie met water, wat leidt tot geminale diolen (gem-diolen), waarbij twee hydroxylgroepen op hetzelfde koolstofatoom gebonden zijn . * Gem-diolen zijn over het algemeen weinig stabiel en ontbinden bij waterverwijdering . * De evenwichtsconstante voor hydratatie neemt af in de reeks formaldehyde > aldehyden > ketonen, wat verklaard wordt door de afnemende positieve polarisatie van het carbonylkoolstofatoom door het aantal elektronenduwende substituenten . ##### Mechanisme van hydratatie De hydratatiereactie kan in neutraal, zuur of basisch milieu verlopen. * **Zure katalyse:** Het zuur protondeert de carbonylzuurstof, wat de polarisatie van de $\text{C=O}$-binding verhoogt en het koolstofatoom meer elektrofiel maakt. Water nucleofiel aanvalt, gevolgd door deprotonering . $$ \text{R}_2\text{C=O} + \text{H}^+ \rightleftharpoons [\text{R}_2\text{C=OH}]^+ $$ $$ [\text{R}_2\text{C=OH}]^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{R}_2\text{C}(\text{OH})(\text{OH}_2^+) $$ $$ \text{R}_2\text{C}(\text{OH})(\text{OH}_2^+) \rightleftharpoons \text{R}_2\text{C}(\text{OH})_2 + \text{H}^+ $$ * **Basische katalyse:** Het hydroxylion ($\text{OH}^-$), een sterk nucleofiel, valt het carbonylkoolstofatoom aan, vormend een alkoxidaatanion. Dit onttrekt vervolgens een proton aan water, waarbij een nieuw hydroxylion wordt gevormd en het gem-diol ontstaat . $$ \text{R}_2\text{C=O} + \text{OH}^- \rightleftharpoons \text{R}_2\text{C}(\text{O}^-)(\text{OH}) $$ $$ \text{R}_2\text{C}(\text{O}^-)(\text{OH}) + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{R}_2\text{C}(\text{OH})_2 + \text{OH}^- $$ #### 4.2.2 Additie van alcoholen: vorming van (hemi-)acetalen en (hemi-)ketalen Alcoholen kunnen nucleofiel aan de carbonylgroep additieren, wat leidt tot de vorming van hemi-acetalen (bij aldehyden) of hemi-ketalen (bij ketonen) . * **Hemi-acetal/ketal:** Bevat zowel een hydroxylgroep als een alkoxy- of aryloxygroep gebonden aan hetzelfde koolstofatoom. * Deze reacties zijn evenwichten en verlopen sneller in de aanwezigheid van een spoor zuur dat de carbonylgroep activeert. Basische katalyse is hier niet mogelijk . ##### Mechanisme van (hemi-)acetal/ketal vorming 1. **Activatie:** Het zuur protondeert de carbonylzuurstof, waardoor het carbonylkoolstofatoom elektronarmer wordt . 2. **Nucleofiele aanval:** Het alcohol valt aan op het carbonylkoolstofatoom, waarbij de $\pi$-binding van de carbonylgroep wordt verbroken . 3. **Deprotonering:** Een proton wordt afgesplitst, waardoor de katalysator wordt geregenereerd en het neutrale hemi-acetal/ketal ontstaat . **Vorming van acetalen/ketalen:** Hemi-acetalen en hemi-ketalen kunnen verder reageren met een tweede molecuul alcohol onder zure katalyse, wat leidt tot de vorming van stabielere acetalen of ketalen en een molecuul water. Acetalen en ketalen zijn stabiel in basisch en neutraal milieu, maar worden in zuur waterig milieu weer gehydrolyseerd . **Biochemische relevantie:** Intramoleculaire vorming van hemi-acetalen/ketalen is de basis voor de vorming van vijf- en zesringstructuren in suikermoleculen (bv. glucose) . #### 4.2.3 Additie van amines: vorming van imines Amines zijn sterkere nucleofielen dan alcoholen en kunnen nucleofiel aan de carbonylgroep additieren zonder voorafgaande activatie. De reactie met amines verloopt in twee stappen : 1. **Additie:** Nucleofiele aanval van het amine op het carbonylkoolstofatoom, zonder katalyse . $$ \text{R}_2\text{C=O} + \text{R'}_2\text{NH} \rightarrow \text{R}_2\text{C}(\text{OH})(\text{NR'_2}) $$ 2. **Eliminatie:** Eliminatie van een watermolecuul, wat een $\text{C=N}$ dubbele binding (imine) vormt. Deze stap vereist zure katalyse . $$ \text{R}_2\text{C}(\text{OH})(\text{NR'_2}) \xrightarrow{\text{H}^+} \text{R}_2\text{C=NR'_2} + \text{H}_2\text{O} $$ Imines worden ook wel Schiffse basen genoemd . #### 4.2.4 Keto-enol tautomerie en aldolcondensaties Aldehyden en ketonen met ten minste één $\alpha$-waterstofatoom op een $\alpha$-koolstofatoom kunnen in twee tautomere vormen voorkomen: de keto-vorm en de enol-vorm . * **Tautomerie:** Een proces waarbij een atoom (meestal waterstof) wordt verplaatst door het breken en vormen van chemische bindingen. Keto-enol tautomerie verloopt via het enolaatanion en is basegekatalyseerd . * De evenwichtsconstante K = [enol]/[keto is doorgaans klein, waardoor de enolvorm in kleine hoeveelheden aanwezig is . ##### Mechanisme van keto-enol tautomerie (basegekatalyseerd) 1. **Deprotonering:** Een base (bv. $\text{OH}^-$) onttrekt een $\alpha$-waterstofatoom, wat leidt tot de vorming van een enolaatanion . $$ \text{RCH}_2\text{C(O)HR'} + \text{OH}^- \rightleftharpoons [\text{RCH}_2\text{C(O}^-)\text{HR'}]^- + \text{H}_2\text{O} $$ 2. **Protonering:** Het enolaatanion wordt geprotoneerd door water om de keto-vorm te vormen, of door het zuurstofatoom van het oorspronkelijke carbonyl om de enolvorm te vormen . ##### De aldolcondensatie Aldehyden en ketonen met ten minste één $\alpha$-H kunnen onder invloed van basen (bv. $\text{OH}^-$) onderlinge additiereacties ondergaan, waarbij een nieuwe $\text{C-C}$-binding wordt gevormd . * **Reactie:** Het enolaatanion van één molecuul valt nucleofiel aan op het carbonylkoolstofatoom van een ander molecuul. * **Producten:** Dit leidt tot de vorming van $\beta$-hydroxy-aldehyden of $\beta$-hydroxy-ketonen . * **Verdere reactie:** De $\beta$-hydroxylgroep kan leiden tot eliminatiereacties onder verwarming, wat resulteert in $\alpha,\beta$-onverzadigde aldehyden/ketonen door de vorming van een geconjugeerd $\pi$-systeem . * **Retro-aldol condensatie:** In de glycolyse (afbraak van suikers) treden retro-aldol condensaties op, waarbij een molecuul wordt gesplitst in twee aldehyden/ketonen . ### 4.3 De Carboxylgroep en afgeleide functionele groepen De carboxylgroep ($\text{-COOH}$) in carbonzuren is cruciaal in de biochemie en komt veelvuldig voor in de natuur, bijvoorbeeld in de citroenzuurcyclus, vetzuurcyclus, aminozuren, eiwitten, vetten en oliën . #### 4.3.1 Nomenclatuur en eigenschappen van carbonzuren * **Nomenclatuur:** Carbonzuren worden benoemd als alkaan-carbonzuur (het $\text{C}$ van de carboxylgroep telt niet mee voor de ketenlengte) of alkaanzuur (het $\text{C}$ van de carboxylgroep telt wel mee). De gedissocieerde vorm eindigt op "-oaat" . * **Triviale namen:** Voor veel carbonzuren en hun derivaten worden triviale namen gehanteerd . * **Fysische eigenschappen:** Carbonzuren vertonen vergelijkbare eigenschappen als alcoholen door waterstofbruggen en de polariteit van de carboxylgroep. Ze vormen dimeren, hebben hoge kookpunten en oplosbaarheid in water die afneemt met toenemende alkylketenlengte. Zouten van carbonzuren zijn beter oplosbaar dan de zure vorm . #### 4.3.2 Zuursterkte van carbonzuren Carbonzuren zijn zwakke zuren in vergelijking met minerale zuren, maar zijn de sterkste organische zuren die in de natuur worden aangetroffen . * **Ka en pKa:** De zuursterkte wordt gekwantificeerd met de evenwichtsconstante $K_a$ (pKa $\approx$ 5) . * **Oorzaken van zuursterkte:** * **Mesomere stabilisatie:** De negatieve lading van het carboxylaatanion wordt gedelokaliseerd over drie atomen (twee bindingen), wat leidt tot stabilisatie van de geconjugeerde base . * **Inductief effect:** De carbonylgroep werkt als een elektronzuiigende groep die de negatieve lading op het zuurstofatoom verder stabiliseert . #### 4.3.3 Reacties van carbonzuren * **Vorming van zouten:** Carbonzuren reageren met sterke basen (bv. $\text{NaOH}$) of zwakkere zuren (bv. $\text{NaHCO}_3$) om de overeenkomstige zouten te vormen. De reactie met $\text{NaHCO}_3$ leidt tot de vorming van $\text{CO}_2$ en $\text{H}_2\text{O}$, wat het evenwicht naar rechts verschuift. De gevormde natriumzouten zijn goed oplosbaar in water door de aanwezigheid van een negatieve lading . #### 4.3.4 Derivaten van carbonzuren Carbonzuren kunnen worden omgezet in diverse derivaten zoals esters, amiden, zuurchloriden, zuuranhydriden en thioesters. De algemene formule is $\text{R-C(O)-Y}$, waarbij Y de aard van de groep bepaalt . * **Hydrolyse:** Alle carbonzuurderivaten kunnen door hydrolyse met water worden omgezet in het overeenkomstige carbonzuur . * **Acylering:** Reacties waarbij de acylgroep wordt overgedragen, worden acyleringreacties genoemd . * **Reactiviteit:** De reactiviteit om een acylgroep over te dragen neemt af in de reeks: zuurchloride > zuuranhydride > thioester > ester > amide. Zuurchloriden en zuuranhydriden zijn zeer reactief en behoeven geen katalyse, terwijl esters en amiden katalyse vereisen . #### 4.3.5 Fisher-verestering De Fisher-verestering is de zuur-gekatalyseerde reactie tussen een carbonzuur en een alcohol om een ester te vormen . * **Mechanisme:** Het verloopt via een additie-eliminatie mechanisme: 1. **Zuur gekatalyseerde nucleofiele additie:** Het zuur activeert de carbonylgroep, waardoor het alcohol nucleofiel kan aan vallen . 2. **Eliminatie van water:** Een interne H$^{+}$ transfer en eliminatie van een watermolecuul leidt tot de vorming van de ester en regeneratie van de katalysator . * **Evenwicht:** De reactie is een evenwichtsreactie ($K \approx 1$) en moet worden verschoven door het verwijderen van water of het gebruiken van een overmaat van één reactant (principe van Le Châtelier). De reactie kan ook gebruikt worden voor de hydrolyse van esters in zuur milieu . #### 4.3.6 Fosfo-esters en fosfo-anhydriden Fosforverbindingen zijn essentieel voor energietransport, activeren van verbindingen in metabole processen en dienen als energiebron, bijvoorbeeld in ADP/ATP . * **Vormen van fosforzuur:** Fosforzuur ($\text{H}_3\text{PO}_4$) is een meerbasisch zuur dat afhankelijk van de pH in verschillende ionisatietoestanden voorkomt, voornamelijk als $\text{H}_2\text{PO}_4^-$ en $\text{HPO}_4^{2-}$ (gezamenlijk aangeduid als $\text{Pi}$) . * **Fosfo-anhydriden:** Fosforzuurmoleculen kunnen onderling condenseren met waterverlies tot pyrofosfaat (difosfaat) en trifosfaat. Deze zijn te vergelijken met zuuranhydriden en hydrolyseren met water tot fosfaatmoleculen . * **Esters van fosforzuur (Fosforylering):** Net als bij carbonzuren kunnen fosforzuren met alcoholen fosfo-esters vormen. Directe reactie is niet efficiënt; reactievere fosfo-anhydriden zoals pyrofosfaat of trifosfaat worden gebruikt om een fosfaatgroep over te dragen. Fosforylering verhoogt de oplosbaarheid en reactiviteit van moleculen . * **Pyrofosfaat-esters:** Adenosinedifosfaat (ADP) en adenosinetrifosfaat (ATP) zijn bekende pyrofosfaat- en trifosfaat-esters. ATP is een belangrijke energiedrager in de cel . * **Biomedische relevantie van fosfo-anhydride bindingen:** Fosfo-anhydridebindingen kunnen gehydrolyseerd worden met vrijstelling van aanzienlijke energie. In het lichaam gebeurt dit traag zonder enzymatische katalyse. De energie uit de anhydridebinding komt vrij door tussenkomst van specifieke enzymen. ATP, met twee fosfo-anhydridebindingen, is de meest energierijke molecule en fungeert als fosforyleringsreagens . #### 4.3.7 Decarboxylatie reacties Reacties waarbij de carboxylgroep als koolstofdioxide ($\text{CO}_2$) uittreedt bij verhitting . * **Gemakkelijke decarboxylatie:** Gesubstitueerde carbonzuren met een carbonylgroep op de $\beta$-positie decarboxyleren gemakkelijk bij matige verwarming, bijvoorbeeld $\beta$-ketocarbonzuren. Dit proces is vaak enzymatisch gekatalyseerd in biologische systemen . #### 4.3.8 Hydroxycarbonzuren Verbindingen die zowel een carboxyl- als een hydroxylgroep bevatten, zoals melkzuur, citroenzuur, appelzuur en wijnsteenzuur . * **Lactonvorming:** Intramoleculaire verestering in $\gamma$- en $\delta$-hydroxycarbonzuren leidt tot de vorming van energetisch gunstige vijf- of zesringige cyclische esters, lactonen genoemd . #### 4.3.9 Aminocarbonzuren Deze groep omvat de twintig natuurlijke aminozuren, die een amine- en een carbonzuurfunctie op hetzelfde $\alpha$-koolstofatoom hebben . * **Zwitterionen:** Door de aanwezigheid van zowel zure als basische groepen, kunnen aminozuren in verschillende ionisatietoestanden voorkomen afhankelijk van de pH . * **Chiraliteit:** Alle $\alpha$-aminozuren (behalve glycine) zijn chirale verbindingen. In eiwitten worden enkel L-aminozuren aangetroffen . * **Lactamvorming:** Net als bij hydroxycarbonzuren kunnen aminocarbonzuren onderling reageren om amidebindingen te vormen. Cyclische structuren die ontstaan worden lactamen genoemd . #### 4.3.10 Esters en amiden * **Chemische eigenschappen van esters:** * **Hydrolyse:** Esters kunnen in zuur of basisch milieu hydrolyseren tot het oorspronkelijke alcohol en carbonzuur. Basische hydrolyse (verzeping) is aflopend en leidt tot de vorming van een zout van het carbonzuur . * **Rol in de samenleving:** Veel esters zijn geur- en smaakstoffen in fruit en planten en vormen complexe mengsels die bijdragen aan aroma's . * **Chemische eigenschappen van amiden:** * **Basiliciteit:** Amiden zijn veel minder basisch dan amines doordat het vrije elektronenpaar van stikstof gedeeltelijk gedelokaliseerd is door mesomerie met de carbonylgroep . * **Dubbele bindingskarakter:** Er ontstaat een zekere dubbele bindingskarakter tussen het carbonylkoolstof en de stikstofbinding, wat draaien rond deze binding energetisch kostbaar maakt en leidt tot cis-trans isomerie. Alle atomen rond deze binding liggen in één vlak . * **Waterstofbruggen:** Amiden kunnen onderlinge waterstofbruggen aangaan, waarbij een molecuul zowel als donor en acceptor kan optreden. Dit heeft belangrijke gevolgen voor de structuur van eiwitten . ### 4.4 Derivaten van koolzuur (ter informatie) Koolzuur heeft diverse organische derivaten, waarvan ureum het meest bekend is . * **Ureum:** Het diamine van koolzuur, een afbraakproduct van aminozuurmetabolisme, is een stabiele verbinding . * **Dialkylcarbonaten:** Ontstaan door reactie van fosgeen (het zuurchloride van koolzuur) met alcoholen . * **Alkylcarbamaten:** Gevormd door reactie van een chloroformiaatester met ammoniak . * **Ureïden:** Acylering van ureum leidt tot ureïden. Barbituraten, zoals veronal, zijn cyclische ureïden die slaapverwekkende eigenschappen hebben . --- # Structuur en reactiviteit van koolhydraten Dit topic beschrijft de indeling, chemische structuur en reactiviteit van koolhydraten, met specifieke aandacht voor monosachariden, hun lineaire en cyclische vormen, en hun belangrijkste reacties zoals reductie en oxidatie. ### 5.1 Koolhydraten: definities en indeling Koolhydraten, ook wel sacchariden genoemd, zijn de meest verspreide organische moleculen in de natuur en spelen een cruciale rol als energiebron, bouwstenen, en in cel-cel interacties. Oorspronkelijk werd de brutoformule vaak weergegeven als $(CH_2O)_n$, wat leidde tot de naam 'koolhydraten' als hydraten van koolstof. Saccharide is afgeleid van het Latijnse woord voor suiker . Koolhydraten zijn opgebouwd uit één of meerdere monosachariden . #### 5.1.1 Monosachariden Monosachariden zijn de kleinste eenheden met suikereigenschappen, zoals een zoete smaak. Ze zijn te classificeren als aldosen (polyhydroxyaldehyden) of ketosen (polyhydroxyketonen). De naamgeving is gebaseerd op het aantal koolstofatomen: triosen (C3), tetrosen (C4), pentosen (C5), hexosen (C6) en heptosen (C7). De meest voorkomende suikers zijn hexosen en pentosen, zoals ribose, glucose en fructose . ##### 5.1.1.1 Chemische structuur van monosachariden: aldosen Het eenvoudigste aldose is glyceraldehyde, een triose. Glyceraldehyde heeft een stereogeen koolstofatoom, wat leidt tot twee enantiomeren: D-glyceraldehyde en L-glyceraldehyde. De D,L-nomenclatuur, ontwikkeld door Emil Fischer, wordt nog steeds gebruikt en is gebaseerd op de configuratie van de hydroxylgroep ten opzichte van de carbonylkoolstof. Bij D-glyceraldehyde staat de hydroxylgroep rechts in de Fisherprojectie, en bij L-glyceraldehyde staat deze links . Voor tetrosen, pentosen en hexosen, met respectievelijk 2, 3 en 4 stereogene koolstofatomen, zijn er 4, 8 en 16 stereoisomeren mogelijk. De familie van D-suikers kan worden afgeleid van D-glyceraldehyde. Het toevoegen van een CHOH-eenheid aan een Fisherprojectie verdubbelt het aantal mogelijke isomeren. Triviale namen zijn vaak in gebruik voor deze suikers, zoals Allose, Altrose, Glucose, Mannose, Gulose, Idose, Galactose en Talose voor hexosen . Twee monosachariden die enkel verschillen in configuratie rond één stereogeen centrum worden epimeren genoemd. In de natuur komt voornamelijk de D-vorm van monosachariden voor . ##### 5.1.1.2 Chemische structuur van monosachariden: ketosen Ketosen zijn polyhydroxyketonen en belangrijke intermediairen in biochemische processen. Het eenvoudigste ketose is dihydroxyaceton, een isomeer van glyceraldehyde. Dihydroxyaceton heeft geen stereogeen centrum en dus geen D,L-vorm. De belangrijkste ketosen hebben de carbonylfunctie op C2 en kunnen afgeleid worden van dihydroxyaceton. Het toevoegen van een H–C–OH eenheid introduceert een stereogeen koolstofatoom, wat leidt tot stereo-isomeren, zoals erythrulose . #### 5.1.2 Oligosachariden en Polysachariden Oligosachariden zijn opgebouwd uit 2 tot 10 monosachariden, zoals disachariden (bv. sucrose, lactose) en trisachariden. Polysachariden bestaan uit 10 of meer monosachariden. Ze kunnen homogeen (één type monosacharide, bv. cellulose) of heterogeen (verschillende types monosachariden, bv. zetmeel) zijn . #### 5.1.3 Gefunctionaliseerde suikers Suikers kunnen gefunctionaliseerd zijn met groepen anders dan hydroxylgroepen, zoals amine- of carbonzuurfuncties. Deoxysuikers hebben een hydroxylfunctie vervangen door een waterstofatoom, zoals deoxyribose in DNA . ### 5.2 De cyclische structuur van monosachariden Monosachariden kunnen naast een lineaire vorm ook een cyclische vorm aannemen door inwendige hemiacetal- of hemiketalvorming. Dit leidt tot de vorming van een nieuw stereogeen koolstofatoom, het anomeer koolstofatoom, met twee mogelijke diastereomeren: de $\alpha$- en $\beta$-vorm . #### 5.2.1 Mutarotatie De specifieke rotatie van een vers bereide oplossing van een zuiver sacharide verandert met de tijd totdat een evenwicht is bereikt. Dit fenomeen heet mutarotatie en is het gevolg van de omzetting tussen de lineaire en cyclische vormen . #### 5.2.2 Pyranose en Furanose vormen Aldopentosen en aldohexosen kunnen vijfringen (furanose) of zesringen (pyranose) vormen. De pyranose vorm is de meest voorkomende bij aldohexosen. Bij D-glucose komt in water de $\alpha$-D-pyranose vorm voor in 36%, de $\beta$-D-pyranose vorm in 64%, en de lineaire vorm slechts in 0.01%. De $\beta$-D-vorm is energetisch stabieler dan de $\alpha$-D-vorm door de equatoriale positie van de glycosidische hydroxylgroep. De furanose vorm van aldohexosen is energetisch minder gunstig en komt in waterige oplossingen zelden voor (<1%) . Aldopentosen, zoals D-ribose, vormen voornamelijk furanose derivaten door hemiacetalvorming met de C4-OH . Ketohexosen, zoals D-fructose, kunnen pyranose vormen (met C6-OH en keton op C2) of furanose vormen (met C5-OH en keton op C2). De furanose vorm wordt vaker aangetroffen in complexere sachariden . #### 5.2.3 Voorstellingswijzen Lineaire monosachariden worden vaak weergegeven met Fisherprojecties. Cyclische vormen kunnen worden weergegeven met Fisherprojecties, Haworth projecties, en stoelconformaties . * **Fisherprojectie:** Toont de ruimtelijke verdeling van substituenten rond stereogene koolstofatomen . * **Haworth projectie:** Een vereenvoudigde, vlakke weergave van de cyclische structuur. Bij D-sachariden is de glycosidische hydroxylgroep naar onder gericht in de $\alpha$-vorm en naar boven in de $\beta$-vorm . * **Stoelconformatie:** Geeft de werkelijke driedimensionale structuur van de zesring weer . ##### 5.2.3.1 Het anomeer koolstofatoom en de glycosidische hydroxylgroep Het anomeer koolstofatoom is het koolstofatoom in de ring dat met twee zuurstofatomen is verbonden en correspondeert met de carbonylkoolstof in de lineaire vorm. De hydroxylgroep gebonden aan het anomeer koolstofatoom wordt de glycosidische hydroxylgroep genoemd. Deze groep heeft afwijkende chemische eigenschappen en is afwezig in de lineaire vorm . ### 5.3 Reacties van koolhydraten Monosachariden, die voornamelijk in cyclische vormen voorkomen, kunnen reacties vertonen die kenmerkend zijn voor hemiacetalen/hemiketalen, aldehyden/ketonen, en hydroxylgroepen . #### 5.3.1 Reductie van suikers Aldosen en ketosen kunnen gereduceerd worden tot polyalcoholen. De gereduceerde suikers krijgen de uitgang "-itol". Zo worden hexosen gereduceerd tot hexitolen . * D-mannose wordt gereduceerd tot mannitol . * D-glucose wordt gereduceerd tot sorbitol (in plaats van glucitol). Sorbitol is zoeter dan sucrose en minder schadelijk voor het gebit . * De reductie van D-fructose kan leiden tot twee diastereomeren: sorbitol en mannitol . De katalytische hydrogenatie met $\text{H}_2$ gas en een katalysator (Pt, Ni, Pd) is een veelgebruikte methode voor de reductie van carbonylfuncties . #### 5.3.2 Oxidatie van suikers Suikers met een aldehyde groep (aldosen) zijn gemakkelijk te oxideren tot carbonzuren. Deze reactie wordt gebruikt in de Tollens- en Fehlings-testen voor aldehyden . * D-glucose wordt geoxideerd tot D-gluconzuur . Suikers die deze oxidatiereactie kunnen ondergaan, worden reducerende suikers genoemd . > **Tip:** Het is belangrijk om de verschillende vormen van monosachariden (lineair, cyclisch $\alpha$/$\beta$, pyranose/furanose) te kunnen herkennen en hun onderlinge omzettingen te begrijpen, aangezien deze de reactiviteit van koolhydraten bepalen. > **Voorbeeld:** De omzetting van D-glucose naar $\alpha$-D-glucopyranose illustreert hoe de lineaire vorm cycliseert om een zesring te vormen, waarbij het anomeer koolstofatoom ontstaat en de hydroxylgroep op C1 in $\alpha$/$\beta$ positie kan staan. --- ## Veelgemaakte fouten om te vermijden - Bestudeer alle onderwerpen grondig voor examens - Let op formules en belangrijke definities - Oefen met de voorbeelden in elke sectie - Memoriseer niet zonder de onderliggende concepten te begrijpen

| Term | Definition | |------|------------| | Hybridisatie | Een concept in de chemie waarbij atoomorbitalen worden gemengd om nieuwe hybride orbitalen te vormen die geschikter zijn voor de vorming van chemische bindingen. | | Conformationele isomerie | Verschillende ruimtelijke vormen van eenzelfde molecuul die ontstaan als gevolg van rotatie rondom een enkelvoudige binding, zonder dat bindingen gebroken worden. | | Newmanprojectie | Een projectietechniek in de organische chemie om de ruimtelijke structuur rond een enkelvoudige binding weer te geven, waarbij de voorste atoom als een punt en de achterste atoom als een cirkel worden voorgesteld. | | Sterische hinder | De ruimtelijke afstoting tussen substituenten die dicht bij elkaar in een molecuul liggen, wat de stabiliteit en reactiviteit van het molecuul beïnvloedt. | | Stereochemie | Het studiegebied dat zich bezighoudt met de driedimensionale structuur van moleculen en hoe deze structuur de chemische en fysische eigenschappen beïnvloedt. | | Stereo-isomeren | Moleculen die dezelfde brutoformule en sequentie van gebonden atomen hebben, maar verschillen in de driedimensionale rangschikking van hun atomen in de ruimte. | | Chiraliteit | Een eigenschap van moleculen waarbij een molecuul niet identiek is aan zijn spiegelbeeld, vergelijkbaar met de linker- en rechterhand. | | Enantiomeren | Een paar stereo-isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn en niet op elkaar te projecteren zijn. | | Diastereomeren | Stereo-isomeren die geen spiegelbeelden van elkaar zijn, en die verschillen in de configuratie van ten minste één stereogeen centrum. | | Fisherprojectie | Een tweevoudige weergave van stereochemische structuren, waarbij het centrale stereogeen koolstofatoom niet expliciet wordt getoond en horizontale lijnen naar voren wijzen. | | R,S-nomenclatuur | Een systeem voor het benoemen van de absolute configuratie van stereogene centra in moleculen, gebaseerd op de prioriteit van substituenten. | | Carbokation | Een molecuul of ion met een positief geladen koolstofatoom dat slechts zes valentie-elektronen bezit. | | Nucleofiel | Een chemische species die een elektronenpaar kan doneren om een chemische binding te vormen, vaak aangetrokken tot een positief geladen atoomkern. | | Elektrofiel | Een chemische species die een elektronenpaar kan accepteren om een chemische binding te vormen, vaak aangetrokken tot een negatief geladen atoomkern. | | SN2-reactie | Een bimoleculaire nucleofiele substitutiereactie die in één stap verloopt met inversie van configuratie aan het stereogeen centrum. | | SN1-reactie | Een unimoleculaire nucleofiele substitutiereactie die in meerdere stappen verloopt via een carbokation intermediair, zonder stereoselectiviteit. | | E2-eliminatie | Een bimoleculaire eliminatiereactie die in één stap verloopt, waarbij een base een proton onttrekt en de leaving groep tegelijkertijd wordt uitgestoten. | | E1-eliminatie | Een unimoleculaire eliminatiereactie die in meerdere stappen verloopt via een carbokation intermediair. | | Carbonylgroep | Een functionele groep in organische chemie bestaande uit een koolstofatoom dubbel gebonden aan een zuurstofatoom (C=O). | | Carboxylgroep | Een functionele groep bestaande uit een carbonylgroep en een hydroxylgroep (–COOH). | | Aldehyde | Een organische verbinding met een carbonylgroep aan het einde van een koolstofketen (RCHO). | | Keton | Een organische verbinding met een carbonylgroep tussen twee koolstofatomen (RCOR). | | Hemiacetaal | Een verbinding die ontstaat door de reactie van een aldehyde of keton met één molecuul alcohol, waarbij een hydroxylgroep en een alkoxygroep aan hetzelfde koolstofatoom gebonden zijn. | | Acetaal | Een verbinding die ontstaat door de reactie van een aldehyde of keton met twee moleculen alcohol, waarbij twee alkoxygroepen aan hetzelfde koolstofatoom gebonden zijn. | | Imine | Een verbinding met een C=N dubbele binding, gevormd door de reactie van een aldehyde of keton met een primair amine. | | Tautomerie | Het fenomeen waarbij twee of meer isomere vormen van een molecuul in evenwicht zijn en elkaar kunnen omzetten door de verschuiving van een proton en een dubbele binding. | | Aldolcondensatie | Een reactie waarbij twee moleculen van een aldehyde of keton met een -waterstof met elkaar reageren, onder vorming van een -hydroxyaldehyde of -keton, dat vervolgens kan dehydrateren tot een ,-onverzadigd carbonyl. | | Fotosynthese | Het proces waarbij planten zonlicht gebruiken om kooldioxide en water om te zetten in suikers en zuurstof. | | Monosacharide | De eenvoudigste vorm van een koolhydraat, die niet verder gehydrolyseerd kan worden tot kleinere eenheden. | | Aldose | Een monosacharide met een aldehyde functionele groep. | | Ketose | Een monosacharide met een keton functionele groep. | | Pyranose | Een zesringige cyclische vorm van een koolhydraat, afgeleid van pyraan. | | Furanose | Een vijfringige cyclische vorm van een koolhydraat, afgeleid van furaan. | | Mutarotatie | Het verschijnsel waarbij de optische rotatie van een vers bereide oplossing van een zuiver sacharide met de tijd verandert als gevolg van de evenwichtsvorming tussen verschillende cyclische en lineaire vormen. | | Glycosidische hydroxylgroep | De hydroxylgroep die gebonden is aan het anomeer koolstofatoom in de cyclische vorm van een koolhydraat. | | Oxidatiegetal | Een getal dat de mate van oxidatie van een atoom in een molecuul aangeeft, berekend op basis van een conventie over elektronegativiteit. | | Radikaal | Een molecuul of atoom met een ongepaard elektron, wat het zeer reactief maakt. | | Homolytische splitsing | Het symmetrische breken van een covalente binding, waarbij elk atoom één elektron uit het bindingspaar behoudt. | | Heterolytische splitsing | Het asymmetrische breken van een covalente binding, waarbij één atoom beide elektronen uit het bindingspaar behoudt. | | Acylgroep | Een groep die wordt afgeleid van een carbonzuur door het verwijderen van de hydroxylgroep (RCO–). | | Ester | Een organische verbinding die ontstaat door de reactie van een carbonzuur met een alcohol, waarbij de hydroxylgroep van het carbonzuur wordt vervangen door een alkoxygroep. | | Amide | Een organische verbinding die ontstaat door de reactie van een carbonzuur met een amine, waarbij de hydroxylgroep van het carbonzuur wordt vervangen door een aminogroep. | | Fosforylering | De reactie waarbij een fosfaatgroep aan een molecuul wordt toegevoegd. | | Fosfoanhydride | Een binding tussen twee fosfaatgroepen, vergelijkbaar met een zuuranhydride, die veel energie bevat en kan worden gehydrolyseerd. | | ATP | Adenosinetrifosfaat, een energierijke molecule die essentieel is voor veel biologische processen. | | Citraatzuurcyclus | Een reeks chemische reacties die plaatsvindt in de mitochondriën van aerobe organismen, waarbij acetyl-CoA wordt geoxideerd tot kooldioxide, waarbij energie wordt vrijgegeven. | | Vetzuurcyclus | Een serie reacties die betrokken zijn bij de afbraak van vetten tot energie. | | Vetten en oliën | Triglyceriden, esters van glycerol met langeketenvetzuren, die dienen als energieopslag in organismen. | | Glyceriden | Esters van glycerol met vetzuren. | | Celmembranen | Dunnen barrières die de inhoud van een cel omringen en reguleren. | | Fosfaatester | Een ester gevormd tussen fosforzuur en een alcohol. | | Fosfoanhydridebinding | Een chemische binding tussen twee fosfaatgroepen die veel energie bevat. | | Decarboxylatie | Een reactie waarbij een carboxylgroep (–COOH) van een organische verbinding wordt verwijderd in de vorm van kooldioxide (CO2). | | Lacton | Een cyclische ester, gevormd door intramoleculaire verestering van een hydroxycarbonzuur. | | Lactam | Een cyclische amide, gevormd door intramoleculaire amidatie van een aminocarbonzuur. | | Proteïne | Een complex biomolecuul dat bestaat uit een keten van aminozuren, essentieel voor de structuur en functie van cellen en organismen. | | Peptidebinding | De amidebinding die de aminozuren in een proteïne verbindt. | | Hydrolyse | Een chemische reactie waarbij water wordt gebruikt om een verbinding te splitsen. | | Saponificatie | De hydrolyse van een ester in basisch milieu, wat resulteert in een carbonzuurzout en een alcohol. | | Zeep | Een zout van een vetzuur met een lange koolwaterstofketen, met amfifiele eigenschappen. | | Vetzuren | Carbonzuren met lange, alifatische ketens. | | Geur- en smaakstoffen | Vluchtige organische verbindingen die bijdragen aan de aromatische en smaakprofielen van voedsel en dranken. | | Aroma | Het geheel van vluchtige componenten dat verantwoordelijk is voor de geur van een stof. | | Ureum | Een organische verbinding (diamide van koolzuur) die een afbraakproduct is van aminozuurmetabolisme en wordt uitgescheiden via urine. | | Barbituraten | Een klasse van verbindingen afgeleid van barbituurzuur, die gebruikt worden als kalmeringsmiddelen en slaapmiddelen. | | Kation | Een positief geladen ion. | | Anion | Een negatief geladen ion. | | Orthofosfaat | Het anion van fosforzuur (H3PO4). | | Pyrofosfaat | Het anion van pyrofosforzuur (H4P2O7), gevormd door de condensatie van twee orthofosfaatmoleculen. | | Trifosfaat | Het anion van trifosforzuur, gevormd door de condensatie van drie orthofosfaatmoleculen. | | Fosforyleringsreactie | Een reactie waarbij een fosfaatgroep wordt overgedragen op een ander molecuul. | | Glycolyse | Een metabolisch proces waarbij glucose wordt afgebroken tot pyrodruivenzuur, waarbij energie wordt vrijgegeven. | | ADP | Adenosinedifosfaat, een molecule die betrokken is bij energietransport in cellen. | | DNA | Desoxyribonucleïnezuur, de drager van genetische informatie. | | RNA | Ribonucleïnezuur, betrokken bij eiwitsynthese en andere cellulaire processen. | | Furanosevorm | De vijfringige cyclische vorm van een monosacharide. | | Pyranosevorm | De zesringige cyclische vorm van een monosacharide. | | Anomeer koolstofatoom | Het koolstofatoom in de cyclische vorm van een koolhydraat dat verbonden is met twee zuurstofatomen; het is het oorspronkelijke carbonylkoolstofatoom. | | Reducerende suiker | Een suiker die in staat is om een reducerend middel te reduceren, typisch door de aanwezigheid van een aldehyde- of ketongroep die kan oxideren. | | Hexitol | Een suiker die gereduceerd is tot een polyalcohol, met zes koolstofatomen. | | Mannitol | Een hexitol verkregen door reductie van mannose. | | Galactitol | Een hexitol verkregen door reductie van galactose. | | Sorbitol | Een hexitol verkregen door reductie van glucose. | | Tollens test | Een kwalitatieve chemische test die wordt gebruikt om de aanwezigheid van aldehyden aan te tonen. | | Fehlingstest | Een kwalitatieve chemische test die wordt gebruikt om reducerende suikers aan te tonen. | | Lipiden | Een diverse groep van water-onoplosbare organische verbindingen, waaronder vetten, oliën, wassen, steroïden en fosfolipiden. | | Cellulose | Een polysacharide dat de belangrijkste structurele component van plantencellen vormt. | | Chitine | Een polysacharide dat de belangrijkste component van de exoskeletten van insecten en schaaldieren vormt, en ook in de celwanden van schimmels. | | Zetmeel | Een polysacharide dat wordt gebruikt als opslag van glucose in planten. | | Suiker | Een koolhydraat dat oplosbaar is in water en een zoete smaak heeft, zoals glucose, fructose en sucrose. | | Adenosine | Een nucleoside dat bestaat uit adenine gebonden aan ribose. | | Fosforzuur | Een anorganisch zuur met de formule H3PO4, dat een belangrijke rol speelt in biochemische processen. | | Koolzuur | Een zwak zuur met de formule H2CO3, dat ontstaat wanneer kooldioxide in water wordt opgelost. | | Fosgeen | Een kleurloos gas met de formule COCl2, dat zeer giftig is en wordt gebruikt als chemisch reagens. | | Ureïden | Verbindingen die worden gevormd door de acylering van ureum. | | Barbituurzuur | Een organische verbinding die de basis vormt voor de klasse van barbituraat-geneesmiddelen. | | Veronal | Een barbituraat dat werd gebruikt als slaapmiddel. | | Luminal | Een barbituraat dat werd gebruikt als kalmeringsmiddel en slaapmiddel. | | Phanodorm | Een barbituraat dat werd gebruikt als slaapmiddel. | | Lignine | Een complex polymeer dat voorkomt in plantencelwanden en zorgt voor stevigheid en weerstand tegen afbraak. | | Acetylgroep | Een functionele groep met de formule CH3CO-. | | Acylering | Een reactie waarbij een acylgroep wordt overgedragen op een ander molecuul. | | Thioester | Een ester waarbij het zuurstofatoom in de carbonylgroep is vervangen door een zwavelatoom. | | Zuurchloride | Een organische verbinding waarin de hydroxylgroep van een carbonzuur is vervangen door een chlooratoom. | | Zuuranhydride | Een verbinding die wordt gevormd door de condensatie van twee carbonzuurmoleculen met afsplitsing van een watermolecuul. | | Ester | Een organische verbinding die ontstaat uit de reactie van een carbonzuur met een alcohol. | | Amiden | Een klasse van organische verbindingen die worden gekenmerkt door de aanwezigheid van een aminogroep gebonden aan een carbonylgroep. | | Chloroformiaat | Een ester van chloormierenzuur, die zowel een ester- als een zuurchloridegroep bevat. | | Dialkylcarbonaat | Een ester van koolzuur waarin beide hydroxylgroepen van koolzuur zijn vervangen door alkylgroepen. | | Alkylcarbamaten | Esters van carbaminezuur, gevormd door de reactie van chloroformiaten met ammoniak. | | Ureïden | Verbindingen gevormd door de reactie van ureum met acyl- of alkylgroepen. | | Barbituraten | Geneesmiddelen die afgeleid zijn van barbituurzuur, gebruikt als sedativa, hypnotica en anticonvulsanten. | | Malonzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-CH2-COOH. | | Barbituurzuur | Een organische verbinding die de basis vormt voor de klasse van barbituraat-geneesmiddelen. | | Veronal | Een barbituraat dat werd gebruikt als slaapmiddel. | | Luminal | Een barbituraat dat werd gebruikt als kalmeringsmiddel en slaapmiddel. | | Phanodorm | Een barbituraat dat werd gebruikt als slaapmiddel. | | Ketocarbonzuur | Een molecuul dat zowel een keton- als een carbonzuurgroep bevat. | | Succinaat | Het zout of ester van barnsteenzuur. | | Glutamaat | Het zout of ester van glutaminezuur. | | Formiaat | Het zout of ester van mierenzuur. | | Acetaat | Het zout of ester van azijnzuur. | | Butyraat | Het zout of ester van boterzuur. | | Methaanzuur | Mierenzuur, het eenvoudigste carbonzuur. | | Ethaanzuur | Azijnzuur, het tweede eenvoudigste carbonzuur. | | Propaanzuur | Propionzuur, het derde eenvoudigste carbonzuur. | | Butaanzuur | Boterzuur, het vierde eenvoudigste carbonzuur. | | Pentaanzuur | Valeriaanzuur, het vijfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexaanzuur | Capronzuur, het zesde eenvoudigste carbonzuur. | | Heptaanzuur | Het zevende eenvoudigste carbonzuur. | | Octaanzuur | Caprylzuur, het achtste eenvoudigste carbonzuur. | | Dodecaanzuur | Laurinezuur, het twaalfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexadecaanzuur | Palmitinezuur, het zestiende eenvoudigste carbonzuur. | | Octadecaanzuur | Stearinezuur, het achttiende eenvoudigste carbonzuur. | | Icosaanzuur | Arachidonzuur, het twintigste eenvoudigste carbonzuur. | | Oxaalzuur | Het eenvoudigste dicarbonzuur. | | Malonzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-CH2-COOH. | | Barnsteenzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)2-COOH. | | Glutaarzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)3-COOH. | | Adipinezuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)4-COOH. | | Palmitoleïnezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Oliezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Linolzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | Linoleenzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | R-configuratie | De configuratie van een stereogeen centrum volgens de R,S-nomenclatuur, afgeleid van het Latijnse 'rectus' (rechts). | | S-configuratie | De configuratie van een stereogeen centrum volgens de R,S-nomenclatuur, afgeleid van het Latijnse 'sinister' (links). | | Mesovorm | Een achirale stereo-isomeer van een molecuul met meerdere stereogene centra, die een intern spiegelvlak bezit. | | Racemaat | Een equimolair mengsel van twee enantiomeren. | | Ibuprofen | Een niet-steroïdaal anti-inflammatoir geneesmiddel (NSAID). | | Naproxen | Een niet-steroïdaal anti-inflammatoir geneesmiddel (NSAID). | | L-aminozuren | Amino's waarvan de -koolstofatoom de L-configuratie heeft, en die de bouwstenen zijn van eiwitten. | | D-suikers | Monosachariden waarvan het voorlaatste stereogeen koolstofatoom de D-configuratie heeft. | | L-suikers | Monosachariden waarvan het voorlaatste stereogeen koolstofatoom de L-configuratie heeft. | | L-Dopa | Levogyratory DOPA, een precursor van dopamine, gebruikt bij de behandeling van Parkinson. | | Parkinson | Een neurodegeneratieve ziekte die voornamelijk wordt gekenmerkt door tremor, stijfheid en bradykinesie. | | Thalidomide | Een sedatief medicijn dat in de jaren 1960 werd voorgeschreven aan zwangere vrouwen, maar teratogene effecten had. | | Softenon | De merknaam van Thalidomide in Nederland. | | DNA | Desoxyribonucleïnezuur, het molecuul dat genetische informatie draagt. | | Limoneen | Een cyclisch monoterpeen met twee enantiomeren, die kenmerkende geuren hebben. | | Receptor | Een molecuul op het celoppervlak dat specifieke signalen bindt en doorgeeft. | | Vitamine E | Een groep in vet oplosbare verbindingen met antioxidante eigenschappen. | | Tocopherolen | Een klasse van vitamine E-verbindingen. | | Tocotriënen | Een klasse van vitamine E-verbindingen. | | -tocoferol | De meest actieve vorm van vitamine E. | | RRR--tocoferol | De natuurlijke, biologisch actieve vorm van -tocoferol. | | all-rac-alfa-tocoferol | Een racemisch mengsel van alle acht enantiomeren van -tocoferol. | | Antioxidant | Een stof die cellen beschermt tegen schade veroorzaakt door vrije radicalen. | | Gluthathion | Een tripeptide die fungeert als een belangrijk antioxidant in het lichaam. | | Gereduceerd glutathion (GSH) | De actieve, gereduceerde vorm van glutathion. | | Gereduceerd glutathion (GSSG) | De geoxideerde vorm van glutathion. | | NADPH | Nicotinamide-adenine-dinucleotide-fosfaat, een co-enzym dat betrokken is bij reductie reacties. | | Glutathionreductase | Een enzym dat de reductie van GSSG tot GSH katalyseert. | | Vrije radicalen | Moleculen met een ongepaard elektron, die zeer reactief zijn en cel schade kunnen veroorzaken. | | Oxidatieve ademhaling | Het proces waarbij cellen energie vrijmaken uit voedselmoleculen. | | Succinaat | Het zout of ester van barnsteenzuur. | | Glutamaat | Het zout of ester van glutaminezuur. | | Formiaat | Het zout of ester van mierenzuur. | | Acetaat | Het zout of ester van azijnzuur. | | Butyraat | Het zout of ester van boterzuur. | | Methaanzuur | Mierenzuur, het eenvoudigste carbonzuur. | | Ethaanzuur | Azijnzuur, het tweede eenvoudigste carbonzuur. | | Propaanzuur | Propionzuur, het derde eenvoudigste carbonzuur. | | Butaanzuur | Boterzuur, het vierde eenvoudigste carbonzuur. | | Pentaanzuur | Valeriaanzuur, het vijfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexaanzuur | Capronzuur, het zesde eenvoudigste carbonzuur. | | Heptaanzuur | Het zevende eenvoudigste carbonzuur. | | Octaanzuur | Caprylzuur, het achtste eenvoudigste carbonzuur. | | Dodecaanzuur | Laurinezuur, het twaalfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexadecaanzuur | Palmitinezuur, het zestiende eenvoudigste carbonzuur. | | Octadecaanzuur | Stearinezuur, het achttiende eenvoudigste carbonzuur. | | Icosaanzuur | Arachidonzuur, het twintigste eenvoudigste carbonzuur. | | Oxaalzuur | Het eenvoudigste dicarbonzuur. | | Malonzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-CH2-COOH. | | Barnsteenzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)2-COOH. | | Glutaarzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)3-COOH. | | Adipinezuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)4-COOH. | | Palmitoleïnezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Oliezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Linolzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | Linoleenzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | R-configuratie | De configuratie van een stereogeen centrum volgens de R,S-nomenclatuur, afgeleid van het Latijnse 'rectus' (rechts). | | S-configuratie | De configuratie van een stereogeen centrum volgens de R,S-nomenclatuur, afgeleid van het Latijnse 'sinister' (links). | | Mesovorm | Een achirale stereo-isomeer van een molecuul met meerdere stereogene centra, die een intern spiegelvlak bezit. | | Racemaat | Een equimolair mengsel van twee enantiomeren. | | Ibuprofen | Een niet-steroïdaal anti-inflammatoir geneesmiddel (NSAID). | | Naproxen | Een niet-steroïdaal anti-inflammatoir geneesmiddel (NSAID). | | L-aminozuren | Amino's waarvan de -koolstofatoom de L-configuratie heeft, en die de bouwstenen zijn van eiwitten. | | D-suikers | Monosachariden waarvan het voorlaatste stereogeen koolstofatoom de D-configuratie heeft. | | L-suikers | Monosachariden waarvan het voorlaatste stereogeen koolstofatoom de L-configuratie heeft. | | L-Dopa | Levogyratory DOPA, een precursor van dopamine, gebruikt bij de behandeling van Parkinson. | | Parkinson | Een neurodegeneratieve ziekte die voornamelijk wordt gekenmerkt door tremor, stijfheid en bradykinesie. | | Thalidomide | Een sedatief medicijn dat in de jaren 1960 werd voorgeschreven aan zwangere vrouwen, maar teratogene effecten had. | | Softenon | De merknaam van Thalidomide in Nederland. | | DNA | Desoxyribonucleïnezuur, het molecuul dat genetische informatie draagt. | | Limoneen | Een cyclisch monoterpeen met twee enantiomeren, die kenmerkende geuren hebben. | | Receptor | Een molecuul op het celoppervlak dat specifieke signalen bindt en doorgeeft. | | Vitamine E | Een groep in vet oplosbare verbindingen met antioxidante eigenschappen. | | Tocopherolen | Een klasse van vitamine E-verbindingen. | | Tocotriënen | Een klasse van vitamine E-verbindingen. | | -tocoferol | De meest actieve vorm van vitamine E. | | RRR--tocoferol | De natuurlijke, biologisch actieve vorm van -tocoferol. | | all-rac-alfa-tocoferol | Een racemisch mengsel van alle acht enantiomeren van -tocoferol. | | Antioxidant | Een stof die cellen beschermt tegen schade veroorzaakt door vrije radicalen. | | Gluthathion | Een tripeptide die fungeert als een belangrijk antioxidant in het lichaam. | | Gereduceerd glutathion (GSH) | De actieve, gereduceerde vorm van glutathion. | | Gereduceerd glutathion (GSSG) | De geoxideerde vorm van glutathion. | | NADPH | Nicotinamide-adenine-dinucleotide-fosfaat, een co-enzym dat betrokken is bij reductie reacties. | | Glutathionreductase | Een enzym dat de reductie van GSSG tot GSH katalyseert. | | Vrije radicalen | Moleculen met een ongepaard elektron, die zeer reactief zijn en cel schade kunnen veroorzaken. | | Oxidatieve ademhaling | Het proces waarbij cellen energie vrijmaken uit voedselmoleculen. | | Succinaat | Het zout of ester van barnsteenzuur. | | Glutamaat | Het zout of ester van glutaminezuur. | | Formiaat | Het zout of ester van mierenzuur. | | Acetaat | Het zout of ester van azijnzuur. | | Butyraat | Het zout of ester van boterzuur. | | Methaanzuur | Mierenzuur, het eenvoudigste carbonzuur. | | Ethaanzuur | Azijnzuur, het tweede eenvoudigste carbonzuur. | | Propaanzuur | Propionzuur, het derde eenvoudigste carbonzuur. | | Butaanzuur | Boterzuur, het vierde eenvoudigste carbonzuur. | | Pentaanzuur | Valeriaanzuur, het vijfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexaanzuur | Capronzuur, het zesde eenvoudigste carbonzuur. | | Heptaanzuur | Het zevende eenvoudigste carbonzuur. | | Octaanzuur | Caprylzuur, het achtste eenvoudigste carbonzuur. | | Dodecaanzuur | Laurinezuur, het twaalfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexadecaanzuur | Palmitinezuur, het zestiende eenvoudigste carbonzuur. | | Octadecaanzuur | Stearinezuur, het achttiende eenvoudigste carbonzuur. | | Icosaanzuur | Arachidonzuur, het twintigste eenvoudigste carbonzuur. | | Oxaalzuur | Het eenvoudigste dicarbonzuur. | | Malonzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-CH2-COOH. | | Barnsteenzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)2-COOH. | | Glutaarzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)3-COOH. | | Adipinezuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)4-COOH. | | Palmitoleïnezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Oliezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Linolzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | Linoleenzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | R-configuratie | De configuratie van een stereogeen centrum volgens de R,S-nomenclatuur, afgeleid van het Latijnse 'rectus' (rechts). | | S-configuratie | De configuratie van een stereogeen centrum volgens de R,S-nomenclatuur, afgeleid van het Latijnse 'sinister' (links). | | Mesovorm | Een achirale stereo-isomeer van een molecuul met meerdere stereogene centra, die een intern spiegelvlak bezit. | | Racemaat | Een equimolair mengsel van twee enantiomeren. | | Ibuprofen | Een niet-steroïdaal anti-inflammatoir geneesmiddel (NSAID). | | Naproxen | Een niet-steroïdaal anti-inflammatoir geneesmiddel (NSAID). | | L-aminozuren | Amino's waarvan de -koolstofatoom de L-configuratie heeft, en die de bouwstenen zijn van eiwitten. | | D-suikers | Monosachariden waarvan het voorlaatste stereogeen koolstofatoom de D-configuratie heeft. | | L-suikers | Monosachariden waarvan het voorlaatste stereogeen koolstofatoom de L-configuratie heeft. | | L-Dopa | Levogyratory DOPA, een precursor van dopamine, gebruikt bij de behandeling van Parkinson. | | Parkinson | Een neurodegeneratieve ziekte die voornamelijk wordt gekenmerkt door tremor, stijfheid en bradykinesie. | | Thalidomide | Een sedatief medicijn dat in de jaren 1960 werd voorgeschreven aan zwangere vrouwen, maar teratogene effecten had. | | Softenon | De merknaam van Thalidomide in Nederland. | | DNA | Desoxyribonucleïnezuur, het molecuul dat genetische informatie draagt. | | Limoneen | Een cyclisch monoterpeen met twee enantiomeren, die kenmerkende geuren hebben. | | Receptor | Een molecuul op het celoppervlak dat specifieke signalen bindt en doorgeeft. | | Vitamine E | Een groep in vet oplosbare verbindingen met antioxidante eigenschappen. | | Tocopherolen | Een klasse van vitamine E-verbindingen. | | Tocotriënen | Een klasse van vitamine E-verbindingen. | | -tocoferol | De meest actieve vorm van vitamine E. | | RRR--tocoferol | De natuurlijke, biologisch actieve vorm van -tocoferol. | | all-rac-alfa-tocoferol | Een racemisch mengsel van alle acht enantiomeren van -tocoferol. | | Antioxidant | Een stof die cellen beschermt tegen schade veroorzaakt door vrije radicalen. | | Gluthathion | Een tripeptide die fungeert als een belangrijk antioxidant in het lichaam. | | Gereduceerd glutathion (GSH) | De actieve, gereduceerde vorm van glutathion. | | Gereduceerd glutathion (GSSG) | De geoxideerde vorm van glutathion. | | NADPH | Nicotinamide-adenine-dinucleotide-fosfaat, een co-enzym dat betrokken is bij reductie reacties. | | Glutathionreductase | Een enzym dat de reductie van GSSG tot GSH katalyseert. | | Vrije radicalen | Moleculen met een ongepaard elektron, die zeer reactief zijn en cel schade kunnen veroorzaken. | | Oxidatieve ademhaling | Het proces waarbij cellen energie vrijmaken uit voedselmoleculen. | | Succinaat | Het zout of ester van barnsteenzuur. | | Glutamaat | Het zout of ester van glutaminezuur. | | Formiaat | Het zout of ester van mierenzuur. | | Acetaat | Het zout of ester van azijnzuur. | | Butyraat | Het zout of ester van boterzuur. | | Methaanzuur | Mierenzuur, het eenvoudigste carbonzuur. | | Ethaanzuur | Azijnzuur, het tweede eenvoudigste carbonzuur. | | Propaanzuur | Propionzuur, het derde eenvoudigste carbonzuur. | | Butaanzuur | Boterzuur, het vierde eenvoudigste carbonzuur. | | Pentaanzuur | Valeriaanzuur, het vijfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexaanzuur | Capronzuur, het zesde eenvoudigste carbonzuur. | | Heptaanzuur | Het zevende eenvoudigste carbonzuur. | | Octaanzuur | Caprylzuur, het achtste eenvoudigste carbonzuur. | | Dodecaanzuur | Laurinezuur, het twaalfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexadecaanzuur | Palmitinezuur, het zestiende eenvoudigste carbonzuur. | | Octadecaanzuur | Stearinezuur, het achttiende eenvoudigste carbonzuur. | | Icosaanzuur | Arachidonzuur, het twintigste eenvoudigste carbonzuur. | | Oxaalzuur | Het eenvoudigste dicarbonzuur. | | Malonzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-CH2-COOH. | | Barnsteenzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)2-COOH. | | Glutaarzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)3-COOH. | | Adipinezuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)4-COOH. | | Palmitoleïnezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Oliezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Linolzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | Linoleenzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | R-configuratie | De configuratie van een stereogeen centrum volgens de R,S-nomenclatuur, afgeleid van het Latijnse 'rectus' (rechts). | | S-configuratie | De configuratie van een stereogeen centrum volgens de R,S-nomenclatuur, afgeleid van het Latijnse 'sinister' (links). | | Mesovorm | Een achirale stereo-isomeer van een molecuul met meerdere stereogene centra, die een intern spiegelvlak bezit. | | Racemaat | Een equimolair mengsel van twee enantiomeren. | | Ibuprofen | Een niet-steroïdaal anti-inflammatoir geneesmiddel (NSAID). | | Naproxen | Een niet-steroïdaal anti-inflammatoir geneesmiddel (NSAID). | | L-aminozuren | Amino's waarvan de -koolstofatoom de L-configuratie heeft, en die de bouwstenen zijn van eiwitten. | | D-suikers | Monosachariden waarvan het voorlaatste stereogeen koolstofatoom de D-configuratie heeft. | | L-suikers | Monosachariden waarvan het voorlaatste stereogeen koolstofatoom de L-configuratie heeft. | | L-Dopa | Levogyratory DOPA, een precursor van dopamine, gebruikt bij de behandeling van Parkinson. | | Parkinson | Een neurodegeneratieve ziekte die voornamelijk wordt gekenmerkt door tremor, stijfheid en bradykinesie. | | Thalidomide | Een sedatief medicijn dat in de jaren 1960 werd voorgeschreven aan zwangere vrouwen, maar teratogene effecten had. | | Softenon | De merknaam van Thalidomide in Nederland. | | DNA | Desoxyribonucleïnezuur, het molecuul dat genetische informatie draagt. | | Limoneen | Een cyclisch monoterpeen met twee enantiomeren, die kenmerkende geuren hebben. | | Receptor | Een molecuul op het celoppervlak dat specifieke signalen bindt en doorgeeft. | | Vitamine E | Een groep in vet oplosbare verbindingen met antioxidante eigenschappen. | | Tocopherolen | Een klasse van vitamine E-verbindingen. | | Tocotriënen | Een klasse van vitamine E-verbindingen. | | -tocoferol | De meest actieve vorm van vitamine E. | | RRR--tocoferol | De natuurlijke, biologisch actieve vorm van -tocoferol. | | all-rac-alfa-tocoferol | Een racemisch mengsel van alle acht enantiomeren van -tocoferol. | | Antioxidant | Een stof die cellen beschermt tegen schade veroorzaakt door vrije radicalen. | | Gluthathion | Een tripeptide die fungeert als een belangrijk antioxidant in het lichaam. | | Gereduceerd glutathion (GSH) | De actieve, gereduceerde vorm van glutathion. | | Gereduceerd glutathion (GSSG) | De geoxideerde vorm van glutathion. | | NADPH | Nicotinamide-adenine-dinucleotide-fosfaat, een co-enzym dat betrokken is bij reductie reacties. | | Glutathionreductase | Een enzym dat de reductie van GSSG tot GSH katalyseert. | | Vrije radicalen | Moleculen met een ongepaard elektron, die zeer reactief zijn en cel schade kunnen veroorzaken. | | Oxidatieve ademhaling | Het proces waarbij cellen energie vrijmaken uit voedselmoleculen. | | Succinaat | Het zout of ester van barnsteenzuur. | | Glutamaat | Het zout of ester van glutaminezuur. | | Formiaat | Het zout of ester van mierenzuur. | | Acetaat | Het zout of ester van azijnzuur. | | Butyraat | Het zout of ester van boterzuur. | | Methaanzuur | Mierenzuur, het eenvoudigste carbonzuur. | | Ethaanzuur | Azijnzuur, het tweede eenvoudigste carbonzuur. | | Propaanzuur | Propionzuur, het derde eenvoudigste carbonzuur. | | Butaanzuur | Boterzuur, het vierde eenvoudigste carbonzuur. | | Pentaanzuur | Valeriaanzuur, het vijfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexaanzuur | Capronzuur, het zesde eenvoudigste carbonzuur. | | Heptaanzuur | Het zevende eenvoudigste carbonzuur. | | Octaanzuur | Caprylzuur, het achtste eenvoudigste carbonzuur. | | Dodecaanzuur | Laurinezuur, het twaalfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexadecaanzuur | Palmitinezuur, het zestiende eenvoudigste carbonzuur. | | Octadecaanzuur | Stearinezuur, het achttiende eenvoudigste carbonzuur. | | Icosaanzuur | Arachidonzuur, het twintigste eenvoudigste carbonzuur. | | Oxaalzuur | Het eenvoudigste dicarbonzuur. | | Malonzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-CH2-COOH. | | Barnsteenzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)2-COOH. | | Glutaarzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)3-COOH. | | Adipinezuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)4-COOH. | | Palmitoleïnezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Oliezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Linolzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | Linoleenzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | R-configuratie | De configuratie van een stereogeen centrum volgens de R,S-nomenclatuur, afgeleid van het Latijnse 'rectus' (rechts). | | S-configuratie | De configuratie van een stereogeen centrum volgens de R,S-nomenclatuur, afgeleid van het Latijnse 'sinister' (links). | | Mesovorm | Een achirale stereo-isomeer van een molecuul met meerdere stereogene centra, die een intern spiegelvlak bezit. | | Racemaat | Een equimolair mengsel van twee enantiomeren. | | Ibuprofen | Een niet-steroïdaal anti-inflammatoir geneesmiddel (NSAID). | | Naproxen | Een niet-steroïdaal anti-inflammatoir geneesmiddel (NSAID). | | L-aminozuren | Amino's waarvan de -koolstofatoom de L-configuratie heeft, en die de bouwstenen zijn van eiwitten. | | D-suikers | Monosachariden waarvan het voorlaatste stereogeen koolstofatoom de D-configuratie heeft. | | L-suikers | Monosachariden waarvan het voorlaatste stereogeen koolstofatoom de L-configuratie heeft. | | L-Dopa | Levogyratory DOPA, een precursor van dopamine, gebruikt bij de behandeling van Parkinson. | | Parkinson | Een neurodegeneratieve ziekte die voornamelijk wordt gekenmerkt door tremor, stijfheid en bradykinesie. | | Thalidomide | Een sedatief medicijn dat in de jaren 1960 werd voorgeschreven aan zwangere vrouwen, maar teratogene effecten had. | | Softenon | De merknaam van Thalidomide in Nederland. | | DNA | Desoxyribonucleïnezuur, het molecuul dat genetische informatie draagt. | | Limoneen | Een cyclisch monoterpeen met twee enantiomeren, die kenmerkende geuren hebben. | | Receptor | Een molecuul op het celoppervlak dat specifieke signalen bindt en doorgeeft. | | Vitamine E | Een groep in vet oplosbare verbindingen met antioxidante eigenschappen. | | Tocopherolen | Een klasse van vitamine E-verbindingen. | | Tocotriënen | Een klasse van vitamine E-verbindingen. | | -tocoferol | De meest actieve vorm van vitamine E. | | RRR--tocoferol | De natuurlijke, biologisch actieve vorm van -tocoferol. | | all-rac-alfa-tocoferol | Een racemisch mengsel van alle acht enantiomeren van -tocoferol. | | Antioxidant | Een stof die cellen beschermt tegen schade veroorzaakt door vrije radicalen. | | Gluthathion | Een tripeptide die fungeert als een belangrijk antioxidant in het lichaam. | | Gereduceerd glutathion (GSH) | De actieve, gereduceerde vorm van glutathion. | | Gereduceerd glutathion (GSSG) | De geoxideerde vorm van glutathion. | | NADPH | Nicotinamide-adenine-dinucleotide-fosfaat, een co-enzym dat betrokken is bij reductie reacties. | | Glutathionreductase | Een enzym dat de reductie van GSSG tot GSH katalyseert. | | Vrije radicalen | Moleculen met een ongepaard elektron, die zeer reactief zijn en cel schade kunnen veroorzaken. | | Oxidatieve ademhaling | Het proces waarbij cellen energie vrijmaken uit voedselmoleculen. | | Succinaat | Het zout of ester van barnsteenzuur. | | Glutamaat | Het zout of ester van glutaminezuur. | | Formiaat | Het zout of ester van mierenzuur. | | Acetaat | Het zout of ester van azijnzuur. | | Butyraat | Het zout of ester van boterzuur. | | Methaanzuur | Mierenzuur, het eenvoudigste carbonzuur. | | Ethaanzuur | Azijnzuur, het tweede eenvoudigste carbonzuur. | | Propaanzuur | Propionzuur, het derde eenvoudigste carbonzuur. | | Butaanzuur | Boterzuur, het vierde eenvoudigste carbonzuur. | | Pentaanzuur | Valeriaanzuur, het vijfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexaanzuur | Capronzuur, het zesde eenvoudigste carbonzuur. | | Heptaanzuur | Het zevende eenvoudigste carbonzuur. | | Octaanzuur | Caprylzuur, het achtste eenvoudigste carbonzuur. | | Dodecaanzuur | Laurinezuur, het twaalfde eenvoudigste carbonzuur. | | Hexadecaanzuur | Palmitinezuur, het zestiende eenvoudigste carbonzuur. | | Octadecaanzuur | Stearinezuur, het achttiende eenvoudigste carbonzuur. | | Icosaanzuur | Arachidonzuur, het twintigste eenvoudigste carbonzuur. | | Oxaalzuur | Het eenvoudigste dicarbonzuur. | | Malonzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-CH2-COOH. | | Barnsteenzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)2-COOH. | | Glutaarzuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)3-COOH. | | Adipinezuur | Een dicarbonzuur met de formule HOOC-(CH2)4-COOH. | | Palmitoleïnezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Oliezuur | Een onverzadigd vetzuur. | | Linolzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. | | Linoleenzuur | Een meervoudig onverzadigd vetzuur. |

# Reaktionskinetik und Mechanismen chemischer Reaktionen Die Reaktionskinetik untersucht die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen und die zugrunde liegenden Mechanismen, wobei sie sich von der Thermodynamik unterscheidet, die Aussagen über Stabilität und Triebkraft macht [1](#page=1). ### 1.1 Thermodynamik vs. Kinetik Die Thermodynamik sagt aus, ob eine Reaktion möglich ist und wie weit sie abläuft, aber nicht, wie schnell sie stattfindet. Die Reaktionskinetik beschäftigt sich genau damit: der Geschwindigkeit, mit der thermodynamisch vorhersagbare Zustandsänderungen erfolgen. Es besteht kein direkter Zusammenhang zwischen der thermodynamischen Triebkraft und der Reaktionsgeschwindigkeit, da die Kinetik vom Reaktionsweg abhängt. Aus der gemessenen Reaktionsgeschwindigkeit kann man auf den Reaktionsweg, also den Mechanismus, schließen [1](#page=1). #### 1.1.1 Thermodynamische vs. kinetische Stabilität Es ist wichtig, zwischen thermodynamischer und kinetischer Stabilität zu unterscheiden. Ein **thermodynamisch stabiles System** ist im Gleichgewicht, während ein **kinetisch stabiles System** (reaktionsträges System) zwar thermodynamisch instabil sein kann, aber eine hohe Aktivierungsenergie erfordert, um zu reagieren. Umgekehrt ist ein **thermodynamisch instabiles System** energetisch ungünstig, kann aber **kinetisch labil** (reaktionsfähig) sein, wenn die Aktivierungsenergie gering ist und die Reaktion schnell abläuft [2](#page=2). > **Tipp:** Die Gleichgewichtskonstante (K) kann als Stabilitätskonstante einer Verbindung betrachtet werden [2](#page=2). ### 1.2 Die Reaktionsgeschwindigkeit v Die Reaktionsgeschwindigkeit $v$ gibt an, wie schnell sich die Konzentrationen der Reaktanten oder Produkte über die Zeit ändern. Für eine allgemeine Reaktion der Form $a \text{A} + b \text{B} \rightarrow c \text{C} + d \text{D}$ wird die Reaktionsgeschwindigkeit wie folgt definiert [3](#page=3): $$ v = -\frac{1}{a}\frac{d[\text{A}]}{dt} = -\frac{1}{b}\frac{d[\text{B}]}{dt} = \frac{1}{c}\frac{d[\text{C}]}{dt} = \frac{1}{d}\frac{d[\text{D}]}{dt} $$ [3](#page=3). Bei Gasreaktionen werden anstelle der Konzentrationen die Partialdrucke verwendet: $$ v = -\frac{1}{2}\frac{d(p_{\text{H}_2})}{dt} = -\frac{1}{1}\frac{d(p_{\text{Br}_2})}{dt} = \frac{1}{2}\frac{d(p_{\text{HBr}})}{dt} $$ für die Reaktion $\text{H}_2(\text{g}) + \text{Br}_2(\text{g}) \rightarrow 2 \text{HBr}(\text{g})$ [3](#page=3). ### 1.3 Das Kollisionsmodell Chemische Reaktionen treten auf, wenn die beteiligten Teilchen zusammenstoßen. Die Wahrscheinlichkeit von Zusammenstößen hängt von den Konzentrationen der Reaktanten ab. In homogenen Systemen (Gas- oder Lösungsphase) beträgt die Kollisionszahl für zwei Reaktionspartner mit 1 M Konzentration etwa $10^{11}$ pro Sekunde [3](#page=3). Nicht jeder Zusammenstoß führt jedoch zu einer Reaktion. Zwei Hauptgründe hierfür sind: 1. **Orientierung:** Es ist eine bestimmte räumliche Orientierung der Moleküle beim Zusammenstoß notwendig (sterischer Faktor $P < 1$) [4](#page=4). 2. **Energie:** Die Teilchen müssen über eine ausreichende kinetische Energie verfügen, um eine Energiebarriere, die sogenannte Aktivierungsenergie ($E_A$), zu überwinden. Dies wird durch die Boltzmann-Verteilung beschrieben: $\Delta N = N \cdot e^{-E_A / RT}$. Der Faktor $e^{-E_A / RT}$ erklärt die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur [4](#page=4). Die Geschwindigkeitskonstante $k$ lässt sich unter Berücksichtigung dieser Faktoren nach der Arrhenius-Gleichung formulieren: $$ k = P \cdot k_{\text{max}} \cdot e^{-E_A / RT} $$ [4](#page=4). Wenn $E_A = 0$ und $P = 1$, erreicht $k$ den theoretisch höchsten Wert $k_{\text{max}}$ (ca. $10^{11} \text{ M}^{-1}\text{s}^{-1}$). Solche Reaktionen werden als diffusionskontrolliert bezeichnet [4](#page=4). ### 1.4 Zeitgesetze Zeitgesetze beschreiben die Konzentrationsabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit und ergeben sich für Elementarschritte [5](#page=5). #### 1.4.1 Monomolekulare Reaktionen Monomolekulare Reaktionen beinhalten den Zerfall oder die Umlagerung eines einzelnen Moleküls: $\text{AB} \rightarrow \text{A} + \text{B}$ [5](#page=5). Das Geschwindigkeitsgesetz ist: $$ v = -\frac{d[\text{AB}]}{dt} = k[\text{AB}] $$ [5](#page=5). Dies ist eine Reaktion 1. Ordnung. Die integrierte Form des Zeitgesetzes lautet [5](#page=5): $$ \ln c = \ln c_0 - k t $$ oder $$ c = c_0 \cdot e^{-kt} $$ [6](#page=6). Dabei ist $c$ die Konzentration zur Zeit $t$ und $c_0$ die Anfangskonzentration (#page=5, 6). Die Halbwertszeit ($t_{1/2}$) für monomolekulare Reaktionen ist konstant und beträgt [5](#page=5) [6](#page=6): $$ t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k} \approx \frac{0.693}{k} $$ [6](#page=6). #### 1.4.2 Bimolekulare Reaktionen Bimolekulare Reaktionen beinhalten die Reaktion von zwei Teilchen: $\text{A} + \text{B} \rightarrow \text{AB}$ [6](#page=6). Das Geschwindigkeitsgesetz ist: $$ v = -\frac{d[\text{A}]}{dt} = -\frac{d[\text{B}]}{dt} = k[\text{A}][\text{B}] $$ [6](#page=6). Dies ist eine Reaktion 2. Ordnung. Wenn die Anfangskonzentrationen von A und B gleich sind ($[\text{A}]_0 = [\text{B}]_0 = c_0$), lautet das integrierte Zeitgesetz [6](#page=6): $$ \frac{1}{c} - \frac{1}{c_0} = kt $$ [7](#page=7). Die Halbwertszeit für diese Reaktion ist von der Anfangskonzentration abhängig: $$ t_{1/2} = \frac{1}{k \cdot c_0} $$ [7](#page=7). #### 1.4.3 Reaktionsordnung und Reaktionsmechanismus Chemische Reaktionen setzen sich oft aus mehreren Elementarschritten zusammen. Die experimentell ermittelte Konzentrationsabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit wird durch die **Reaktionsordnung** charakterisiert. Für ein experimentelles Zeitgesetz der Form $v = k[\text{A}]^x[\text{B}]^y$ ist die Gesamtordnung der Reaktion $(x + y)$ [7](#page=7). > **Tipp:** Die Reaktionsordnung lässt sich gut durch graphische Auftragung der integrierten Zeitgesetze bestimmen, indem man prüft, welche Auftragung eine Gerade ergibt [8](#page=8). Der **Reaktionsmechanismus** ist die molekulare Interpretation der kinetischen Beobachtungen und stellt eine Hypothese dar, im Gegensatz zur Kinetik, die auf experimentellen Tatsachen beruht. Die meisten Reaktionen bestehen aus mehreren Elementarschritten (monomolekular und bimolekular) [8](#page=8). Ein langsamer Schritt in einem Reaktionsmechanismus, der sogenannte geschwindigkeitsbestimmende Schritt, bestimmt die Geschwindigkeit der Gesamtreaktion. Das Geschwindigkeitsgesetz entspricht dann nicht mehr der Stöchiometrie der Gesamtreaktion [8](#page=8). Schnelle, vorgelagerte Gleichgewichtsreaktionen können ebenfalls in das Geschwindigkeitsgesetz eingehen [9](#page=9). > **Beispiel:** Für die Reaktion $\text{ClO}^- + 2 \text{I}^- + 2 \text{H}^+ \rightarrow \text{Cl}^- + \text{I}_2 + \text{H}_2\text{O}$ wurde das Geschwindigkeitsgesetz $v = k[\text{ClO}^-][\text{I}^-][\text{H}^+]$ ermittelt [9](#page=9). #### 1.4.4 Pseudoordnung Wenn ein oder mehrere Reaktanden in sehr großem Überschuss vorliegen, ändern sich ihre Konzentrationen während der Reaktion kaum. Dies kann dazu führen, dass die Reaktionsgeschwindigkeit scheinbar nur von den Konzentrationen der übrigen Reaktionspartner abhängt. Es liegt dann eine **Pseudoordnung** vor [9](#page=9). > **Beispiel:** Bei der Hydrolyse in wässriger Lösung ist die Wasserkonzentration konstant. Eine Reaktion wie die Hydrolyse von $\text{NCl}_3$ ($\text{NCl}_3 + 3 \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{NH}_3 + 3 \text{HOCl}$) zeigt experimentell ein Geschwindigkeitsgesetz der Form $v = k[\text{NCl}_3]$, obwohl sie eigentlich bimolekular ist und Wasser beteiligt ist. Sie verhält sich pseudo-1. Ordnung [10](#page=10). Mögliche Mechanismen für die Hydrolyse von RCl ($\text{RCl} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{R-OH} + \text{H}^+ + \text{Cl}^-$) sind: * Dissoziativer Mechanismus [10](#page=10). * Assoziativer Mechanismus mit Zwischenprodukt [10](#page=10). * Bimolekularer Mechanismus ohne Zwischenprodukt, bei dem Bindungsbildung und -bruch gleichzeitig erfolgen (z.B. $\text{CH}_3\text{Cl} + \text{OH}^- \rightarrow \text{CH}_3\text{OH} + \text{Cl}^-$). Hierbei bildet sich ein "Übergangszustand" ([HO···R···Cl]$^-$) [10](#page=10). ### 1.5 Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit Für eine thermodynamisch mögliche Reaktion ($\Delta G < 0$) existiert oft ein Energiebarriere, die Aktivierungsenergie ($E_A$). Die Reaktionsgeschwindigkeit nimmt mit steigender Temperatur zu. Diese Beziehung wird durch die **Arrhenius-Gleichung** beschrieben [11](#page=11): $$ k = A \cdot e^{-E_A / RT} $$ [11](#page=11). Dabei ist: * $k$: Geschwindigkeitskonstante [11](#page=11). * $A$: Proportionalitätsfaktor oder Frequenzfaktor ($k_{\text{max}} \cdot P$) [11](#page=11). * $E_A$: Aktivierungsenergie [11](#page=11). * $R$: Allgemeine Gaskonstante [11](#page=11). * $T$: Absolute Temperatur [11](#page=11). Aus der Arrhenius-Gleichung folgt: (i) Je größer $E_A$, desto kleiner $k$ und $v$ [12](#page=12). (ii) Höhere Temperatur $T$ führt zu einem kleineren Wert von $E_A/RT$, wodurch $k$ und $v$ größer werden [12](#page=12). Die Aktivierungsenergie und der Arrhenius-Faktor können durch Messung der Geschwindigkeitskonstante bei mindestens zwei verschiedenen Temperaturen bestimmt werden. Eine Faustregel besagt, dass sich die Geschwindigkeitskonstante $k$ einer Reaktion bei einer Temperaturerhöhung um $10^{\circ}\text{C}$ verdoppelt, wenn die Aktivierungsenergie bei etwa $50-60 \text{ kJ} \cdot \text{mol}^{-1}$ liegt [12](#page=12). ### 1.6 Katalyse Katalyse liegt vor, wenn ein Stoff in geringer Konzentration die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht, ohne die thermodynamischen Größen ($\Delta H, \Delta G$) zu verändern. Stattdessen wird die Aktivierungsenergie ($E_A$) erniedrigt. Der Katalysator nimmt an Teilschritten der Reaktion teil, geht aber unverändert aus dem Reaktionsgemisch hervor. Stoffe, die die Reaktionsgeschwindigkeit herabsetzen, werden als Inhibitoren bezeichnet [13](#page=13). Ein Katalysator (K) wirkt beispielsweise wie folgt: $\text{A} + \text{K} \rightleftharpoons \text{AK}$ $\text{AK} + \text{B} \rightarrow \text{AB} + \text{K}$ [13](#page=13). In der Enzymkinetik (Enzyme sind Katalysatoren) sind wichtige Begriffe: * **Sättigungskonzentration:** Erreicht, wenn der größte Teil des Katalysators in Form des reaktiven Addukts vorliegt (z.B. Enzym-Substrat-Komplex ES). Die Geschwindigkeit ist hierbei maximal ($v_{\text{max}}$) [13](#page=13). * **Wechselzahl ("turnover number"):** Maximale Anzahl von Substratmolekülen, die ein Katalysatormolekül pro Sekunde umsetzen kann (bei Sättigung) [14](#page=14). Katalysierte Reaktionen werden unterteilt in: * **Homogene Katalyse:** Katalysator und Substrat liegen in derselben Phase vor (z.B. viele enzymkatalysierte Stoffwechselvorgänge) [14](#page=14). * **Heterogene Katalyse:** Der Katalysator liegt in einer anderen Phase vor (meist Festkörper) als die Reaktanten (Gas- oder Lösungsphase). Die Reaktion findet an der Oberfläche des Katalysators statt, und die Geschwindigkeit ist proportional zur Katalysatoroberfläche. Das Pulverisieren des Festkörpers oder Rühren der Reaktion erhöht die reaktive Oberfläche und damit die Geschwindigkeit [14](#page=14). --- # Thermodynamische versus kinetische Stabilität Dieser Abschnitt erläutert die Unterscheidung zwischen thermodynamischer und kinetischer Stabilität von Systemen und wie diese durch Reaktionsgeschwindigkeit und Aktivierungsenergie beeinflusst werden. ### 2.1 Grundlegende Unterscheidung Es ist entscheidend, die Begriffe thermodynamische und kinetische Stabilität nicht zu verwechseln [2](#page=2). * **Thermodynamisch stabiles System:** Ein System, das sich im energetisch günstigsten Zustand befindet. * **Kinetisch stabiles System (reaktionsträges System):** Ein System, das sich trotz möglicher thermodynamisch stabilerer Zustände aufgrund einer hohen Aktivierungsenergie nur sehr langsam umwandelt [2](#page=2). * **Thermodynamisch instabiles System:** Ein System, das energetisch ungünstiger ist als andere mögliche Zustände. * **Kinetisch labiles System (reaktionsfähiges System):** Ein System, das sich aufgrund einer geringen Aktivierungsenergie schnell in stabilere Zustände umwandelt [2](#page=2). ### 2.2 Thermodynamische Stabilität Die thermodynamische Stabilität eines Systems wird durch die Gleichgewichtskonstante für einen Vorgang bestimmt, die auch als Stabilitätskonstante der gebildeten Verbindung bezeichnet werden kann. Diese ist durch das Massenwirkungsgesetz definiert [2](#page=2). Als Beispiel wird die Gleichgewichtskonstante für die Komplexbildung von Kupfer(II)-Ionen mit Ammoniak angegeben: $$ K_{\text{Bildung}} = \frac{[\text{Cu(NH}_3)_4^{2+}]}{[\text{Cu}^{2+}] \cdot [\text{NH}_3]^4} = 1.0135 \times 10^{13} \, \text{M}^{-4} $$ [2](#page=2). Verbindungen mit einer grossen Stabilitätskonstante, wie beispielsweise die des [Cu(NH₃)₄]²⁺-Komplexes, sind thermodynamisch stabil. Umgekehrt sind Verbindungen mit einer kleinen Komplexbildungskonstante thermodynamisch instabil [2](#page=2). ### 2.3 Kinetische Stabilität Im Gegensatz zur thermodynamischen Stabilität wird die kinetische Stabilität durch die Reaktionsgeschwindigkeit charakterisiert [2](#page=2). * **Hohe Aktivierungsenergie:** Thermodynamisch instabile Verbindungen können kinetisch inert sein, wenn die Umwandlung in einen stabileren Zustand eine hohe Aktivierungsenergie ($E_A$) erfordert. Ein solches System ist kinetisch stabil [2](#page=2). * **Niedrige Aktivierungsenergie:** Bei kinetisch labilen Verbindungen ist die Aktivierungsenergie hingegen gering, was dazu führt, dass die Reaktion in der Regel mit hoher Reaktionsgeschwindigkeit verläuft. Ein solches System ist kinetisch labil [2](#page=2). **Beispiel zur Veranschaulichung der kinetischen und thermodynamischen Stabilität:** Betrachten wir eine Substanz A, die thermodynamisch instabil gegenüber einer Substanz B ist. * **Diagramm (a):** A ist inert bezüglich der Reaktion zu B, da die Aktivierungsenergie ($E_A$) hoch ist. A ist somit kinetisch stabil, obwohl es thermodynamisch instabiler ist als B [2](#page=2). * **Diagramm (b):** A ist labil bezüglich der Reaktion zu B, da die Aktivierungsenergie nur klein ist. A ist somit kinetisch labil und wird sich schnell zu B umwandeln [2](#page=2). > **Tip:** Konzentrieren Sie sich bei der Unterscheidung auf den Energiezustand (thermodynamisch) im Vergleich zur Geschwindigkeit der Zustandsänderung (kinetisch). Eine hohe Barriere (hohe Aktivierungsenergie) verhindert eine schnelle Reaktion, selbst wenn ein stabilerer Zustand energetisch günstiger ist. --- # Das Kollisionsmodell und die Arrhenius-Gleichung Das Kollisionsmodell und die Arrhenius-Gleichung erklären chemische Reaktionsgeschwindigkeiten basierend auf Teilchenkollisionen, sterischen Faktoren und Aktivierungsenergien. ### 3.1 Das Kollisionsmodell der Reaktionsgeschwindigkeit Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt davon ab, wie oft und wie erfolgreich die reagierenden Teilchen miteinander kollidieren. Für eine Reaktion sind zwei Hauptbedingungen notwendig [4](#page=4): * **Effektive Kollision:** Die Teilchen müssen mit ausreichender Energie und in der richtigen räumlichen Orientierung aufeinandertreffen, um die Bindungen der Edukte aufzubrechen und neue Produkte zu bilden [4](#page=4). * **Aktivierungsenergie ($E_A$):** Eine bestimmte Energiemenge, die sogenannte Aktivierungsenergie, muss überwunden werden, um den Übergangszustand zu erreichen und die Reaktion zu ermöglichen. Nur Teilchen, deren kinetische Energie größer oder gleich der Aktivierungsenergie ist, können reagieren. Die Verteilung der kinetischen Energien von Teilchen wird durch die Boltzmann-Verteilung beschrieben, wobei der Faktor $e^{-E_A / RT}$ die Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit erklärt [4](#page=4). Die Effektivität von Kollisionen wird durch zwei Faktoren bestimmt [4](#page=4): * **Sterischer Faktor ($P$):** Dieser Faktor berücksichtigt die Wahrscheinlichkeit, dass die Teilchen beim Zusammenstoß die für die Reaktion notwendige räumliche Orientierung aufweisen. $P$ ist kleiner als 1, da nicht jede Kollision die richtige Orientierung hat [4](#page=4). * **Aktivierungsenergie ($E_A$):** Wenn Teilchen aufeinander treffen, erfahren sie zunächst Abstoßungskräfte. Um zu reagieren, müssen sie diese Energiebarriere, die Aktivierungsenergie, überwinden [4](#page=4). Die Geschwindigkeitskonstante ($k$) einer Reaktion kann daher unter Berücksichtigung dieser Faktoren ausgedrückt werden: $$ k = P \cdot k_{\text{max}} \cdot e^{-E_A / RT} $$ Hierbei ist $k_{\text{max}}$ die theoretisch maximale Geschwindigkeitskonstante (ca. $10^{11} \text{ M}^{-1}\text{s}^{-1}$), welche erreicht wird, wenn $E_A = 0$ und $P = 1$ (keine sterische Hinderung). Reaktionen, die diesen Wert annähernd erreichen, werden als diffusionskontrolliert bezeichnet [4](#page=4). ### 3.2 Die Arrhenius-Gleichung Die Arrhenius-Gleichung, aufgestellt von Svante Arrhenius im Jahr 1889, verknüpft die Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit mit der Aktivierungsenergie [11](#page=11). Die grundlegende Form der Arrhenius-Gleichung lautet: $$ k = A \cdot e^{-E_A / RT} $$ wobei: * $k$ die Geschwindigkeitskonstante ist [11](#page=11). * $A$ der Proportionalitätsfaktor oder Frequenzfaktor ist, der mit $P \cdot k_{\text{max}}$ vergleichbar ist [11](#page=11). * $E_A$ die Aktivierungsenergie darstellt [11](#page=11). * $R$ die allgemeine Gaskonstante ist (8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹) [11](#page=11). * $T$ die absolute Temperatur in Kelvin ist [11](#page=11). Eine alternative Form der Arrhenius-Gleichung, die für die Analyse experimenteller Daten nützlich ist, erhält man durch Logarithmieren: $$ \ln k = \ln A - \frac{E_A}{RT} $$ Diese Form ist nützlich, da sie eine lineare Beziehung zwischen $\ln k$ und $1/T$ aufzeigt, wenn $E_A$ und $A$ konstant sind. #### 3.2.1 Beziehungen und Anwendungen der Arrhenius-Gleichung Die Arrhenius-Gleichung beschreibt folgende Beziehungen zwischen $k$, $E_A$ und $T$ [12](#page=12): * **Abhängigkeit von der Aktivierungsenergie:** Je größer die Aktivierungsenergie ($E_A$) ist, desto kleiner wird die Geschwindigkeitskonstante ($k$) und somit auch die Reaktionsgeschwindigkeit. Dies bedeutet, dass Reaktionen mit hohen Aktivierungsenergien langsamer ablaufen [12](#page=12). * **Abhängigkeit von der Temperatur:** Eine Erhöhung der Temperatur ($T$) führt dazu, dass der Nenner $RT$ im Exponenten größer wird, wodurch der gesamte Ausdruck $E_A / RT$ kleiner wird. Dies erhöht den Wert von $e^{-E_A / RT}$ und somit die Geschwindigkeitskonstante ($k$) und die Reaktionsgeschwindigkeit. Mit steigender Temperatur laufen Reaktionen also schneller ab [12](#page=12). **Bestimmung von Arrhenius-Parametern:** Der Arrhenius-Frequenzfaktor ($A$) und die Aktivierungsenergie ($E_A$) einer Reaktion können experimentell bestimmt werden, indem die Geschwindigkeitskonstante bei mindestens zwei verschiedenen Temperaturen gemessen wird. Eine genauere Bestimmung ist durch grafische Auftragung der experimentell ermittelten Daten möglich [12](#page=12). > **Tip:** Eine vereinfachte Faustregel besagt, dass sich die Geschwindigkeitskonstante $k$ und damit die Reaktionsgeschwindigkeit bei einer Temperaturerhöhung um etwa 10°C verdoppelt, vorausgesetzt, die Aktivierungsenergie liegt bei etwa 50-60 kJ·mol⁻¹ [12](#page=12). **Einfluss von Katalysatoren:** Die Größe der Aktivierungsenergie ($E_A$) und damit die Reaktionsgeschwindigkeit können durch den Zusatz von Katalysatoren beeinflusst werden. Katalysatoren senken in der Regel die Aktivierungsenergie, wodurch die Reaktion bei gleicher Temperatur schneller abläuft [12](#page=12). --- # Zeitgesetze und Reaktionsordnung Zeitgesetze beschreiben die Konzentrationsabhängigkeit von Reaktionsgeschwindigkeiten für Elementarreaktionen, basierend auf monomolekularen und bimolekularen Prozessen, und die Reaktionsordnung quantifiziert diese Abhängigkeit [5](#page=5). ### 4.1 Zeitgesetze für Elementarreaktionen Die Reaktionsgeschwindigkeit hängt generell von den Konzentrationen der Reaktionspartner ab, da diese für Zusammenstöße notwendig sind. Bei Zerfallsreaktionen ist zwar kein Stoß erforderlich, aber die Zerfallsrate ist dennoch proportional zur Konzentration des zerfallbaren Teilchens [5](#page=5). #### 4.1.1 Monomolekulare Reaktionen Bei monomolekularen Reaktionen zerfällt oder lagert sich ein einzelnes Molekül spontan um. Das Geschwindigkeitsgesetz ist dann von erster Ordnung [5](#page=5). Das Differentialgesetz für eine monomolekulare Reaktion der Form AB $\rightarrow$ A + B lautet: $$-\frac{d[AB]}{dt} = k[AB]$$ [5](#page=5). Die integrierte Form dieses Gesetzes, wobei $c$ die Konzentration von AB zur Zeit $t$ und $c_0$ die Anfangskonzentration bei $t=0$ ist, ist: $$ \ln c = \ln c_0 - kt $$ [6](#page=6). oder $$ c = c_0 \cdot e^{-kt} $$ [6](#page=6). Die Halbwertszeit ($t_{1/2}$), definiert als die Zeit, zu der die Konzentration auf die Hälfte der Anfangskonzentration abgefallen ist ($c = 0.5 \cdot c_0$), ist für monomolekulare Reaktionen unabhängig von der Anfangskonzentration und gegeben durch: $$ t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k} \approx \frac{0.693}{k} $$ [6](#page=6). > **Beispiel:** Die Halbwertszeit für den Zerfall von radioaktivem $^{137}$Cs beträgt etwa 30 Jahre. Nach 40 Jahren wären also noch ca. 39% vorhanden [6](#page=6). #### 4.1.2 Bimolekulare Reaktionen Bimolekulare Reaktionen beinhalten den Zusammenstoß zweier Teilchen. Die Geschwindigkeit hängt hierbei von den Konzentrationen beider Reaktanden ab, was zu einer Reaktionsordnung von zwei führt. Die meisten chemischen Reaktionen laufen bimolekular ab [6](#page=6). Für eine bimolekulare Reaktion der Form A + B $\rightarrow$ Produkte lautet das Differentialgesetz: $$-\frac{d[A]}{dt} = -\frac{d[B]}{dt} = k[A][B]$$ [6](#page=6). Wenn die Anfangskonzentrationen von A und B gleich sind ($[A]_0 = [B]_0 = c_0$), vereinfacht sich das integrierte Gesetz zu: $$ \frac{1}{c} - \frac{1}{c_0} = kt $$ [7](#page=7). oder $$ \frac{1}{c} = \frac{1}{c_0} + kt $$ [7](#page=7). Die Halbwertszeit bei bimolekularen Reaktionen ist im Gegensatz zu monomolekularen Reaktionen von der Anfangskonzentration abhängig: $$ t_{1/2} = \frac{1}{kc_0} $$ [7](#page=7). ### 4.2 Reaktionsordnung und Reaktionsmechanismus Die experimentell ermittelte Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von den Konzentrationen wird als Reaktionsordnung bezeichnet. Chemische Reaktionen können aus mehreren Elementarschritten bestehen, was zu komplexeren Zeitgesetzen führt [7](#page=7). Für ein allgemeines Reaktionsschema A + B $\rightarrow$ Produkte mit dem experimentellen Zeitgesetz: $$ v = -\frac{d[A]}{dt} = k[A]^x[B]^y $$ [7](#page=7). ist die Gesamtordnung der Reaktion die Summe der Ordnungen bezüglich jedes Reaktanden: $$ \text{Ordnung der Reaktion} = x + y $$ [7](#page=7). Wenn beispielsweise $x=1$ und $y=1$, ist die Reaktion insgesamt 2. Ordnung. Wenn $x=1$ und $y=2$, ist die Reaktion 3. Ordnung oder alternativ 1. Ordnung bezüglich A und 2. Ordnung bezüglich B [7](#page=7). #### 4.2.1 Bestimmung der Reaktionsordnung Die Reaktionsordnung lässt sich zuverlässig durch grafische Methoden bestimmen. Dazu werden die integrierten Zeitgesetze in die Form einer Geradengleichung ($y=mx+b$) gebracht, und die Auftragung der experimentellen Daten wird auf Linearität überprüft [8](#page=8). #### 4.2.2 Reaktionsmechanismus Der Reaktionsmechanismus ist die molekulare Interpretation der kinetischen Beobachtungen und stellt eine Hypothese dar, im Gegensatz zur Kinetik, die das experimentell ermittelte Tatsachenmaterial umfasst. Die meisten Reaktionen laufen in mehreren Schritten ab, bestehend aus monomolekularen und bimolekularen Elementarschritten [8](#page=8). Oft ist einer der Teilschritte deutlich langsamer als die anderen und bestimmt somit die Geschwindigkeit der Gesamtreaktion. In solchen Fällen entspricht das gemessene Geschwindigkeitsgesetz nicht der Stöchiometrie der Gesamtreaktion. Schnelle vorgelagerte Gleichgewichtsreaktionen können ebenfalls in das Geschwindigkeitsgesetz eingehen [8](#page=8) [9](#page=9). #### 4.2.3 Pseudoordnung Wenn einer oder mehrere Reaktanden in sehr großem Überschuss vorliegen, ändert sich deren Konzentration während der Reaktion kaum. Dies kann dazu führen, dass die Reaktionsgeschwindigkeit scheinbar nur von den Konzentrationen der übrigen Reaktanden abhängt, was zu einer erniedrigten, sogenannten **Pseudoordnung** führt [9](#page=9). > **Beispiel:** Für die Reaktion $\text{ClO}^- + 2 \text{I}^- + 2 \text{H}^+ \rightarrow \text{Cl}^- + \text{I}_2 + \text{H}_2\text{O}$ ist die Geschwindigkeit $v = k[\text{ClO}^-][\text{I}^-][\text{H}^+]$. Wenn $[\text{I}^-]$ und $[\text{H}^+]$ in großem Überschuss vorliegen, werden ihre Konzentrationen als annähernd konstant betrachtet, und das Geschwindigkeitsgesetz wird zu $v = k'[\text{ClO}^-]$, was einer Pseudo-Erster-Ordnung-Reaktion entspricht [9](#page=9). Klassische Beispiele für Pseudoordnungen sind Hydrolysen in wässriger Lösung, bei denen die Konzentration des Wassers als konstant angesehen wird. Beispielsweise zeigt die Hydrolyse von $\text{NCl}_3$ ein Geschwindigkeitsgesetz der Form $v = k \cdot [\text{NCl}_3]$, obwohl die Reaktion eigentlich bimolekular ist [10](#page=10). --- # Katalyse und ihre Mechanismen Katalyse beschreibt die Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit durch die Zugabe eines Katalysators, der die Aktivierungsenergie senkt, ohne die thermodynamischen Eigenschaften der Reaktion zu verändern [13](#page=13). ### 5.1 Grundprinzipien der Katalyse Ein Katalysator ist ein Stoff, der in geringer Konzentration zugegeben wird, um die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion zu erhöhen. Wichtig ist, dass der Katalysator die thermodynamischen Größen einer Reaktion wie die Enthalpieänderung ($ \Delta H $) und die Gibbs-Energie-Änderung ($ \Delta G $) nicht verändert. Stattdessen senkt er die Aktivierungsenergie ($ E_A $) ] [13](#page=13). Der Katalysator beteiligt sich an einzelnen Teilschritten der Reaktion, wird aber am Ende des katalytischen Zyklus unverändert aus dem Reaktionsgemisch zurückgewonnen. Stoffe, die die Reaktionsgeschwindigkeit verringern, werden als Inhibitoren bezeichnet [13](#page=13). Schematisch lässt sich die Wirkung eines Katalysators (K) auf ein Substrat (A) darstellen: $ A + K \rightleftharpoons AK $ $ AK + B \rightarrow AB + K $ Die Gesamtreaktion lautet: $ A + B \rightarrow AB $ [13](#page=13). #### 5.1.1 Wichtige Begriffe in der Katalyse In der Chemie der Katalysatoren und der Enzymkinetik sind folgende Begriffe von Bedeutung: * **Sättigungskonzentration**: Dies ist die Konzentration, bei der praktisch der gesamte Katalysator als reaktives Addukt (z. B. Enzym-Substrat-Komplex, ES) vorliegt. Bei Enzymen bedeutet dies, dass nahezu alle Enzymmoleküle (E) mit Substrat (S) das Addukt ES gebildet haben. Man spricht dann auch davon, dass der Katalysator "gesättigt" ist [13](#page=13). * **Maximale Geschwindigkeit ($v_{max}$)**: Unter Sättigungsbedingungen ist die Reaktionsgeschwindigkeit maximal und wird als $v_{max}$ bezeichnet [13](#page=13). * **Wechselzahl (Turnover Number)**: Dies ist die maximale Anzahl von Substratmolekülen, die von einem einzelnen Katalysatormolekül pro Sekunde umgesetzt werden können, vorausgesetzt, die Sättigungskonzentration ist erreicht [14](#page=14). ### 5.2 Einteilung der Katalyse Katalysierte Reaktionen werden üblicherweise in zwei Hauptkategorien unterteilt: homogene und heterogene Katalyse [14](#page=14). #### 5.2.1 Homogene Katalyse Bei der homogenen Katalyse bilden der Katalysator und das Substrat (das katalysierte System oder die Reaktionsedukte) dieselbe Phase. Ein großer Teil der enzymkatalysierten Stoffwechselvorgänge fällt unter diese Kategorie [14](#page=14). > **Beispiel:** Die Säurekatalyse organischer Reaktionen, bei der Säure und Reaktanden in flüssiger Phase vorliegen. #### 5.2.2 Heterogene Katalyse Bei der heterogenen Katalyse liegt der Katalysator in einer anderen Phase vor als die Reaktanden, typischerweise als Festkörper, während die Reaktion in der Gas- oder Lösungsphase an der Oberfläche des Festkörpers abläuft [14](#page=14). * **Reaktionsgeschwindigkeit und Oberfläche**: Die Reaktionsgeschwindigkeit ist direkt proportional zur Oberfläche des Katalysators. Dies bedeutet, dass eine Erhöhung der Oberfläche (z. B. durch Pulverisieren des Festkörpers) die Anzahl der Zusammenstöße pro Zeiteinheit steigert und somit die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht [14](#page=14). * **Rühren**: Falls das System gerührt werden kann, lässt sich die Geschwindigkeit weiter steigern. Durch das Rühren wird die reaktive Oberfläche kontinuierlich dem reagierenden Medium ausgesetzt [14](#page=14). > **Beispiel:** Die Haber-Bosch-Synthese von Ammoniak, bei der ein fester Eisenkatalysator zur Umsetzung von gasförmigem Stickstoff und Wasserstoff verwendet wird. --- ## 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 | |------|------------| | Reaktionskinetik | Die Untersuchung der Geschwindigkeit chemischer Reaktionen und der Faktoren, die sie beeinflussen, sowie die Ermittlung von Geschwindigkeitsgesetzen und -konstanten. | | Reaktionsmechanismus | Eine anschauliche Zerlegung eines chemischen Prozesses in Elementarschritte, abgeleitet aus kinetischen Resultaten und oft Gegenstand verschiedener Interpretationen. | | Thermodynamik | Bietet exakte Aussagen über die Stabilität von Zuständen und die Triebkraft von Zustandsänderungen, jedoch ohne Aussage über die Geschwindigkeit, mit der Reaktionen ablaufen. | | Kinetische Hemmung | Ein Prozess, bei dem eine an sich thermodynamisch mögliche Reaktion aufgrund einer hohen Aktivierungsenergie nur sehr langsam oder gar nicht abläuft. | | Kinetisch gehemmt | Beschreibt Systeme oder Reaktionen, deren Ablaufen durch hohe Aktivierungsenergien stark verlangsamt wird, obwohl sie thermodynamisch begünstigt wären. | | Reaktionsgeschwindigkeit | Gibt an, wie schnell sich die Konzentrationen der Reaktanten oder Produkte pro Zeiteinheit ändern, ausgedrückt als Änderung der Konzentration pro Zeitintervall. | | Geschwindigkeitsgesetz | Eine mathematische Beziehung, die die Reaktionsgeschwindigkeit mit den Konzentrationen der Reaktanten verknüpft, oft in Form von Potenzgesetzen. | | Geschwindigkeitskonstante (k) | Ein Proportionalitätsfaktor im Geschwindigkeitsgesetz, der die intrinsische Geschwindigkeit einer Reaktion bei gegebenen Bedingungen angibt und temperaturabhängig ist. | | Elementarschritt | Ein einzelner Schritt innerhalb eines komplexeren Reaktionsmechanismus, bei dem die beteiligten Teilchen direkt miteinander reagieren. | | Thermodynamische Stabilität | Ein System ist thermodynamisch stabil, wenn sein Energiezustand der niedrigste mögliche ist; Instabilität bedeutet, dass eine Zustandsänderung energetisch begünstigt ist. | | Kinetische Stabilität | Bezieht sich auf die Trägheit eines Systems gegenüber einer Reaktion; ein kinetisch stabiles System reagiert langsam, selbst wenn es thermodynamisch instabil ist. | | Aktivierungsenergie ($E_A$) | Die minimale Energie, die Teilchen benötigen, um miteinander zu kollidieren und eine chemische Reaktion auszulösen; sie stellt eine energetische Barriere dar. | | Kollisionsmodell | Erklärt chemische Reaktionen als Ergebnis von Zusammenstössen zwischen reagierenden Teilchen, wobei die Wahrscheinlichkeit und die Energie der Kollisionen entscheidend sind. | | Sterischer Faktor (P) | Ein Faktor kleiner als 1, der die Wahrscheinlichkeit beschreibt, dass Teilchen bei einer Kollision so orientiert sind, dass eine Reaktion stattfinden kann. | | Boltzmann-Verteilung | Beschreibt die Verteilung der kinetischen Energien von Teilchen in einem System bei einer bestimmten Temperatur; nur Teilchen oberhalb einer Mindestenergie können reagieren. | | Arrhenius-Gleichung | Eine empirische Gleichung, die den Zusammenhang zwischen der Geschwindigkeitskonstante einer Reaktion, der Aktivierungsenergie und der absoluten Temperatur beschreibt: $k = A \cdot e^{-E_A / (R \cdot T)}$. | | Zeitgesetz | Ein integriertes Geschwindigkeitsgesetz, das die Konzentration eines Reaktanten oder Produkts als Funktion der Zeit beschreibt. | | Monomolekulare Reaktion | Eine Reaktion, deren Geschwindigkeit nur von der Konzentration eines einzigen Reaktanten abhängt (1. Ordnung). | | Bimolekulare Reaktion | Eine Reaktion, deren Geschwindigkeit von den Konzentrationen zweier Reaktanten abhängt (2. Ordnung) oder bei der zwei Moleküle im geschwindigkeitsbestimmenden Schritt kollidieren. | | Reaktionsordnung | Die Summe der Exponenten der Konzentrationen im experimentell ermittelten Geschwindigkeitsgesetz; sie gibt an, wie die Geschwindigkeit mit der Konzentration variiert. | | Pseudoordnung | Eine scheinbare Reaktionsordnung, die auftritt, wenn die Konzentration eines oder mehrerer Reaktanten so gross ist, dass sie während der Reaktion konstant bleibt und nicht zur beobachteten Ordnung beiträgt. | | Katalyse | Der Prozess, bei dem die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion durch Zugabe eines Katalysators erhöht wird, der selbst nicht verbraucht wird. | | Katalysator | Eine Substanz, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht, indem sie die Aktivierungsenergie senkt, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. | | Homogene Katalyse | Eine Form der Katalyse, bei der sich Katalysator und Reaktanten in derselben Phase befinden (z.B. beide in Lösung). | | Heterogene Katalyse | Eine Form der Katalyse, bei der sich Katalysator und Reaktanten in unterschiedlichen Phasen befinden (z.B. ein fester Katalysator mit gasförmigen Reaktanten). |

# Klassifizierung von Reaktionstypen Dieser Abschnitt fasst verschiedene chemische Reaktionstypen zusammen, die auf der Bruttogleichung, dem effektiven Stoffumsatz oder der Struktur der Edukte und Produkte basieren [1](#page=1). ### 1.1 Überblick über die Klassifizierung von Reaktionstypen Chemische Reaktionen können nach unterschiedlichen Kriterien klassifiziert werden, darunter die allgemeine Reaktionsgleichung, der tatsächliche Stoffumsatz oder die strukturelle Beschaffenheit der beteiligten Ausgangsstoffe (Edukte) und Endprodukte. Die folgende Auflistung stellt die wichtigsten Reaktionstypen dar und wiederholt diese anhand einfacher Beispiele [1](#page=1). ### 1.2 Spezifische Reaktionstypen #### 1.2.1 Addition Bei einer Additionsreaktion werden zwei oder mehr Moleküle zu einem einzigen, größeren Molekül kombiniert [1](#page=1). **Beispiel:** $H_2O + SO_3 \rightarrow H_2SO_4$ [1](#page=1). #### 1.2.2 Substitution Bei einer Substitutionsreaktion wird ein Atom oder eine Atomgruppe in einem Molekül durch ein anderes Atom oder eine andere Atomgruppe ersetzt [1](#page=1). **Beispiel:** $CH_3Cl + OH^- \rightarrow CH_3OH + Cl^-$ [1](#page=1). #### 1.2.3 Elimination Eine Eliminierungsreaktion ist das Gegenteil einer Additionsreaktion, bei der aus einem Molekül kleinere Moleküle abgespalten werden, was oft zu einer Erhöhung der Bindungsordnung führt [1](#page=1). **Beispiel:** $H_2CO_3 \rightarrow CO_2 + H_2O$ [1](#page=1). #### 1.2.4 Dissoziations- oder Zerfallsreaktionen Diese Reaktionen beinhalten die Spaltung einer kovalenten Bindung. Man unterscheidet zwischen homolytischer und heterolytischer Spaltung [1](#page=1). ##### 1.2.4.1 Homolytische Spaltung Die homolytische Spaltung führt zur Bildung von Radikalen, wobei jedes Fragment der gespaltenen Bindung ein Elektron behält [1](#page=1). **Beispiel 1:** $HCl \rightarrow Cl^\bullet + H^\bullet$ (unter Lichteinfluss) [1](#page=1). **Beispiel 2 (Chlorknallgasreaktion):** Diese Reaktion ist eine Radikalkettenreaktion, die mit der Photolyse von $Cl_2$ beginnt [1](#page=1). $Cl_2 \xrightarrow{h\nu} 2 Cl^\bullet$ [1](#page=1). $H_2 + Cl^\bullet \rightarrow HCl + H^\bullet$ [1](#page=1). $H^\bullet + Cl_2 \rightarrow HCl + Cl^\bullet$ [1](#page=1). ##### 1.2.4.2 Heterolytische Spaltung Bei der heterolytischen Spaltung werden beide Elektronen der kovalenten Bindung einem der Fragmente zugeordnet, wodurch Ionen entstehen [1](#page=1). **Beispiel:** $HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$ [1](#page=1). #### 1.2.5 Isomerisierung (Umlagerung) Bei Isomerisierungsreaktionen ändert sich die Struktur eines Moleküls, ohne dass sich die Summenformel ändert; es handelt sich um eine Umlagerung von Atomen innerhalb des Moleküls [1](#page=1). **Beispiel:** $NH_4(OCN) \rightarrow H_2N-CO-NH_2$ (Harnstoff) [1](#page=1). #### 1.2.6 Kondensation Kondensationsreaktionen sind Additionsreaktionen, bei denen unter Abspaltung eines kleinen Moleküls, typischerweise Wasser, größere Moleküle gebildet werden [1](#page=1). **Beispiel:** $2 Si(OH)_4 \rightarrow Si_2O_7H_6 + H_2O$ (Bildung von Silicagel, $SiO_2$) [1](#page=1). #### 1.2.7 Dimerisierung Die Dimerisierung ist eine spezielle Form der Addition, bei der sich zwei identische Moleküle zu einem Molekül mit doppelter Molmasse verbinden [1](#page=1). **Beispiel:** $2 NO_2 \rightarrow N_2O_4$ [1](#page=1). #### 1.2.8 Polymerisierung Bei der Polymerisation verbinden sich viele kleine Moleküle (Monomere) zu langen Ketten oder Netzwerken (Polymere) [1](#page=1). **Beispiel:** $n S_8 \rightarrow (S_8)_n$ [1](#page=1). #### 1.2.9 Protonierung Protonierungen sind Reaktionen, bei denen ein Proton ($H^+$) auf ein Molekül oder Ion übertragen wird. Das Proton fungiert hier als Lewis-Säure. Die Rückreaktion ist die Deprotonierung [1](#page=1) [2](#page=2). **Beispiel:** $H^+ + NH_3 \rightarrow NH_4^+$ [2](#page=2). #### 1.2.10 Hydrolyse Hydrolyse bezeichnet die heterolytische Spaltung einer Bindung unter Anlagerung der Dissoziationsprodukte von Wasser ($H^+$ und $OH^-$). Sie kann als eine Form der Substitutionsreaktion betrachtet werden, bei der beispielsweise ein Chloridion durch eine Hydroxidgruppe ersetzt wird [2](#page=2). **Beispiel:** $BCl_3 + 3 H_2O \rightarrow B(OH)_3 + 3 H^+ + 3 Cl^-$ [2](#page=2). #### 1.2.11 Oxidation und Reduktion Diese Reaktionstypen, die den Elektronentransfer beinhalten, werden in Kapitel 11 detailliert behandelt [2](#page=2). #### 1.2.12 Disproportionierung Disproportionierungsreaktionen werden in Abschnitt 11.5 behandelt [2](#page=2). #### 1.2.13 Koordination (Komplexbildung) Koordination beschreibt die Bildung von Komplexen, bei denen ein Zentralatom oder -ion von Liganden umgeben ist. In wässriger Lösung werden diese als Ligandenaustauschreaktionen betrachtet und sind per Definition nukleophile Substitutionen [2](#page=2). **Beispiel:** $[Al(H_2O)_4]^{3+} + 4 Cl^- \rightarrow [AlCl_4]^- + 4 H_2O$ [2](#page=2). #### 1.2.14 Photoreaktionen Photoreaktionen sind chemische Reaktionen, die durch Licht beeinflusst werden [2](#page=2). ##### 1.2.14.1 Lichtabsorption Die Absorption von Strahlungsenergie ($ \Delta E = h \cdot \nu $) kann zu spezifischen chemischen Reaktionen führen oder normale Reaktionen beschleunigen (Photokatalyse). Dabei kann ein Molekül in einen angeregten Zustand ($A^*$) übergehen, der reaktiver ist [2](#page=2) [3](#page=3). **Allgemeine Darstellung:** $A + h \cdot \nu \rightarrow A^*$ [2](#page=2). $A^* + B \rightarrow Produkt$ [3](#page=3). ##### 1.2.14.2 Chemolumineszenz Chemolumineszenz tritt auf, wenn eine chemische Reaktion ein Produkt im angeregten Zustand erzeugt, das anschließend unter Emission von Strahlung in den Grundzustand übergeht [3](#page=3). **Allgemeine Reaktionsgleichung:** $A + B \rightarrow Produkt^*$ [3](#page=3). $Produkt^* \rightarrow Produkt + h \cdot \nu$ [3](#page=3). **Beispiel (Lichterzeugung bei Leuchtkäfern):** Luminophor $\rightarrow$ Luminophor-Dioxetan [3](#page=3). ##### 1.2.14.3 Fluoreszenz und Phosphoreszenz Strahlungsabsorption kann auch ohne nachfolgende chemische Reaktion zu Fluoreszenz (sofortige Emission kurzwelligen Lichts) und Phosphoreszenz (verzögerte Emission, "Nachleuchten") führen [4](#page=4). **Darstellung:** $A + h \cdot \nu \rightarrow A^*$ [4](#page=4). $A^* \rightarrow A + h \cdot \nu'$ mit $\nu > \nu'$ und $\lambda < \lambda'$ [4](#page=4). --- # Heterolytische und homolytische Spaltung Die Dissoziation oder der Zerfall von Molekülen ist ein Reaktionstyp, bei dem kovalente Bindungen gebrochen werden, was zur Bildung neuer Spezies führt. Diese Spaltung kann auf zwei grundlegend unterschiedliche Weisen erfolgen: homolytisch oder heterolytisch. Beide Mechanismen führen zu unterschiedlichen Arten von Produkten und haben unterschiedliche Konsequenzen für den Reaktionsverlauf [1](#page=1). ### 4.1 Homolytische Spaltung Bei der homolytischen Spaltung wird eine kovalente Bindung so gebrochen, dass jedes der beiden Atome oder Molekülteile ein Elektron aus der ursprünglichen Bindung behält. Dies führt zur Bildung von zwei reaktiven Spezies, die als Radikale bezeichnet werden. Radikale sind Atome oder Moleküle, die ein oder mehrere ungepaarte Elektronen besitzen und daher sehr reaktiv sind [1](#page=1). Die allgemeine Darstellung einer homolytischen Spaltung ist: $$ A-B \longrightarrow A\cdot + B\cdot $$ Dabei repräsentieren $A\cdot$ und $B\cdot$ die gebildeten Radikale [1](#page=1). **Beispiele für homolytische Spaltung:** 1. **Spaltung von Salzsäure (HCl) unter Lichteinfluss:** $$ HCl \longrightarrow H\cdot + Cl\cdot $$ Diese Reaktion wird durch Licht (Photolyse) initiiert, welches genügend Energie liefert, um die H-Cl-Bindung homolytisch zu spalten [1](#page=1). 2. **Die Chlorknallgasreaktion ($Cl_2 + H_2 \longrightarrow 2HCl$):** Diese Reaktion ist ein klassisches Beispiel für eine Radikalkettenreaktion, die mit der homolytischen Spaltung von Chlor beginnt [1](#page=1). * **Initiation (Start):** $$ Cl_2 \xrightarrow{Licht} 2 Cl\cdot $$ Chlor wird durch Licht homolytisch gespalten, was zu Chlorradikalen führt [1](#page=1). * **Propagation (Kettenfortpflanzung):** Die gebildeten Radikale greifen Edukte an und erzeugen neue Radikale, wodurch die Kette fortgesetzt wird. $$ H_2 + Cl\cdot \longrightarrow HCl + H\cdot $$ $$ H\cdot + Cl_2 \longrightarrow HCl + Cl\cdot $$ Diese beiden Schritte erzeugen Produkt (HCl) und setzen Radikale frei, die die Kette weiterführen [1](#page=1). * **Termination (Kettenabbruch):** Die Kette endet, wenn Radikale miteinander rekombinieren. > **Tip:** Radikalkettenreaktionen sind durch eine Initiations-, Propagations- und Terminierungsphase gekennzeichnet. Sie sind oft sehr schnell und exotherm. ### 4.2 Heterolytische Spaltung Im Gegensatz zur homolytischen Spaltung führt die heterolytische Spaltung einer kovalenten Bindung zur Bildung von Ionen. Dabei übernimmt ein Reaktionspartner beide Elektronen der ursprünglichen kovalenten Bindung, während der andere Partner elektronenfrei wird [1](#page=1). Die allgemeine Darstellung einer heterolytischen Spaltung ist: $$ A-B \longrightarrow A^{+} + B^{-} $$ Hierbei entstehen ein positiv geladenes Ion (Kation) und ein negativ geladenes Ion (Anion) [1](#page=1). **Beispiel für heterolytische Spaltung:** * **Spaltung von Salzsäure (HCl) in wässriger Lösung:** $$ HCl \longrightarrow H^{+} + Cl^{-} $$ In polaren Lösungsmitteln wie Wasser wird die H-Cl-Bindung typischerweise heterolytisch gespalten. Das Proton ($H^{+}$) wird vom Lösungsmittel (z. B. Wasser) solvatisiert, und das Chloridion ($Cl^{-}$) wird ebenfalls stabilisiert [1](#page=1). > **Tip:** Heterolytische Spaltungen sind häufiger in polaren Medien zu beobachten, da die entstehenden Ionen dort gut solvatisiert und stabilisiert werden können. Die elektronenziehende Fähigkeit der gebundenen Atome spielt ebenfalls eine entscheidende Rolle. --- # Photochemische Reaktionen und Lumineszenz Photochemische Reaktionen sind chemische Umwandlungen, die durch die Absorption von Lichtenergie ausgelöst oder beschleunigt werden, während Lumineszenz die Emission von Licht durch angeregte Moleküle beschreibt. ### 3.1 Photochemische reaktionen #### 3.1.1 Lichtabsorption und angeregte Zustände Photochemische Reaktionen beginnen mit der Absorption von Strahlungsenergie durch ein Molekül. Die aufgenommene Energie, $\Delta E$, ist direkt proportional zur Frequenz $\nu$ des Lichts und kann durch die Gleichung $\Delta E = h \cdot \nu$ beschrieben werden, wobei $h$ das Plancksche Wirkungsquantum ist. Durch diese Absorption gelangt das Molekül in einen angeregten Zustand, bezeichnet als A* [2](#page=2). * Molekül im Grundzustand: A * Absorption von Lichtenergie: $h \cdot \nu$ * Molekül im angeregten Zustand: A* Der angeregte Zustand A* ist reaktiver als der Grundzustand und kann an spezifischen chemischen Reaktionen teilnehmen. Dies kann entweder die Beschleunigung bekannter Reaktionen (Photokatalyse) oder die Auslösung gänzlich neuer Reaktionen sein [2](#page=2) [3](#page=3). Die allgemeine Darstellung einer photochemisch initiierten Reaktion ist: A + $h \cdot \nu$ $\rightarrow$ A* [2](#page=2). A* + B $\rightarrow$ Produkt [3](#page=3). #### 3.1.2 Photokatalyse Photokatalyse beschreibt die Beschleunigung chemischer Reaktionen durch Lichtabsorption. Dabei wird die Energie des Lichts genutzt, um die Aktivierungsenergie der Reaktion zu senken oder die Bildung reaktiver Zwischenprodukte zu ermöglichen [2](#page=2). #### 3.1.3 Chemolumineszenz Chemolumineszenz ist ein Phänomen, bei dem eine chemische Reaktion Produkte erzeugt, die sich zunächst in einem angeregten Zustand befinden und dann durch die Emission von Licht in ihren Grundzustand übergehen [3](#page=3). Die allgemeine Reaktionsgleichung einer Chemolumineszenz-Reaktion lautet: A + B $\rightarrow$ Produkt* $\rightarrow$ Produkt + $h \cdot \nu$ [3](#page=3). Ein bekanntes Beispiel ist die Lichterzeugung bei Leuchtkäfern, die auf der Oxidation eines Luminophors basiert, der ein instabiles Dioxetan-Zwischenprodukt bildet [3](#page=3). > **Tip:** Chemolumineszenz ist die Grundlage für viele Nachweisreaktionen und bildgebende Verfahren in der Chemie und Biologie. ### 3.2 Lumineszenz-Phänomene Lumineszenz umfasst verschiedene Phänomene der Lichtemission, die oft ohne weitere chemische Umwandlungen nach der Strahlungsabsorption auftreten [4](#page=4). #### 3.2.1 Fluoreszenz Fluoreszenz ist die sofortige Emission von Licht durch ein Molekül, nachdem es Strahlung absorbiert hat. Das emittierte Licht hat typischerweise eine längere Wellenlänge (geringere Energie) als das absorbierte Licht. Der Übergang vom angeregten Zustand in den Grundzustand erfolgt hierbei sehr schnell [4](#page=4). A + $h \cdot \nu$ $\rightarrow$ A* $\rightarrow$ A + $h \cdot \nu'$ [4](#page=4). Hierbei gilt $\nu > \nu'$ und $\lambda < \lambda'$, wobei $\lambda$ die Wellenlänge bezeichnet [4](#page=4). #### 3.2.2 Phosphoreszenz Phosphoreszenz ist die verzögerte Emission von Licht ("Nachleuchten") durch ein Molekül nach der Strahlungsabsorption. Dieser Prozess ist langsamer als Fluoreszenz, da der angeregte Zustand, von dem die Emission ausgeht, metastabil ist und länger existieren kann. Auch hier ist die Energie des emittierten Lichts geringer als die des absorbierten Lichts [4](#page=4). > **Tip:** Der Unterschied zwischen Fluoreszenz und Phosphoreszenz liegt primär in der Zeitdauer der Lichtemission und dem zugrundeliegenden Mechanismus der Zustandsübergänge (Singulett- vs. Triplett-Zustände, die hier nicht näher erläutert werden, aber für das Verständnis der Verzögerung entscheidend sind). --- ## 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 | |------|------------| | Addition | Eine Reaktion, bei der sich zwei oder mehr Moleküle zu einem einzigen größeren Molekül verbinden, ohne dass Atome verloren gehen. Beispiel: H₂O + SO₃ → H₂SO₄. | | Substitution | Eine chemische Reaktion, bei der ein Atom oder eine Atomgruppe in einem Molekül durch ein anderes Atom oder eine andere Atomgruppe ersetzt wird. Beispiel: CH₃Cl + OH⁻ → CH₃OH + Cl⁻. | | Elimination | Eine Reaktion, bei der aus einem Molekül eine kleine Moleküleinheit (z.B. H₂O, CO₂) abgespalten wird, was oft zu einer Doppel- oder Dreifachbindung führt. Beispiel: H₂CO₃ → CO₂ + H₂O. | | Homolytische Spaltung | Die Spaltung einer kovalenten Bindung, bei der jedes Atom der Bindung ein Elektron behält und Radikale gebildet werden. Beispiel: A–B → A• + B•. | | Heterolytische Spaltung | Die Spaltung einer kovalenten Bindung, bei der ein Atom der Bindung beide Elektronen behält und ein positives und ein negatives Ion entstehen. Beispiel: A–B → A⁺ + B⁻. | | Radikalkettenreaktion | Eine Reaktion, die durch Radikale initiiert wird und bei der sich die Radikale in einer Kette von Reaktionsschritten fortpflanzen. | | Isomerisierung | Eine Umlagerungsreaktion, bei der sich die Atome innerhalb eines Moleküls neu anordnen, ohne die Summenformel zu verändern, was zu einem Isomer führt. Beispiel: NH₄OCN → H₂N–CO–NH₂. | | Kondensation | Eine Reaktion, bei der zwei Moleküle unter Abspaltung eines kleinen Moleküls (oft Wasser) miteinander verbunden werden, um ein größeres Molekül zu bilden. | | Dimerisierung | Eine spezielle Form der Polymerisation, bei der sich zwei identische Monomere zu einem Dimer verbinden. Beispiel: 2 NO₂ → N₂O₄. | | Polymerisation | Eine Reaktion, bei der sich viele kleine Monomereinheiten zu einem langen Polymerrückgrat verbinden. Beispiel: n S₈ → (S₈)n. | | Protonierung | Die Anlagerung eines Protons (H⁺) an ein Molekül oder Ion, typischerweise an eine Lewis-Base, was zu einer Erhöhung der positiven Ladung führt. Beispiel: H⁺ + NH₃ → NH₄⁺. | | Hydrolyse | Eine chemische Reaktion, bei der Wasser mit einer Substanz reagiert und diese in ihre Bestandteile zerlegt, oft unter Anlagerung von H⁺ und OH⁻. Es ist eine Form der heterolytischen Spaltung. | | Oxidation | Ein Prozess, bei dem ein Stoff Elektronen abgibt (Zunahme der Oxidationszahl). | | Reduktion | Ein Prozess, bei dem ein Stoff Elektronen aufnimmt (Abnahme der Oxidationszahl). | | Disproportionierung | Eine Redoxreaktion, bei der ein Element in einer Verbindung sowohl oxidiert als auch reduziert wird. | | Koordination (Komplexbildung) | Die Bildung eines Komplexes, bei dem ein Zentralatom (oft ein Metallion) über koordinative kovalente Bindungen mit Liganden verbunden ist. | | Ligandenaustauschreaktion | Eine spezifische Art der Komplexbildungsreaktion, bei der ein oder mehrere Liganden in einem Koordinationskomplex durch andere Liganden ersetzt werden. | | Nukleophile Substitution | Eine Reaktion, bei der ein Nukleophil ein anderes Atom oder eine andere Atomgruppe (die Abgangsgruppe) ersetzt. | | Photoreaktion | Eine chemische Reaktion, die durch die Absorption von Lichtenergie initiiert oder beeinflusst wird. | | Lichtabsorption | Der Prozess, bei dem ein Atom oder Molekül Energie in Form von Photonen aufnimmt, was zu einer Anregung des Systems führen kann. Die Energie eines Photons ist gegeben durch $E = h \nu$, wobei $h$ das Plancksche Wirkungsquantum und $\nu$ die Frequenz des Lichts ist. | | Angeregter Zustand | Ein Zustand eines Atoms oder Moleküls, bei dem eines oder mehrere seiner Elektronen auf einem höheren Energieniveau als im Grundzustand sind. | | Photokatalyse | Eine Form der Katalyse, bei der Lichtenergie genutzt wird, um eine chemische Reaktion zu beschleunigen. | | Chemolumineszenz | Die Emission von Licht als Ergebnis einer chemischen Reaktion, oft wenn ein Produkt im angeregten Zustand gebildet wird, das dann unter Lichtemission in den Grundzustand übergeht. | | Fluoreszenz | Die sofortige Emission von Licht durch ein Molekül, nachdem es Licht einer kürzeren Wellenlänge (höherer Energie) absorbiert hat. | | Phosphoreszenz | Die verzögerte Emission von Licht durch ein Molekül, nachdem es Licht absorbiert hat. Das Phänomen beinhaltet oft den Übergang in einen metastabilen Triplett-Zustand. |

# Introduction to chemical bonding Chemical bonding is the attractive force that holds atoms together in molecules and chemical species, driven by the tendency of systems to achieve lower energy and greater stability [1](#page=1). ## 1. Introduction to chemical bonding Matter is composed of elements, and under normal conditions, most elements do not exist independently but rather as groups of atoms called molecules, which possess distinct properties. The force responsible for holding these constituent atoms together within molecules is known as a chemical bond. The formation of chemical compounds involves the combination of atoms, prompting questions about why atoms combine, why only certain combinations are possible, and why molecules have specific shapes. Various theories, including the Kössel-Lewis approach, Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) Theory, Valence Bond (VB) Theory, and Molecular Orbital (MO) Theory, have been developed to explain these phenomena. These theories are closely linked to advancements in understanding atomic structure, electronic configurations, and the periodic table [1](#page=1). ### 1.1 Kössel-Lewis approach to chemical bonding In 1916, Kössel and Lewis independently provided a satisfactory explanation for chemical bond formation based on electrons and the inertness of noble gases [2](#page=2). #### 1.1.1 Lewis's concept of the atom and stability Lewis viewed an atom as having a positively charged 'kernel' (nucleus plus inner electrons) and an outer shell capable of holding a maximum of eight electrons. He proposed that these eight electrons occupy the corners of a cube surrounding the kernel. The stable octet of electrons represents a particularly stable electronic arrangement. Lewis postulated that atoms achieve this stable octet when linked by chemical bonds [2](#page=2). > **Tip:** The drive towards stability by lowering energy is a fundamental principle underlying chemical bonding [1](#page=1). #### 1.1.2 Mechanisms of bond formation according to Kössel and Lewis Lewis suggested two primary ways atoms achieve a stable octet: 1. **Electron Transfer:** In the case of compounds like sodium chloride (NaCl), an electron can be transferred from one atom to another, forming ions (e.g., $Na^+$ and $Cl^-$) that then attract each other [2](#page=2). 2. **Electron Sharing:** For molecules like $Cl_2$ or $H_2$, bonds are formed by sharing a pair of electrons between atoms, allowing each atom to attain a stable outer octet [2](#page=2). #### 1.1.3 Lewis symbols Lewis introduced simple notations, known as Lewis symbols, to represent valence electrons in an atom. Only outer shell electrons (valence electrons) participate in chemical bonding, as inner shell electrons are shielded and typically not involved [2](#page=2). > **Example:** The Lewis symbol for Carbon (C), which has four valence electrons, is represented as $\cdot\underset{\cdot\cdot}{\stackrel{\cdot\cdot}{C}}\cdot$ [2](#page=2). #### 1.1.4 Significance of Lewis symbols The number of dots in a Lewis symbol indicates the number of valence electrons an atom possesses. This number is crucial for determining the common or group valence of an element, which is typically equal to the number of valence electrons or 8 minus the number of valence electrons [2](#page=2). #### 1.1.5 Kössel's contributions Kössel highlighted several key observations relevant to chemical bonding: * Noble gases are located between highly electronegative halogens and highly electropositive alkali metals in the periodic table [2](#page=2). * Halogen atoms tend to gain electrons to form negative ions, while alkali metal atoms lose electrons to form positive ions [2](#page=2). * These resulting ions achieve stable noble gas electronic configurations [2](#page=2). * Noble gases (except helium with a duplet) possess a stable octet ($ns^2np^6$) in their outer shell [2](#page=2). * Positive and negative ions are stabilized by electrostatic attraction [2](#page=2). > **Example:** The formation of sodium chloride (NaCl) involves the transfer of an electron from sodium to chlorine: > $$Na \rightarrow Na^+ + e^–$$ > $$[Ne 3s^1 \rightarrow [Ne]$$ > $$Cl + e^– \rightarrow Cl^–$$ > $$[Ne 3s^2 3p^5 \rightarrow [Ne 3s^2 3p^6 \text{ or } [Ar]$$ > $$Na^+ + Cl^– \rightarrow NaCl \text{ or } Na^+Cl^–$$ > Similarly, for calcium fluoride ($CaF_2$): > $$Ca \rightarrow Ca^{2+} + 2e^–$$ > $$[Ar]4s^2 \rightarrow [Ar]$$ > $$F + e^– \rightarrow F^–$$ > $$[He 2s^2 2p^5 \rightarrow [He 2s^2 2p^6 \text{ or } [Ne]$$ > $$Ca^{2+} + 2F^– \rightarrow CaF_2 \text{ or } Ca^{2+}(F^–)_2$$ > [2](#page=2). The bond formed due to the electrostatic attraction between positive and negative ions was termed an ionic bond [2](#page=2). --- # Theories of chemical bonding This topic explores the fundamental theories that explain how atoms connect to form molecules and compounds, focusing on the arrangement and behavior of electrons. ### 2.1 The Kössel-Lewis approach to chemical bonding In 1916, Kössel and Lewis independently developed a theory to explain chemical bonding based on electrons. Lewis envisioned an atom with a central "kernel" (nucleus + inner electrons) and an outer shell capable of holding up to eight electrons, arranged at the corners of a cube. This stable arrangement of eight electrons is known as an octet. Lewis proposed that atoms achieve this stable octet configuration when they form chemical bonds [2](#page=2). #### 2.1.1 Lewis symbols Lewis introduced a notation using dots to represent valence electrons, which are the electrons in the outermost shell and are involved in chemical bonding. The number of dots around an element's symbol indicates its valence electrons, which can help determine the element's common or group valence [2](#page=2). #### 2.1.2 Kössel's contributions Kössel highlighted several key observations related to chemical bonding [2](#page=2): * Noble gases are positioned between highly electronegative halogens and highly electropositive alkali metals in the periodic table [2](#page=2). * Halogen atoms tend to gain electrons to form negative ions, while alkali metal atoms lose electrons to form positive ions [2](#page=2). * These ions achieve stable noble gas electronic configurations. Noble gases, except helium (which has a duplet), possess a stable outer shell configuration of eight electrons ($ns^2np^6$) [2](#page=2). * The attraction between oppositely charged ions stabilizes them [2](#page=2). #### 2.1.3 Ionic or electrovalent bond The bond formed by the electrostatic attraction between positive and negative ions is termed the electrovalent bond. The electrovalence of an atom is equal to the number of unit charges on its ion. For example, calcium has a positive electrovalence of two, and chlorine has a negative electrovalence of one. Kössel's ideas form the basis for understanding ion formation through electron transfer and the creation of ionic crystalline compounds [3](#page=3). #### 2.1.4 Formation of NaCl and CaF2 * **NaCl formation:** Na $\rightarrow$ Na$^+$ + e$^-$ [2](#page=2). [Ne 3s$^1$ $\rightarrow$ [Ne [2](#page=2). Cl + e$^-$ $\rightarrow$ Cl$^-$ [2](#page=2). [Ne 3s$^2$ 3p$^5$ $\rightarrow$ [Ne 3s$^2$ 3p$^6$ or [Ar [2](#page=2). Na$^+$ + Cl$^-$ $\rightarrow$ NaCl or Na$^+$Cl$^-$ [2](#page=2). * **CaF2 formation:** Ca $\rightarrow$ Ca$^{2+}$ + 2e$^-$ [2](#page=2). [Ar 4s$^2$ $\rightarrow$ [Ar [2](#page=2). F + e$^-$ $\rightarrow$ F$^-$ [2](#page=2). [He 2s$^2$ 2p$^5$ $\rightarrow$ [He 2s$^2$ 2p$^6$ or [Ne [2](#page=2). Ca$^{2+}$ + 2F$^-$ $\rightarrow$ CaF$_2$ or Ca$^{2+}$(F$^-$)$_2$ [2](#page=2). ### 2.2 Octet rule In 1916, Kössel and Lewis proposed the electronic theory of chemical bonding, which states that atoms combine by transferring or sharing valence electrons to achieve an octet in their valence shells [3](#page=3). ### 2.3 Covalent bond Langmuir refined Lewis's ideas by introducing the term "covalent bond" and moving away from the stationary cubical arrangement of electrons. A covalent bond is formed by sharing a pair of electrons between atoms, with each atom contributing at least one electron to the shared pair. This sharing allows each atom to attain a stable noble gas configuration [3](#page=3). #### 2.3.1 Lewis dot structures Lewis dot structures use dots to represent valence electrons and illustrate bonding in molecules and ions through shared electron pairs. The key conditions for forming covalent bonds are [3](#page=3): * Each bond arises from the sharing of an electron pair [3](#page=3). * Each atom contributes at least one electron to the shared pair [3](#page=3). * Atoms achieve noble gas configurations through electron sharing [3](#page=3). #### 2.3.2 Multiple bonds * **Single covalent bond:** Formed by sharing one electron pair [3](#page=3). * **Double bond:** Formed by sharing two electron pairs between two atoms. Examples include CO$_2$ and ethene [3](#page=3). * **Triple bond:** Formed by sharing three electron pairs between two atoms. Examples include N$_2$ and ethyne [3](#page=3). #### 2.3.3 Writing Lewis dot structures Steps for writing Lewis dot structures include: 1. Sum the valence electrons of all combining atoms [4](#page=4). 2. For anions, add one electron for each negative charge; for cations, subtract one electron for each positive charge [4](#page=4). 3. Arrange the atoms to form a skeletal structure, generally placing the least electronegative atom in the center [4](#page=4). 4. Distribute the total electrons as bonding pairs (single bonds) to connect atoms, ensuring each bonded atom has an octet (except for hydrogen, which achieves a duplet) [4](#page=4). 5. Place remaining electrons as lone pairs on terminal atoms to satisfy their octets. If the central atom lacks an octet, use lone pairs to form multiple bonds. > **Tip:** The least electronegative atom is usually the central atom. #### 2.3.4 Formal charge Formal charge (F.C.) is the hypothetical charge assigned to an atom in a Lewis structure, calculated as: $$ \text{Formal charge (F.C.)} = (\text{Valence electrons in free atom}) - (\text{Non-bonding electrons}) - \frac{1}{2}(\text{Bonding electrons}) $$ [5](#page=5). Formal charges help in selecting the lowest energy Lewis structure, which generally has the smallest formal charges on atoms [6](#page=6). > **Example:** In ozone (O$_3$), the formal charges on the central O is +1, and on the terminal Os are 0 and -1, respectively [6](#page=6). #### 2.3.5 Limitations of the octet rule The octet rule is not universally applicable and has exceptions: * **Incomplete octet:** The central atom has fewer than eight valence electrons (e.g., LiCl, BeH$_2$, BCl$_3$, AlCl$_3$, BF$_3$) [6](#page=6). * **Odd-electron molecules:** Molecules with an odd number of electrons where not all atoms can satisfy the octet rule (e.g., NO, NO$_2$) [6](#page=6). * **Expanded octet:** Elements in the third period and beyond can accommodate more than eight valence electrons due to the availability of d orbitals (e.g., PF$_5$, SF$_6$, H$_2$SO$_4$) [6](#page=6). Other drawbacks include: * Failure to account for the shapes of molecules [7](#page=7). * Inability to explain the relative stability of molecules based on energy [7](#page=7). * It does not explain the reactivity of noble gases like Xenon and Krypton with fluorine and oxygen [7](#page=7). ### 2.4 Bond parameters These are measurable properties of chemical bonds. #### 2.4.1 Bond length Bond length is the equilibrium distance between the nuclei of two bonded atoms in a molecule. It is measured using spectroscopic techniques [8](#page=8). * **Covalent radius:** Half the distance between two similar atoms joined by a covalent bond in the same molecule [8](#page=8). * **Van der Waals radius:** Represents the overall size of an atom in a non-bonded situation, half the distance between two similar atoms in separate molecules in a solid [8](#page=8). For a covalent bond in molecule AB, the bond length R is approximately: $$ R = r_A + r_B $$ [8](#page=8). where $r_A$ and $r_B$ are the covalent radii of atoms A and B, respectively [8](#page=8). #### 2.4.2 Bond angle The bond angle is the angle between the orbitals containing bonding electron pairs around the central atom in a molecule or complex ion, expressed in degrees. It provides insight into the orbital distribution and molecular shape [9](#page=9). #### 2.4.3 Bond enthalpy Bond enthalpy is the energy required to break one mole of bonds of a particular type between two atoms in a gaseous state, measured in kJ mol$^{-1}$ [9](#page=9). * For diatomic molecules, it's the bond dissociation enthalpy. * For polyatomic molecules, the term "average bond enthalpy" is used because the energy to break equivalent bonds can vary due to different chemical environments [10](#page=10). $$ \text{Average bond enthalpy} = \frac{\text{Total bond dissociation enthalpy}}{\text{Number of bonds broken}} $$ [10](#page=10). #### 2.4.4 Bond order In the Lewis description, bond order is the number of bonds between two atoms in a molecule [10](#page=10). * Single bond: Bond order 1 * Double bond: Bond order 2 * Triple bond: Bond order 3 There is a general correlation: as bond order increases, bond enthalpy increases, and bond length decreases. Isoelectronic molecules and ions often have identical bond orders [10](#page=10). #### 2.4.5 Resonance structures When a single Lewis structure cannot accurately represent a molecule's experimentally determined parameters, the concept of resonance is introduced. Resonance involves writing multiple canonical or resonance structures that are considered contributing forms of a resonance hybrid, which accurately describes the molecule. Resonance stabilizes the molecule, lowering its energy, and averages bond characteristics [10](#page=10) [11](#page=11). > **Misconceptions about resonance:** Canonical forms do not have independent existence, molecules do not rapidly switch between forms, and there is no equilibrium between them [11](#page=11). #### 2.4.6 Polarity of bonds * **Nonpolar covalent bond:** Formed between two similar atoms where the shared electron pair is equally attracted by both nuclei [11](#page=11). * **Polar covalent bond:** Formed between two different atoms where the shared electron pair is displaced towards the more electronegative atom [11](#page=11). **Dipole moment (µ):** A measure of the polarity of a bond or molecule, defined as the product of the magnitude of the charge and the distance between the centers of positive and negative charge [12](#page=12). $$ \text{Dipole moment} (\mu) = \text{charge (Q)} \times \text{distance of separation (r)} $$ [12](#page=12). It is expressed in Debye units (D). Dipole moment is a vector quantity. In polyatomic molecules, the net dipole moment is the vector sum of individual bond dipoles and depends on molecular geometry [12](#page=12). > **Note:** In molecules like BeF$_2$ and BF$_3$, the bond dipoles cancel out due to symmetry, resulting in a zero net dipole moment [12](#page=12). **Fajans' rules:** These rules describe the partial covalent character of ionic bonds: * Smaller cation size and larger anion size increase covalent character [13](#page=13). * Greater charge on the cation increases covalent character [13](#page=13). * Cations with (n-1)d$^n$s$^0$ configuration (transition metals) are more polarizing than those with noble gas configurations (ns$^2$np$^6$) [13](#page=13). ### 2.5 Valence Bond (VB) Theory Valence Bond theory, developed by Heitler, London, and Pauling, explains bond formation through the overlap of atomic orbitals [18](#page=18). #### 2.5.1 Orbital overlap concept A covalent bond forms when atomic orbitals containing unpaired electrons with opposite spins overlap. The extent of overlap determines the strength of the bond; greater overlap leads to a stronger bond [19](#page=19). #### 2.5.2 Directional properties of bonds The directional nature of bonds, which dictates molecular geometry, is explained by the overlap and hybridization of atomic orbitals. Simple atomic orbital overlap does not fully account for the observed bond angles in molecules like CH$_4$, NH$_3$, and H$_2$O [20](#page=20). #### 2.5.3 Types of overlapping and nature of covalent bonds Covalent bonds are classified based on orbital overlap: * **Sigma ($\sigma$) bond:** Formed by end-to-end (head-on) overlap of atomic orbitals along the internuclear axis. This can occur between s-s, s-p, or p-p orbitals. $\sigma$ bonds are stronger than $\pi$ bonds due to greater overlap [21](#page=21). * **Pi ($\pi$) bond:** Formed by the sideways overlap of atomic orbitals, with their axes parallel and perpendicular to the internuclear axis. $\pi$ bonds consist of two saucer-type charged clouds above and below the plane of the participating atoms [21](#page=21). ### 2.6 Hybridization Hybridization is the process where atomic orbitals of slightly different energies mix to form new, equivalent hybrid orbitals with specific shapes and energies, which are then used for bond formation [21](#page=21). #### 2.6.1 Types of hybridization * **sp hybridisation:** Involves mixing one s and one p orbital to form two sp hybrid orbitals, resulting in linear geometry (180° bond angle). Example: BeCl$_2$ [22](#page=22). * **sp$^2$ hybridisation:** Involves mixing one s and two p orbitals to form three equivalent sp$^2$ hybrid orbitals, resulting in trigonal planar geometry (120° bond angle). Example: BCl$_3$ [22](#page=22) [23](#page=23). * **sp$^3$ hybridisation:** Involves mixing one s and three p orbitals to form four equivalent sp$^3$ hybrid orbitals, resulting in tetrahedral geometry (109.5° bond angle). Examples: CH$_4$ NH$_3$ (pyramidal, ~107°), H$_2$O (bent/angular, ~104.5°). The presence of lone pairs influences bond angles due to greater repulsion [17](#page=17) [23](#page=23). #### 2.6.2 Hybridisation involving d orbitals Elements in the third period and beyond can utilize d orbitals in hybridization: * **sp$^3$d hybridisation:** Involves one s, three p, and one d orbital to form five sp$^3$d hybrid orbitals, leading to trigonal bipyramidal geometry. Example: PCl$_5$ [26](#page=26). * **sp$^3$d$^2$ hybridisation:** Involves one s, three p, and two d orbitals to form six sp$^3$d$^2$ hybrid orbitals, resulting in octahedral geometry. Example: SF$_6$ [26](#page=26). * **dsp$^2$ hybridisation:** Involves one d, one s, and two p orbitals to form four equivalent dsp$^2$ hybrid orbitals, leading to square planar geometry. Example: [Ni(CN)$_4$]$^{2-}$ [25](#page=25). ### 2.7 Molecular Orbital (MO) Theory Developed by Hund and Mulliken, MO theory describes electrons in a molecule as occupying molecular orbitals (MOs) that are influenced by multiple nuclei [26](#page=26). #### 2.7.1 Formation of Molecular Orbitals: Linear Combination of Atomic Orbitals (LCAO) Atomic orbitals (represented by wave functions $\psi$) combine linearly to form molecular orbitals. For two atomic orbitals $\psi_A$ and $\psi_B$ [27](#page=27): $$ \sigma = \psi_A + \psi_B \quad (\text{bonding MO, lower energy}) $$ [27](#page=27). $$ \sigma^\ast = \psi_A - \psi_B \quad (\text{antibonding MO, higher energy}) $$ [27](#page=27). Bonding MOs have electron density between nuclei, stabilizing the molecule, while antibonding MOs have a nodal plane between nuclei, destabilizing the molecule [28](#page=28). #### 2.7.2 Conditions for the combination of atomic orbitals For effective LCAO: 1. Combining atomic orbitals must have similar energies [28](#page=28). 2. They must have the same symmetry about the molecular axis [28](#page=28). 3. They must overlap to the maximum extent [28](#page=28). #### 2.7.3 Types of Molecular Orbitals Molecular orbitals are designated by Greek letters: * **$\sigma$ (sigma) MOs:** Symmetrical around the bond axis, formed from s-s, p$_z$-p$_z$ overlap [28](#page=28). * **$\pi$ (pi) MOs:** Not symmetrical around the bond axis, formed from p$_x$-p$_x$ or p$_y$-p$_y$ overlap [29](#page=29). #### 2.7.4 Energy level diagram for molecular orbitals The relative energy levels of MOs depend on the specific atoms involved. For O$_2$ and F$_2$, the order is: $$ \sigma_{1s} < \sigma^\ast_{1s} < \sigma_{2s} < \sigma^\ast_{2s} < \sigma_{2p_z} < (\pi_{2p_x} = \pi_{2p_y}) < (\pi^\ast_{2p_x} = \pi^\ast_{2p_y}) < \sigma^\ast_{2p_z} $$ [29](#page=29). For molecules like Li$_2$, Be$_2$, B$_2$, C$_2$, and N$_2$, the $\pi$ MOs are lower in energy than $\sigma_{2p_z}$: $$ \sigma_{1s} < \sigma^\ast_{1s} < \sigma_{2s} < \sigma^\ast_{2s} < (\pi_{2p_x} = \pi_{2p_y}) < \sigma_{2p_z} < (\pi^\ast_{2p_x} = \pi^\ast_{2p_y}) < \sigma^\ast_{2p_z} $$ [30](#page=30). #### 2.7.5 Electronic configuration and molecular behavior * **Stability of molecules:** A molecule is stable if the number of electrons in bonding MOs (N$_b$) is greater than in antibonding MOs (N$_a$) [30](#page=30). * **Bond order (b.o.):** $$ \text{Bond order (b.o.)} = \frac{1}{2} (N_b - N_a) $$ [30](#page=30). A positive bond order indicates a stable molecule, while zero or negative indicates instability [30](#page=30). * **Nature of the bond:** Integral bond orders of 1, 2, or 3 correspond to single, double, or triple bonds, respectively [30](#page=30). * **Bond length:** Decreases as bond order increases [30](#page=30). * **Magnetic nature:** Molecules with all doubly occupied MOs are diamagnetic; those with singly occupied MOs are paramagnetic (e.g., O$_2$) [30](#page=30). --- # Bond parameters and properties This section details various measurable properties of chemical bonds, such as bond length, bond angle, bond enthalpy, bond order, and bond polarity, along with the concept of resonance structures. ### 3.1 Bond length Bond length is defined as the equilibrium distance between the nuclei of two bonded atoms in a molecule. This parameter is measured using spectroscopic, X-ray diffraction, and electron-diffraction techniques. Each atom contributes to the bond length; in a covalent bond, this contribution is known as the covalent radius. The covalent radius is approximately half the distance between two similar atoms joined by a covalent bond within the same molecule. The van der Waals radius, on the other hand, represents the overall size of an atom in a nonbonded situation and is half the distance between two similar atoms in separate molecules within a solid [8](#page=8). | Bond type | Covalent Bond Length (pm) | | :--------------------------------- | :------------------------ | | O–H | 96 | [9](#page=9). | C–H | 107 | [9](#page=9). | N–O | 136 | [9](#page=9). | C–O | 143 | [9](#page=9). | C–N | 143 | [9](#page=9). | C–C | 154 | [9](#page=9). | C=O | 121 | [9](#page=9). | N=O | 122 | [9](#page=9). | C=C | 133 | [9](#page=9). | C=N | 138 | [9](#page=9). | C≡N | 116 | [9](#page=9). | C≡C | 120 | [9](#page=9). Some typical average bond lengths for single, double, and triple bonds are provided in the table above. Table 4.3 lists bond lengths for common molecules [9](#page=9). ### 3.2 Bond angle A bond angle is defined as the angle between the orbitals that contain the bonding electron pairs around the central atom in a molecule or complex ion. Bond angles are measured in degrees and can be determined experimentally using spectroscopic methods. They provide insight into the distribution of orbitals around the central atom and thus help in determining the molecule's shape. For instance, the H–O–H bond angle in water is a key descriptor of its molecular geometry [9](#page=9). ### 3.3 Bond enthalpy Bond enthalpy, also known as bond dissociation enthalpy, is the amount of energy required to break one mole of a specific type of bond between two atoms in the gaseous state. Its unit is kJ mol–1. A larger bond dissociation enthalpy indicates a stronger bond [9](#page=9). For example, the H–H bond enthalpy in hydrogen is 435.8 kJ mol–1 [9](#page=9): `H2(g) → H(g) + H(g); ∆aH° = 435.8 kJ mol–1` [9](#page=9). For multiple bonds: `O2 (O = O) (g) → O(g) + O(g); ∆aH° = 498 kJ mol–1` [9](#page=9). `N2 (N ≡ N) (g) → N(g) + N(g); ∆aH° = 946.0 kJ mol–1` [9](#page=9). For heteronuclear diatomic molecules like HCl: `HCl (g) → H(g) + Cl (g); ∆aH° = 431.0 kJ mol–1` [9](#page=9). In polyatomic molecules, bond strength measurement is more complex due to the varying chemical environments of the same bond type. For instance, in water, the enthalpy to break the two O–H bonds differs. The first O–H bond requires 502 kJ mol–1, while the second requires 427 kJ mol–1 [10](#page=10). `H2O(g) → H(g) + OH(g); ∆aH1° = 502 kJ mol–1` [10](#page=10). `OH(g) → H(g) + O(g); ∆aH2° = 427 kJ mol–1` [10](#page=10). Because of these variations, the term **average bond enthalpy** is used for polyatomic molecules. It is calculated by dividing the total bond dissociation enthalpy by the number of bonds broken. For water, the average bond enthalpy is [10](#page=10): `Average bond enthalpy = (502 + 427) / 2 = 464.5 kJ mol–1` [10](#page=10). ### 3.4 Bond order In the Lewis description of covalent bonding, bond order is defined as the number of bonds between two atoms in a molecule. For example, H2 has a bond order of 1 (single bond), O2 has a bond order of 2 (double bond), and N2 has a bond order of 3 (triple bond). Similarly, CO has a bond order of 3 [10](#page=10). There is a general correlation between bond order, bond enthalpy, and bond length: * With an increase in bond order, bond enthalpy increases. * With an increase in bond order, bond length decreases [10](#page=10). Isoelectronic molecules and ions often share identical bond orders. For example, F2 and O2^2- have a bond order of 1, while N2, CO, and NO+ have a bond order of 3 [10](#page=10). ### 3.5 Resonance structures When a single Lewis structure is insufficient to accurately represent a molecule's experimentally determined parameters, the concept of resonance is employed. Resonance occurs when a molecule can be represented by multiple Lewis structures, called canonical or resonance structures, which have similar energies and the same arrangement of nuclei and electron pairs. The actual structure of the molecule is a hybrid of these canonical forms, known as the resonance hybrid. Resonance is depicted using a double-headed arrow between canonical structures [10](#page=10). For example, the ozone molecule (O3) can be represented by two canonical structures, each with one single and one double oxygen-oxygen bond. Experimentally, the oxygen-oxygen bond lengths in O3 are identical (128 pm), which is intermediate between a typical single bond (148 pm) and a double bond (121 pm). The resonance hybrid accurately reflects this intermediate bond character [10](#page=10). > **Tip:** The canonical forms of resonance have no real existence; the molecule exists as a single resonance hybrid, not as a rapid interconversion between different forms. Resonance contributes to molecular stability by lowering the energy of the resonance hybrid compared to any single canonical structure. It also averages the bond characteristics across all involved bonds [11](#page=11). Other examples of resonance include the carbonate ion (CO3^2-) and the carbon dioxide molecule (CO2). In CO3^2-, experimental findings show all carbon-oxygen bonds are equivalent, necessitating a resonance description of three canonical forms where the negative charge is delocalized. For CO2, the experimentally determined carbon-oxygen bond length (115 pm) lies between a double bond (121 pm) and a triple bond (110 pm), indicating resonance between structures with C=O and C≡O character [11](#page=11). ### 3.6 Polarity of bonds In reality, no bond is purely ionic or purely covalent; all bonds exhibit some degree of both characters [11](#page=11). **Nonpolar covalent bonds** are formed between two similar atoms (e.g., H2, O2, Cl2), where the shared electron pair is attracted equally by both nuclei and resides precisely between them [12](#page=12). **Polar covalent bonds** form between atoms with different electronegativities. The shared electron pair is displaced towards the more electronegative atom, creating partial positive and negative charges on the atoms. For example, in HF, the electron pair is pulled towards the more electronegative fluorine [12](#page=12). This charge separation results in a **dipole moment** ($\mu$), defined as the product of the magnitude of the charge and the distance between the centers of positive and negative charge [12](#page=12). $$ \text{Dipole moment } (\mu) = \text{charge } (Q) \times \text{ distance of separation } (r) $$ Dipole moments are typically expressed in Debye (D) units, where $1 \text{ D} = 3.33564 \times 10^{-30} \text{ C m}$ [12](#page=12). A dipole moment is a vector quantity. Conventionally, it is shown with an arrow pointing from the positive to the negative center. In chemistry, a crossed arrow is often used on Lewis structures, with the cross on the positive end and the arrowhead on the negative end, indicating the direction of electron density shift [12](#page=12). For polyatomic molecules, the net dipole moment is the vector sum of individual bond dipoles and depends on the molecule's spatial arrangement [12](#page=12). * In water (H2O), a bent molecule, the two O–H bond dipoles add up to a net dipole moment of approximately 1.85 D ($6.17 \times 10^{-30}$ C m) [12](#page=12). * In BeF2, a linear molecule, the two equal bond dipoles point in opposite directions and cancel out, resulting in a zero net dipole moment [12](#page=12). * Similarly, BF3, a trigonal planar molecule, has a zero dipole moment because the three bond moments cancel each other vectorially [12](#page=12). * In NH3 and NF3, both pyramidal molecules with a lone pair on nitrogen, the net dipole moments differ. NH3 has a larger dipole moment (1.47 D) than NF3 (0.23 D) because in NH3, the lone pair dipole reinforces the bond dipoles, while in NF3, it opposes them [13](#page=13). | Type of Molecule | Example | Dipole Moment, $\mu$(D) | Geometry | | :----------------- | :------ | :----------------------- | :------- | | Molecule (AB) | HF | 1.78 | linear | [13](#page=13). | | HCl | 1.07 | linear | [13](#page=13). | | HBr | 0.79 | linear | [13](#page=13). | | HI | 0.38 | linear | [13](#page=13). | | H2 | 0 | linear | [13](#page=13). | Molecule (AB2) | H2O | 1.85 | bent | [13](#page=13). | | H2S | 0.95 | bent | [13](#page=13). | | CO2 | 0 | linear | [13](#page=13). | Molecule (AB3) | NH3 | 1.47 | trigonal-pyramidal | [13](#page=13). | | NF3 | 0.23 | trigonal-pyramidal | [13](#page=13). | | BF3 | 0 | trigonal-planar | [13](#page=13). | Molecule (AB4) | CH4 | 0 | tetrahedral | [13](#page=13). | | CHCl3 | 1.04 | tetrahedral | [13](#page=13). | | CCl4 | 0 | tetrahedral | [13](#page=13). Ionic bonds also exhibit partial covalent character, as described by Fajans' rules [13](#page=13): * Smaller cation size and larger anion size increase covalent character. * Greater charge on the cation increases covalent character. * For cations of similar size and charge, those with $(n-1)d^n ns^0$ configurations (transition metals) are more polarizing than those with noble gas configurations $ns^2 np^6$ (alkali and alkaline earth metals) [13](#page=13). The cation's polarising power, the anion's polarisability, and the extent of anion distortion determine the percent covalent character of an ionic bond [13](#page=13). --- # Hydrogen bonding and its types Hydrogen bonding is an attractive force between molecules that arises from the partial positive charge on a hydrogen atom bonded to a highly electronegative atom [32](#page=32). ### 4.1 Cause of formation of hydrogen bond When a hydrogen atom is covalently bonded to a highly electronegative element (such as nitrogen, oxygen, or fluorine), the electron pair shared in the covalent bond is pulled significantly towards the electronegative atom. This causes the hydrogen atom to acquire a partial positive charge ($\delta+$), while the electronegative atom gains a partial negative charge ($\delta-$). This partially positively charged hydrogen atom can then form an attractive force with another highly electronegative atom of an adjacent molecule. This attraction is known as a hydrogen bond and is weaker than a covalent bond. The magnitude of hydrogen bonding influences the physical state and properties of compounds, being strongest in the solid state and weakest in the gaseous state [32](#page=32) [33](#page=33). ### 4.2 Types of hydrogen bonds There are two primary types of hydrogen bonds: intermolecular and intramolecular [33](#page=33). #### 4.2.1 Intermolecular hydrogen bond An intermolecular hydrogen bond occurs between two different molecules. These molecules can be of the same compound or different compounds [33](#page=33). > **Example:** The hydrogen bond in hydrogen fluoride (HF) molecules is an intermolecular hydrogen bond, where the hydrogen of one HF molecule is attracted to the fluorine of another HF molecule. Hydrogen bonding in alcohol and water molecules are also examples [32](#page=32) [33](#page=33). #### 4.2.2 Intramolecular hydrogen bond An intramolecular hydrogen bond is formed within the same molecule. This type of hydrogen bond occurs when a hydrogen atom is situated between two highly electronegative atoms (F, O, or N) that are part of the same molecule [33](#page=33). > **Example:** In the *ortho*-nitrophenol molecule, the hydrogen atom is positioned between two oxygen atoms, allowing for the formation of an intramolecular hydrogen bond [33](#page=33). --- ## Common mistakes to avoid - Review all topics thoroughly before exams - Pay attention to formulas and key definitions - Practice with examples provided in each section - Don't memorize without understanding the underlying concepts

| Term | Definition | |------|------------| | Chemical Bond | An attractive force that holds together the constituent atoms, ions, or other particles within different chemical species, enabling the formation of molecules and compounds. | | Molecule | A group of atoms that are found to exist together as a single, distinct species possessing characteristic properties, held together by chemical bonds. | | Kössel-Lewis Approach | A historical approach to understanding chemical bonding that was based on the inertness of noble gases and the role of valence electrons in achieving stable electron configurations. | | Octet Rule | The principle that atoms tend to combine in such a way that each atom has eight electrons in its valence shell, leading to a stable electron configuration similar to noble gases. | | Valence Electrons | The electrons located in the outermost shell of an atom, which are involved in chemical bonding and determine the chemical properties of the element. | | Lewis Symbols | Simple notations, introduced by G.N. Lewis, that use dots around an element's symbol to represent its valence electrons, aiding in the visualization of chemical bonding. | | Electrostatic Attraction | The attractive force that exists between oppositely charged ions, which plays a crucial role in stabilizing ionic compounds formed through chemical bonding. | | Inertness of Noble Gases | The characteristic property of noble gas elements to be unreactive under normal conditions, attributed to their stable, complete outer electron shells, often an octet. | | Covalent Bond | A chemical bond formed by the sharing of electron pairs between atoms, allowing each atom to achieve a stable outer octet of electrons. | | Electrovalent Bond | A bond formed by the electrostatic attraction between oppositely charged ions, which are created by the transfer of electrons from one atom to another. | | Formal Charge | The hypothetical charge assigned to an atom in a molecule or polyatomic ion, calculated as the difference between the valence electrons of a free atom and the electrons assigned to it in the Lewis structure. | | Resonance Structures | Multiple Lewis structures that are necessary to accurately represent a molecule when a single structure is insufficient, indicating that the actual molecule is a hybrid of these structures. | | Bond Length | The equilibrium distance between the nuclei of two bonded atoms in a molecule. | | Bond Angle | The angle between the orbitals containing bonding electron pairs around the central atom in a molecule or complex ion, expressed in degrees. | | Bond Enthalpy | The amount of energy required to break one mole of bonds of a particular type between two atoms in the gaseous state. | | Bond Order | In the Lewis description of covalent bonding, it is the number of bonds between two atoms in a molecule, representing the number of shared electron pairs. | | Valence Bond Theory | A theory that explains chemical bond formation based on the overlap of atomic orbitals, where atomic orbitals combine to form new equivalent orbitals. | | Sigma (σ) Bond | A type of covalent bond formed by the head-on overlap of atomic orbitals along the internuclear axis. | | Pi (π) Bond | A type of covalent bond formed by the sideways overlap of atomic orbitals, where their axes remain parallel to each other and perpendicular to the internuclear axis. | | Hybridization | The process of intermixing atomic orbitals of slightly different energies to form a new set of equivalent orbitals, known as hybrid orbitals, which are used in bond formation. | | Molecular Orbital Theory | A theory that describes chemical bonding in terms of molecular orbitals, which are formed by the combination of atomic orbitals and are influenced by two or more nuclei. | | Bonding Molecular Orbital | A molecular orbital formed by the constructive interference (addition) of atomic orbitals, possessing lower energy and greater stability than the original atomic orbitals. | | Antibonding Molecular Orbital| A molecular orbital formed by the destructive interference (subtraction) of atomic orbitals, possessing higher energy and lower stability than the original atomic orbitals. | | Linear Combination of Atomic Orbitals (LCAO) | An approximate method used in molecular orbital theory where molecular orbitals are formed by the addition or subtraction of the wave functions of atomic orbitals. | | VSEPR Theory (Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory) | A theory that predicts the geometry of molecules based on the principle that electron pairs in the valence shell of the central atom repel each other and arrange themselves to minimize this repulsion. | | Covalent Radius | In a covalent bond, this is the contribution of each atom to the bond length, representing approximately half the distance between the nuclei of two similar atoms joined by a covalent bond in the same molecule. | | Van der Waals Radius | This radius represents the overall size of an atom, including its valence shell, in a nonbonded situation. It is determined as half the distance between two similar atoms in separate molecules within a solid. | | Resonance Hybrid | The actual structure of a molecule that is accurately described as a combination (hybrid) of several contributing resonance structures. Its energy is lower than any individual resonance structure, leading to stabilization. | | Nonpolar Covalent Bond| A covalent bond formed between two identical atoms where the shared pair of electrons is attracted equally by both nuclei, resulting in an even distribution of electron density. | | Polar Covalent Bond | A covalent bond formed between two different atoms where the shared electron pair is displaced more towards the atom with higher electronegativity, creating partial positive and negative charges on the atoms. | | Dipole Moment | A measure of the polarity of a molecule, defined as the product of the magnitude of the charge separation and the distance between the centers of positive and negative charge. It is a vector quantity usually expressed in Debye units. | | Hydrogen Bond | An attractive force that binds a hydrogen atom of one molecule to an electronegative atom (such as Fluorine, Oxygen, or Nitrogen) of another molecule. This bond is weaker than a covalent bond and acts as a bridge between atoms. | | Intermolecular Hydrogen Bond | A hydrogen bond that is formed between two different molecules, which can be of the same or different compounds. Examples include hydrogen bonding in HF, alcohol, or water molecules. | | Intramolecular Hydrogen Bond | A hydrogen bond that forms when a hydrogen atom is positioned between two highly electronegative atoms (Fluorine, Oxygen, or Nitrogen) that are present within the same molecule. An example is found in ortho-nitrophenol, where hydrogen is situated between two oxygen atoms. | | Electronegativity | A measure of the tendency of an atom to attract a bonding pair of electrons. Highly electronegative elements like Nitrogen, Oxygen, and Fluorine play a crucial role in the formation of hydrogen bonds. | | Fractional Positive Charge ($\delta+$) | A partial positive charge that develops on an atom, such as hydrogen, when the electron pair in a covalent bond is shifted towards a more electronegative atom, making the hydrogen atom more electropositive. | | Fractional Negative Charge ($\delta-$) | A partial negative charge that develops on an atom, such as Fluorine, Oxygen, or Nitrogen, when it attracts the electron pair from a covalent bond more strongly than the bonded hydrogen atom, becoming more electronegative. |

# Intramoleculaire en intermoleculaire krachten Dit onderwerp behandelt de krachten die atomen en moleculen bij elkaar houden, en onderscheidt intramoleculaire bindingen die chemische eigenschappen bepalen van intermoleculaire krachten die fysische eigenschappen beïnvloeden [1](#page=1). ### 1.1 Intramoleculaire krachten Intramoleculaire krachten zijn de zeer sterke krachten die atomen binnen een molecuul bijeenhouden, zoals covalente of ionische bindingen. Deze krachten zijn essentieel voor de stabiliteit van moleculen en bepalen de chemische eigenschappen van stoffen. In sommige gevallen, zoals bij diamant, grafiet (covalent) of natriumchloride (ionisch), houden deze krachten ook de deeltjes op macroscopische schaal bij elkaar [1](#page=1). ### 1.2 Intermoleculaire krachten (Van der Waals-krachten) Intermoleculaire krachten zijn zwakkere krachten die tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen (vloeistoffen en vaste stoffen) bestaan. Ze beïnvloeden fysische eigenschappen zoals kookpunt en smeltpunt. Deze krachten zijn ook van toepassing op interacties tussen opgeloste deeltjes en het oplosmiddel [1](#page=1). Het verschil in energie tussen het verbreken van intermoleculaire en intramoleculaire krachten is significant: voor het verdampen van water (intermoleculair) is 40.7 kJ/mol nodig, terwijl het breken van de covalente bindingen in water (intramoleculair) 927 kJ/mol vereist. Dit illustreert de veel grotere sterkte van intramoleculaire interacties [1](#page=1). #### 1.2.1 Soorten intermoleculaire krachten Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten: * **Ion-dipoolinteracties:** Deze treden op wanneer ionen worden opgelost in een polair oplosmiddel, zoals een ionische stof in water. De solventmoleculen oriënteren zich zodanig dat de interacties tussen solvent en opgeloste stof gemaximaliseerd worden. Een voorbeeld is NaCl in water, waarbij de zuurstofatomen (negatieve pool) zich richten naar Na$^+$ ionen en de waterstofatomen (positieve pool) naar Cl$^-$ ionen. Complexvorming, zoals tussen K$^+$ en 18-kroon-6, is een ander voorbeeld. Dit mag niet verward worden met coördinatieve bindingen, die intramoleculair zijn [1](#page=1) [2](#page=2) [8](#page=8). * **Dipool-dipoolinteracties:** Deze ontstaan tussen polaire moleculen met partiële ladingen. Het positieve deel van de ene dipool trekt het negatieve deel van de andere aan. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties en nemen af met toenemende afstand tussen de deeltjes, zoals in gassen. HCl is een voorbeeld van een molecuul dat dipool-dipoolinteracties vormt [2](#page=2). * **Waterstofbruggen:** Dit zijn zeer sterke dipool-dipoolinteracties die optreden wanneer waterstofatomen gebonden zijn aan kleine, sterk elektronegatieve atomen zoals zuurstof (O), stikstof (N), of fluor (F). De grote dipool en de korte afstand zorgen voor een sterke interactie. Waterstofbruggen hebben een grote invloed op fysische eigenschappen. Voorbeelden zijn de vorming van dimeren van azijnzuur en de interacties tussen nucleobasen zoals guanine en cytosine [2](#page=2) [3](#page=3). * **Geïnduceerde dipolen:** Een extern elektrisch veld kan de elektronendistributie in een molecule verstoren, waardoor een tijdelijke dipool ontstaat (polarisering). Hoe meer elektronen een atoom heeft (grotere polariseerbaarheid), hoe makkelijker dit gebeurt. Een ion of polair molecule kan een dipool induceren in een ander molecule, wat leidt tot interacties [3](#page=3). * **Dispersiekrachten (Londonkrachten):** Deze ontstaan door tijdelijke, geïnduceerde dipolen als gevolg van fluctuaties in de elektronenverdeling, zelfs in apolaire atomen of moleculen zoals edelgassen en alkenen. Bij grotere atomen zijn dispersiekrachten belangrijker dan dipool-dipoolinteracties vanwege het grotere aantal beweegbare elektronen [3](#page=3). ### 1.3 Intermoleculaire krachten in verschillende fasen #### 1.3.1 Vloeistoffen Vloeistoffen hebben eigenschappen die tussen die van gassen en vaste stoffen in liggen. Gassen hebben een geringe interactie tussen moleculen en zijn samendrukbaar terwijl vaste stoffen weinig samendrukbaar zijn met sterke interacties. Het smelten van water kost 6.0 kJ/mol, terwijl verdamping 40.7 kJ/mol vereist, wat aangeeft dat er bij verdamping meer interacties verbroken moeten worden [3](#page=3). ##### 1.3.1.1 Fysische eigenschappen van vloeistoffen Fysische eigenschappen van vloeistoffen kunnen verklaard worden door intermoleculaire krachten: * **Dampspanning en kookpunt:** De dampspanning is de druk van de damp bij evenwicht, die toeneemt met de temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampspanning gelijk is aan de omgevingsdruk. Bij 100°C is de dampspanning van water één atmosfeer. De grafiek van dampspanning versus temperatuur toont dat een lagere druk leidt tot een lager kookpunt. Moleculaire massa correleert met dispersiekrachten; hogere moleculaire massa leidt tot hogere kookpunten en lagere dampspanning. Sterkere intermoleculaire krachten, zoals waterstofbruggen in water en glycerine, leiden tot zeer lage dampspanningen en hoge kookpunten, zelfs bij vergelijkbare moleculaire massa's [4](#page=4). #### 1.3.2 Vaste stoffen Vaste stoffen kunnen kristallijn (regelmatig gerangschikt) of amorf zijn [6](#page=6). ##### 1.3.2.1 Soorten kristallijne vaste stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen samengehouden door ionische bindingen, zoals NaCl [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen worden samengehouden door intermoleculaire krachten, zoals ijs (waterstofbruggen) of vast CO$_2$ (dispersiekrachten) [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Bestaan uit atomen samengehouden door dispersiekrachten, wat typisch is voor edelgassen [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Een groot aantal atomen is via covalente bindingen aan elkaar gebonden, zoals diamant, grafiet en siliciumoxide. Grafiet heeft sterke covalente bindingen (sp$^2$) en dispersiekrachten tussen lagen door beweegbare elektronen, terwijl diamant sp$^3$-koolstoffen heeft. Andere koolstofnetwerken zijn nanodiamanten, nanobuizen en fullerenen [6](#page=6) [7](#page=7). * **Metalen:** Individuele atomen worden samengehouden door gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat hun geleidbaarheid verklaart [7](#page=7). ##### 1.3.2.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen * **Smeltpunt:** Het smeltpunt varieert sterk afhankelijk van de intermoleculaire krachten. Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen met zwakke intermoleculaire krachten hebben lage smeltpunten (bv. He 3 Kelvin). Waterstofbruggen verhogen het smeltpunt (bv. water 273 Kelvin). Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat chemische bindingen verbroken moeten worden; ze ontbinden vaak eerder dan te smelten. Metalen hebben meestal hoge smeltpunten met grote variatie; sommige, zoals kwik, zijn vloeibaar bij kamertemperatuur [7](#page=7). * **Hardheid:** De weerstand tegen het verplaatsen van atomen is een functie van de sterkte van de aantrekkingskrachten. Diamant is het sterkst omdat covalente bindingen verbroken moeten worden [7](#page=7) [8](#page=8). * **Elektrische geleidbaarheid:** Metalen geleiden goed door gedelokaliseerde valentie-elektronen. Ionische vaste stoffen zijn niet geleidend in vaste toestand maar wel in vloeibare toestand omdat ionen mobiel worden. De meeste covalente stoffen zijn niet-geleidend, met uitzondering van grafiet vanwege gedelokaliseerde $\pi$-elektronen [8](#page=8). ### 1.4 Intermoleculaire krachten en oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen in één fase [8](#page=8). * **Ionische stof in water:** Treden ion-dipoolinteracties op, ook wel solvatatie of hydratatie genoemd. Voorbeeld: NaCl in water [8](#page=8). * **Polaire stof in polair oplosmiddel:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen zijn actief. Voorbeeld: methanol in water [8](#page=8). * **Ionische stof in apolair oplosmiddel:** Er treden ion-geïnduceerde dipoolinteracties op, die minder sterk zijn. Voorbeeld: NaCl in koolwaterstof [8](#page=8). * **Polair molecule in apolair solvent (of omgekeerd):** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties treden op. Voorbeeld: dizuurstof lost slecht op in water [8](#page=8). * **Apolaire stof in apolair solvent:** Enkel dispersiekrachten zijn aanwezig, die ook in elke andere oplossing voorkomen [8](#page=8). #### 1.4.1 Invloed van intermoleculaire krachten op de oplosbaarheid De oplosbaarheid hangt af van de relatieve sterkte van de interacties binnen de stoffen zelf en de interacties tussen de stoffen in oplossing. Zouten zijn vaak oplosbaar in water omdat de ion-dipoolinteracties sterk genoeg zijn om de roosterenergie van het zout te overwinnen. Hydratatie van ionen helpt bij het vrijkomen uit het kristalrooster. Zouten lossen niet op in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan, omdat de ion-geïnduceerde dipoolinteracties veel zwakker zijn dan de aantrekkingskrachten in het zout [9](#page=9). Olie lost niet op in water omdat de zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties tussen olie en water niet opwegen tegen de sterke waterstofbruggen tussen watermoleculen. Olie lost wel op in hexaan omdat beide stoffen dispersiekrachten hebben [9](#page=9). Alcoholen (ROH) hebben zowel een polaire OH-groep als een apolaire alkylgroep (R). Een kleine R-groep bevordert oplosbaarheid in water, terwijl een grote R-groep oplosbaarheid in hexaan bevordert. Vetoplosbare vitamines (A, D2) bestaan voornamelijk uit koolwaterstoffen, terwijl wateroplosbare vitamines (B2, C) veel polaire groepen bevatten [9](#page=9). > **Tip:** Onthoud dat "hetzelfde lost hetzelfde op" een goede vuistregel is voor oplosbaarheid: polaire stoffen lossen goed op in polaire oplosmiddelen, en apolaire stoffen in apolaire oplosmiddelen [9](#page=9). --- # Soorten intermoleculaire krachten en hun effecten Dit onderdeel verkent de verschillende typen intermoleculaire krachten en hoe deze de fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen beïnvloeden [1](#page=1). ### 2.1 Introductie tot intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten, ook wel Van der Waals-krachten genoemd, zijn zwakkere krachten tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen (zoals vloeistoffen en vaste stoffen) vergeleken met intramoleculaire krachten (zoals covalente of ionische bindingen). Terwijl intramoleculaire krachten de chemische eigenschappen bepalen, zijn het de intermoleculaire krachten die veel fysische eigenschappen, zoals kookpunten en smeltpunten, beïnvloeden. Deze krachten spelen ook een rol bij interacties tussen opgeloste deeltjes en het oplosmiddel [1](#page=1) [7](#page=7). ### 2.2 Soorten intermoleculaire krachten Er worden verschillende soorten intermoleculaire krachten onderscheiden: #### 2.2.1 Ion-dipoolinteracties Deze interacties treden op tussen ionen en polaire moleculen. De solventmoleculen oriënteren zich zodanig dat de elektronische interacties tussen het solvent en de opgeloste stof gemaximaliseerd worden. Een voorbeeld is het oplossen van een ionische stof zoals natriumchloride (NaCl) in water, waarbij de zuurstofatomen (negatieve pool van de dipool) zich richten naar de natriumionen (kationen), en de waterstofatomen (positieve pool van de dipool) zich richten naar de chloride-ionen (anionen). Complexvorming, zoals de interactie tussen K$^+$ en 18-kroon-6, is een ander voorbeeld. Het is belangrijk deze interacties niet te verwarren met coördinatieve bindingen, die intramoleculair van aard zijn [1](#page=1) [2](#page=2) [8](#page=8). #### 2.2.2 Dipool-dipoolinteracties Polaire moleculen, met permanente partiële ladingen, oefenen elektrostatische interacties uit via hun dipolen. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties. De positieve pool van de ene dipool trekt de negatieve pool van een andere dipool aan, mits er een gunstige oriëntatie is. De sterkte van deze interacties neemt af met toenemende afstand tussen de deeltjes, zoals in gassen. Een voorbeeld hiervan zijn de interacties tussen waterstofchloride (HCl) moleculen [2](#page=2). #### 2.2.3 Waterstofbruggen Waterstofbruggen zijn een speciale en sterkere vorm van dipool-dipoolinteracties. Ze treden op wanneer waterstofatomen gebonden zijn aan sterk elektronegatieve atomen zoals zuurstof (O), stikstof (N), of fluor (F). Deze bindingen creëren een aanzienlijke dipool en een korte afstand, wat leidt tot sterke intermoleculaire aantrekking. Waterstofbruggen hebben een grote invloed op de fysische eigenschappen van stoffen. Voorbeelden zijn de vorming van dimeren van azijnzuur en de interacties tussen nucleobasen zoals guanine en cytosine. Ook in complexere structuren, zoals "Rosettas", kunnen waterstofbruggen de ordening van moleculen bepalen [2](#page=2) [3](#page=3). #### 2.2.4 Geïnduceerde dipolen Geïnduceerde dipolen ontstaan wanneer een extern elektrisch veld de elektronenverdeling in een molecule verstoort, waardoor een tijdelijke dipool ontstaat (polarisatie). Hoe meer elektronen een atoom of molecule heeft, hoe groter de polariseerbaarheid, omdat de elektronen beweeglijker zijn. Een ion of een polair molecule kan een elektrisch veld creëren dat een dipool induceert in een ander molecule, wat leidt tot een interactie. Dit is relevant in oplossingen. In apolaire atomen of moleculen (zoals edelgassen of alkenen) ontstaan er door fluctuaties in de elektronenverdeling tijdelijke dipolen, wat leidt tot zwakke intermoleculaire krachten, bekend als dispersiekrachten. Voor grote atomen zijn dispersiekrachten vaak belangrijker dan dipool-dipoolinteracties vanwege het grotere aantal elektronen [3](#page=3). ### 2.3 Effecten van intermoleculaire krachten op eigenschappen van vloeistoffen De eigenschappen van vloeistoffen worden significant beïnvloed door de aanwezige intermoleculaire krachten. In tegenstelling tot gassen, die een lage dichtheid hebben en weinig interacties tussen moleculen vertonen, en vaste stoffen, die moeilijk samendrukbaar zijn met sterke interacties, hebben vloeistoffen eigenschappen die ertussenin liggen, maar dichter bij die van vaste stoffen. Het verbreken van intermoleculaire krachten vereist energie, zoals blijkt uit het smelten en verdampen van water [3](#page=3) [4](#page=4). #### 2.3.1 Dampspanning en kookpunt De dampspanning is de druk van de damp bij evenwicht en neemt toe met de temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampspanning gelijk is aan de omgevingsdruk. Een hogere moleculaire massa kan leiden tot sterkere dispersiekrachten, wat resulteert in een hoger kookpunt en lagere dampspanning. Echter, de aanwezigheid van sterkere intermoleculaire krachten zoals waterstofbruggen (bij water en glycerine) kan leiden tot aanzienlijk hogere kookpunten en lagere dampspanningen dan verwacht op basis van molecuulgewicht alleen [4](#page=4). > **Tip:** Het verlagen van de druk kan het kookpunt van een vloeistof verlagen, omdat er minder druk overwonnen hoeft te worden voor de damp om te ontstaan [4](#page=4). ### 2.4 Effecten van intermoleculaire krachten op eigenschappen van vaste stoffen De structuur en eigenschappen van vaste stoffen worden bepaald door de aard en sterkte van de intermoleculaire (of intramoleculaire in het geval van covalente netwerken en ionische kristallen) krachten [6](#page=6) [7](#page=7). #### 2.4.1 Soorten kristallijne stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen samengehouden door sterke ionische bindingen, zoals NaCl [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen worden bijeengehouden door intermoleculaire krachten, zoals waterstofbruggen in ijs of dispersiekrachten in vast CO$_2$ [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Zeldzaam, alleen bij edelgassen waar dispersiekrachten werken [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Grote netwerken van atomen verbonden door covalente bindingen, zoals diamant, grafiet en siliciumoxide. Grafiet heeft naast sterke covalente bindingen ook dispersiekrachten tussen lagen door mobiele elektronen. Andere voorbeelden zijn nanodiamanten, nanobuizen en fullerenen [6](#page=6) [7](#page=7). * **Metalen:** Atomen worden samengehouden door gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat elektrische geleidbaarheid verklaart [7](#page=7). #### 2.4.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen * **Smeltpunt:** De sterkte van de interacties bepaalt het smeltpunt. Vaste edelgassen en veel moleculaire vaste stoffen hebben lage smeltpunten door zwakke intermoleculaire krachten. Waterstofbruggen verhogen het smeltpunt (bv. water vergeleken met H$_2$S). Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat chemische bindingen verbroken moeten worden, en ze ontbinden vaker dan ze smelten. Metalen vertonen een grote variatie in smeltpunten, waarvan sommige (zoals kwik) zelfs vloeibaar zijn bij kamertemperatuur [7](#page=7). * **Hardheid:** De weerstand tegen het verplaatsen van atomen is een maat voor hardheid, vergelijkbaar met viscositeit in vloeistoffen. Dit is afhankelijk van de sterkte van de aantrekkingskrachten; diamant is extreem hard omdat covalente bindingen gebroken moeten worden [7](#page=7). * **Elektrische geleidbaarheid:** Metalen zijn goede geleiders door mobiele gedelokaliseerde valentie-elektronen. Ionische vaste stoffen zijn niet geleidend in vaste toestand omdat elektronen gelokaliseerd zijn, maar wel in gesmolten toestand. Grafiet is een uitzondering onder covalente stoffen vanwege gedelokaliseerde $\pi$-elektronen [8](#page=8). ### 2.5 Intermoleculaire krachten en oplosbaarheid De oplosbaarheid van een stof in een ander oplosmiddel is afhankelijk van de relatieve sterkte van de interacties binnen de stoffen en de interacties tussen de stoffen in oplossing [8](#page=8) [9](#page=9). * **Ionische stoffen in water:** Oplosbaar door sterke ion-dipoolinteracties (solvatie/hydratatie) die minimaal even sterk zijn als de roosterenergie van het zout [8](#page=8) [9](#page=9). * **Polaire stoffen in polaire oplosmiddelen:** Interacties zoals dipool-dipool of waterstofbruggen zijn gunstig, bv. methanol in water [8](#page=8). * **Ionische stoffen in apolaire oplosmiddelen:** Zeer slecht oplosbaar, omdat de ion-geïnduceerde dipoolinteracties zwakker zijn dan de ion-ion aantrekkingskrachten [8](#page=8) [9](#page=9). * **Polair in apolair (of omgekeerd):** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties, bv. zuurstof in water [8](#page=8). * **Apolair in apolair:** Enkel dispersiekrachten spelen een rol, die in vrijwel elke oplossing aanwezig zijn [8](#page=8). > **Voorbeeld:** Olie (apolaire stof) lost niet op in water (polair) omdat de zwakke interacties tussen olie en water niet opwegen tegen de sterke waterstofbruggen tussen watermoleculen. Olie lost wel op in hexaan (apolaire stof) omdat dispersiekrachten in beide stoffen en in de oplossing optreden. Alcoholen (ROH) vertonen een balans tussen oplosbaarheid in water en hexaan, afhankelijk van de lengte van de apolaire R-groep en de aanwezigheid van de polaire OH-groep. Vitamines kunnen ook geclassificeerd worden als water- of vetoplosbaar op basis van hun polaire en apolaire groepen [9](#page=9). --- # Fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen Dit thema onderzoekt hoe intermoleculaire krachten de macroscopische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen bepalen, zoals dampspanning, kookpunt, smeltpunt, hardheid en elektrische geleidbaarheid. ### 3.1 Vloeistoffen #### 3.1.1 Algemene eigenschappen en intermoleculaire krachten in vloeistoffen Vloeistoffen vertonen eigenschappen die tussen die van gassen en vaste stoffen in liggen, waarbij ze dichter bij vaste stoffen staan wat betreft dichtheid en samendrukbaarheid, maar met aanzienlijk minder sterke interacties tussen de moleculen dan in vaste stoffen. Het verbreken van de interacties tijdens het smelten van water vereist bijvoorbeeld slechts 6,0 kJ/mol, terwijl verdamping aanzienlijk meer energie vraagt (40,7 kJ/mol) vanwege het verbreken van meer interacties [3](#page=3). #### 3.1.2 De dampspanning en het kookpunt De dampspanning van een vloeistof is de druk die de damp uitoefent wanneer een evenwicht is bereikt tussen de vloeibare en gasvormige fase. Deze druk neemt toe met stijgende temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de druk boven de vloeistof, oftewel de omgevingsdruk, gelijk is aan de dampspanning van de vloeistof. Bij 100°C is de dampspanning van water bijvoorbeeld 1 atmosfeer. Een lagere omgevingsdruk resulteert in een lager kookpunt [4](#page=4). De moleculaire massa speelt een rol bij de intermoleculaire krachten: een hogere moleculaire massa kan leiden tot meer dispersie-interacties, wat de kookbaarheid vermindert en de dampspanning verlaagt. Echter, de aanwezigheid van sterkere krachten zoals waterstofbruggen kan leiden tot onverwacht lage dampspanningen en hoge kookpunten, zelfs bij moleculen met vergelijkbaar moleculair gewicht. Water en glycerine zijn hiervan goede voorbeelden vanwege hun sterke waterstofbruggen [4](#page=4). > **Tip:** De relatie tussen dampspanning en temperatuur kan worden weergegeven in een grafiek met een logaritmische schaal. Het kookpunt kan worden afgelezen op het snijpunt van de curve met de lijn van de omgevingsdruk (standaard 1 atm) [4](#page=4). ### 3.2 Vaste stoffen Vaste stoffen worden gekenmerkt door een geordende structuur en kunnen kristallijn (regelmatig gerangschikt) of amorf zijn [6](#page=6). #### 3.2.1 Soorten kristallijne vaste stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen die door ionische bindingen worden samengehouden, zoals natriumchloride (NaCl) [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen die door intermoleculaire krachten bij elkaar worden gehouden, zoals ijs (waterstofbruggen) of vast kooldioxide (dispersiekrachten) [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Atomen die enkel door dispersiekrachten worden samengehouden, wat alleen voorkomt bij edelgassen [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Een groot aantal atomen die via een covalent netwerk aan elkaar gebonden zijn, zoals diamant, grafiet en siliciumoxide. Grafiet heeft sterke covalente bindingen en dispersiekrachten tussen de lagen door beweegbare elektronen, terwijl diamant bestaat uit sp³-koolstoffen. Andere koolstofbevattende covalente netwerken zijn nanodiamanten, nanobuizen en fullerenen [6](#page=6) [7](#page=7). * **Metalen:** Individuele atomen worden bijeengehouden door gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat hun elektrische geleidbaarheid verklaart [7](#page=7). #### 3.2.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen * **Het smeltpunt:** Het smeltpunt varieert sterk afhankelijk van de aard van de interacties. Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen met zwakke intermoleculaire krachten hebben lage smeltpunten (bijvoorbeeld Helium bij 3 Kelvin). Waterstofbruggen verhogen het smeltpunt (bijvoorbeeld water bij 273 Kelvin). Ionische vaste stoffen en covalente netwerken vereisen het verbreken van sterke chemische bindingen, wat resulteert in zeer hoge smeltpunten; vaak ontbinden ze eerder dan te smelten. Metalen hebben over het algemeen hoge smeltpunten, maar met grote variaties; kwik (-39°C) en gallium (30°C) zijn voorbeelden van metalen die bij of nabij kamertemperatuur vloeibaar zijn [7](#page=7). > **Voorbeeld:** Vergelijking van smeltpunten: He (3 K) < Methaan (91 K) < Water (273 K) < NaCl (vermoedelijk veel hoger, neigt tot ontbinden) [7](#page=7). * **De hardheid:** Hardheid verwijst naar de weerstand tegen het verplaatsen van atomen en is vergelijkbaar met viscositeit in vloeistoffen. Het is een functie van de sterkte van de aantrekkingskrachten. Metalen zijn doorgaans vervormbaarder dan ionische vaste stoffen. Diamant is extreem hard omdat de covalente bindingen verbroken moeten worden [7](#page=7) [8](#page=8). * **De elektrische geleidbaarheid:** Metalen zijn uitstekende geleiders vanwege de beweeglijke, gedelokaliseerde valentie-elektronen. Ionische vaste stoffen geleiden niet in vaste toestand omdat de elektronen gelokaliseerd zijn, maar wel in vloeibare toestand. De meeste covalente stoffen zijn niet-geleidend, met uitzondering van grafiet, dat geleidende gedelokaliseerde π-elektronen bevat [8](#page=8). ### 3.3 Oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen die één fase vormen [8](#page=8). #### 3.3.1 Intermoleculaire krachten en oplossingen De aard van de intermoleculaire interacties bepaalt de oplosbaarheid en het gedrag van stoffen in oplossing: * **Ionische stof in water:** vindt plaats via ion-dipoolinteracties. Dit proces wordt solvatatie genoemd, en specifiek hydratatie wanneer het oplosmiddel water is. Een voorbeeld is NaCl in water [8](#page=8). * **Polaire stof in een polair oplosmiddel:** verloopt via dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen. Voorbeelden zijn methanol of dichloormethaan in water [8](#page=8). * **Ionische stof in een apolair oplosmiddel:** De interactie is zwakker, via ion-geïnduceerde dipoolinteracties, zoals NaCl in een koolwaterstof [8](#page=8). * **Polair molecule in apolair solvent (of omgekeerd):** Dit leidt tot zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties. Een voorbeeld is de slechte oplosbaarheid van dizuurstof in water [8](#page=8). * **Apolair stof in apolair solvent:** De interactie wordt gedomineerd door dispersiekrachten, die sowieso in elke oplossing aanwezig zijn [8](#page=8). --- # Intermoleculaire krachten en oplosbaarheid Dit onderwerp onderzoekt de rol van intermoleculaire krachten bij het oplossen van stoffen in elkaar, en hoe de relatieve sterkte van deze interacties de oplosbaarheid beïnvloedt [8](#page=8). ### 4.1 Oplossingen Oplossingen worden gedefinieerd als homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen die uit één enkele fase bestaan. Dit gedeelte focust op vloeibare oplossingen [8](#page=8). ### 4.2 Interacties in oplossingen De aard van de intermoleculaire krachten bepaalt in grote mate de oplosbaarheid van een stof in een ander oplosmiddel [9](#page=9). * **Ionische stof in water:** Dit type oplossing wordt gekenmerkt door sterke ion-dipoolinteracties. Het proces van het omringen van ionen door oplosmiddelmoleculen wordt solvatatie genoemd; wanneer water het oplosmiddel is, spreekt men specifiek van hydratatie. Een klassiek voorbeeld hiervan is natriumchloride (NaCl) in water [8](#page=8). * **Polaire stof in een polair oplosmiddel:** Hier treden voornamelijk dipool-dipoolinteracties en, indien aanwezig, waterstofbruggen op. Voorbeelden zijn methanol (CH\(_3\)OH) of dichloormethaan (CH\(_2\)Cl\(_2\)) in water [8](#page=8). * **Ionische stof in een apolair oplosmiddel:** De interacties zijn hier zwakker en worden geclassificeerd als ion-geïnduceerde dipoolinteracties. NaCl lost bijvoorbeeld slecht op in een koolwaterstof [8](#page=8). * **Polaire stof in apolair solvent of omgekeerd:** Dit leidt tot zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties. Di-zuurstof lost zeer slecht op in water als gevolg van deze zwakke interacties [8](#page=8). * **Apolaire stof in apolair solvent:** De enige significante intermoleculaire krachten zijn dispersiekrachten, die sowieso in elke oplossing aanwezig zijn [8](#page=8). ### 4.3 Invloed op oplosbaarheid De oplosbaarheid van een stof wordt bepaald door de relatieve sterkte van de interacties binnen de op te lossen stof, binnen het oplosmiddel, en de interacties die ontstaan tussen de op te lossen stof en het oplosmiddel wanneer ze gemengd worden [9](#page=9). * **Oplosbaarheid van zouten in water:** Zouten zijn vaak oplosbaar in water omdat de ion-dipoolinteracties die ontstaan in de oplossing minstens even sterk zijn als de aantrekkingskrachten tussen de ionen in het vaste zout, bekend als de roosterenergie. Het hydratatieproces van de ionen geeft energie vrij, wat helpt bij het losmaken van de ionen uit het kristalrooster [9](#page=9). * **Oplosbaarheid van zouten in apolaire oplosmiddelen:** Zouten zijn niet oplosbaar in bijvoorbeeld hexaan omdat de potentiële ion-(geïnduceerde) dipoolinteracties veel zwakker zijn dan de aantrekkingskrachten binnen het zoutkristal [9](#page=9). * **Olie in water:** Olie lost niet op in water omdat de zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties tussen olie en water niet opwegen tegen de sterkere waterstofbruggen tussen watermoleculen [9](#page=9). * **Olie in hexaan:** Olie lost wel op in hexaan, omdat in zowel olie als hexaan, en dus ook in de oplossing, dispersiekrachten de dominante intermoleculaire interacties zijn [9](#page=9). #### 4.3.1 Oplosbaarheid van alcoholen De oplosbaarheid van alcoholen (ROH) in water en hexaan varieert afhankelijk van de grootte van de alkylgroep (R) en de polariteit van de OH-groep [9](#page=9). * Kleine alkylgroepen (kleine R) bevorderen de oplosbaarheid in water, voornamelijk door de polaire OH-groep die waterstofbruggen kan vormen [9](#page=9). * Grote alkylgroepen (grote R) vergroten de apolaire aard van het molecuul, wat de oplosbaarheid in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan bevordert [9](#page=9). > **Voorbeeld:** Tabel 5.5 (niet verstrekt in documentinhoud) zou de specifieke oplosbaarheden van verschillende alcoholen bij 20°C illustreren [9](#page=9). #### 4.3.2 Oplosbaarheid van vitamines De oplosbaarheid van vitamines kan worden verklaard op basis van hun moleculaire structuur en de aanwezige polaire en apolaire groepen [9](#page=9). > **Voorbeeld:** > * Vitamines A en D\(_2\) zijn vetoplosbaar omdat ze voornamelijk uit koolwaterstoffen bestaan, met slechts één enkele OH-groep [9](#page=9). > * Vitamines B\(_2\) en C zijn duidelijk wateroplosbaar vanwege de aanwezigheid van talrijke polaire groepen in hun moleculen [9](#page=9). --- ## 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 | |------|------------| | Intramoleculaire krachten | Krachten die atomen bijeenhouden binnen een molecule, zoals covalente of ionische bindingen. Deze krachten zijn zeer sterk en bepalen de chemische eigenschappen van een stof. | | Intermoleculaire krachten | Zwakkere krachten tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen, die fysische eigenschappen zoals kookpunt en smeltpunt bepalen. Ook bekend als Van der Waals-krachten. | | Covalente binding | Een chemische binding waarbij atomen elektronen delen om een stabiele moleculaire structuur te vormen. Deze bindingen zijn zeer sterk en komen voor binnen moleculen. | | Ionische binding | Een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen kationen en negatief geladen anionen. Deze bindingen houden ionische verbindingen, zoals zouten, bijeen. | | Van der Waals-krachten | Een verzamelnaam voor intermoleculaire krachten, waaronder dipool-dipoolinteracties, geïnduceerde dipolen en dispersiekrachten. Ze zijn zwakker dan intramoleculaire krachten. | | Ion-dipoolinteracties | Elektrostatische interacties tussen ionen en polaire moleculen. Deze interacties zijn belangrijk bij het oplossen van ionische stoffen in polaire oplosmiddelen zoals water. | | Dipool-dipoolinteracties | Elektrostatische interacties tussen polaire moleculen die partiële positieve en negatieve ladingen bezitten. De positieve pool van het ene molecuul trekt de negatieve pool van het andere aan. | | Waterstofbruggen | Een speciale en sterke vorm van dipool-dipoolinteractie die optreedt wanneer een waterstofatoom gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (zoals zuurstof, stikstof of fluor) en wordt aangetrokken door een ander elektronegatief atoom in een naburig molecuul. | | Geïnduceerde dipolen | Tijdelijke dipoolmomenten die ontstaan wanneer een extern elektrisch veld, afkomstig van een ion of een polair molecuul, de elektronenverdeling in een naburig atoom of molecuul verstoort. | | Dispersiekrachten | Zwakke intermoleculaire krachten die ontstaan door tijdelijke fluctuaties in de elektronenverdeling van atomen of moleculen, waardoor kortstondige dipolen ontstaan. Deze krachten zijn aanwezig in alle moleculen, maar zijn dominant in apolaire moleculen. | | Dampspanning | De druk die een damp uitoefent wanneer deze in evenwicht is met zijn vloeibare of vaste fase bij een bepaalde temperatuur. Een hogere temperatuur leidt tot een hogere dampspanning. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampspanning van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk. Bij deze temperatuur kan de vloeistof overgaan in de gasfase. | | Solvatatie | Het proces waarbij oplosmiddelmoleculen zich oriënteren rond de deeltjes van de opgeloste stof, waardoor deze worden omringd en gescheiden. In het geval van water wordt dit specifiek hydratatie genoemd. | | Roosterenergie | De energie die nodig is om een ionisch kristal af te breken in individuele, vrije ionen in de gasfase. Een hoge roosterenergie duidt op sterke aantrekkingskrachten tussen de ionen in het kristal. | | Moleculaire massa | De som van de atoommassa's van alle atomen in een molecuul. Moleculaire massa is een belangrijke factor die de intermoleculaire krachten, en daarmee fysische eigenschappen zoals kookpunt, beïnvloedt. | | Polarisatie | Het proces waarbij de elektronenwolk van een atoom of molecuul wordt vervormd door een extern elektrisch veld, wat leidt tot het ontstaan van een geïnduceerd dipoolmoment. |

# Intramoleculaire en intermoleculaire krachten Dit topic onderzoekt de krachten die deeltjes bijeenhouden, zowel binnen als tussen moleculen, en hun impact op chemische en fysische eigenschappen [1](#page=1). ### 1.1 Intramoleculaire krachten Intramoleculaire krachten zijn de sterke bindingen, zoals covalente en ionische bindingen, die atomen bijeenhouden binnen een molecuul. Ze bepalen de chemische eigenschappen van stoffen en zijn verantwoordelijk voor de structurele integriteit van moleculen. In sommige gevallen, zoals bij diamant en grafiet (covalent) of natriumchloride (ionisch), houden deze krachten ook de deeltjes op macroscopische schaal bijeen [1](#page=1). ### 1.2 Intermoleculaire krachten (of Van der Waals-krachten) Intermoleculaire krachten zijn zwakkere krachten die tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen (vloeistoffen en vaste stoffen) werken. Deze krachten beïnvloeden fysische eigenschappen zoals kook- en smeltpunten en spelen een rol bij interacties tussen opgeloste deeltjes en het oplosmiddel. Het verbreken van intermoleculaire krachten vereist minder energie dan het verbreken van intramoleculaire bindingen; zo kost het verdampen van water 40.7 kJ/mol (intermoleculair) terwijl het breken van de covalente bindingen binnen een watermolecuul 927 kJ/mol vereist (intramoleculair) [1](#page=1). #### 1.2.1 Soorten intermoleculaire krachten Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten, elk met hun eigen sterkte en kenmerken: * **Ion-dipoolinteracties:** Deze treden op wanneer ionen worden opgelost in een polair oplosmiddel, zoals zouten in water. De solventmoleculen oriënteren zich zodanig dat de positieve delen van de dipolen naar negatieve ionen worden aangetrokken en de negatieve delen naar positieve ionen. Dit fenomeen wordt solvatatie genoemd, en hydratatie specifiek voor water. Voorbeelden zijn het oplossen van NaCl in water, waarbij de zuurstofatomen van water (negatieve pool) zich richten naar Na⁺-ionen en de waterstofatomen (positieve pool) naar Cl⁻-ionen. Complexe vorming, zoals tussen K⁺ en 18-kroon-6, valt hier ook onder. Deze interacties mogen niet verward worden met coördinatieve bindingen, wat een intramoleculaire kracht is [1](#page=1) [2](#page=2) [8](#page=8). * **Dipool-dipoolinteracties:** Deze krachten ontstaan tussen polaire moleculen die permanente partiële ladingen bezitten. Het positieve deel van de ene dipool wordt aangetrokken tot het negatieve deel van de andere dipool, mits een gunstige oriëntatie. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties en nemen af met toenemende afstand, zoals in gassen. Een voorbeeld is de interactie tussen HCl-moleculen [2](#page=2). * **Waterstofbruggen:** Dit zijn een speciaal type dipool-dipoolinteractie die optreden wanneer een waterstofatoom gebonden is aan een klein, sterk elektronegatief atoom (zoals zuurstof, stikstof of fluor). De grote polariteit van de binding en de korte afstand tussen de atomen resulteren in een sterke interactie. Waterstofbruggen hebben een aanzienlijke invloed op de fysische eigenschappen van stoffen. Voorbeelden zijn het dimeriseren van azijnzuur en de interacties tussen nucleobases in DNA (guanine en cytosine), en de complexe ordeningen in "Rosetta"-structuren [2](#page=2) [3](#page=3). * **Geïnduceerde dipolen:** Deze ontstaan wanneer een extern elektrisch veld, afkomstig van een ion of een polair molecuul, de elektronendichtheid in een ander, normaal apolair, molecuul verstoort. Hierdoor ontstaat een tijdelijke dipool in het gemanipuleerde molecuul, wat leidt tot een interactie. De polariseerbaarheid, de mate waarin de elektronendichtheid kan worden vervormd, neemt toe met de grootte van het atoom en het aantal elektronen. In apolaire atomen of moleculen, zoals edelgassen of alkenen, kunnen spontane fluctuaties in de elektronendichtheid ook tijdelijke dipolen en dus zwakke intermoleculaire krachten veroorzaken, bekend als dispersiekrachten. Bij grotere atomen zijn dispersiekrachten vaak belangrijker dan dipool-dipoolinteracties [3](#page=3). #### 1.2.2 Dispersiekrachten Dispersiekrachten (ook wel Londonkrachten genoemd) zijn zwakke intermoleculaire krachten die optreden tussen alle moleculen, zowel polair als apolair. Ze ontstaan door tijdelijke, geïnduceerde dipolen die het gevolg zijn van fluctuaties in de elektronendichtheid. De sterkte van deze krachten neemt toe met de grootte en het aantal elektronen van het molecuul, waardoor grotere moleculen sterkere dispersiekrachten ervaren [3](#page=3). ### 1.3 Intermoleculaire krachten in verschillende fasen #### 1.3.1 Vloeistoffen Vloeistoffen vertonen eigenschappen die tussen die van gassen en vaste stoffen in liggen. Ze zijn minder samendrukbaar dan gassen en hebben meer interacties tussen de deeltjes, maar minder dan in vaste stoffen. Het smelten van water vereist slechts 6.0 kJ/mol om interacties te verbreken, terwijl verdamping 40.7 kJ/mol vergt [3](#page=3). ##### 1.3.1.1 Fysische eigenschappen in vloeistoffen * **Dampspanning en kookpunt:** De dampspanning is de druk van de damp boven een vloeistof bij evenwicht, en deze neemt toe met de temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampspanning gelijk is aan de omgevingsdruk. Een lagere omgevingsdruk resulteert in een lager kookpunt. Stoffen met een hogere moleculaire massa hebben doorgaans meer dispersiekrachten, wat leidt tot een hogere kookpunt en lagere dampspanning. Sterkere intermoleculaire krachten, zoals waterstofbruggen in water en glycerine, verhogen het kookpunt aanzienlijk, zelfs bij vergelijkbare moleculaire massa's als apolaire moleculen [4](#page=4). #### 1.3.2 Vaste stoffen Vaste stoffen kunnen kristallijn (regelmatig gerangschikt) of amorf zijn [6](#page=6). ##### 1.3.2.1 Soorten kristallijne stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen, samengehouden door ionische bindingen (bv. NaCl) [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen worden samengehouden door intermoleculaire krachten (bv. ijs door waterstofbruggen, vast CO₂ door dispersiekrachten) [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Enkelvoudige atomen die door dispersiekrachten worden samengehouden (enkel bij edelgassen) [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Grote aantallen atomen verbonden door een covalent netwerk (bv. diamant, grafiet, siliciumoxide). Grafiet heeft sterke covalente bindingen en zwakke dispersiekrachten tussen lagen; diamant heeft sp³-koolstoffen. Andere koolstofnetwerken zijn nanodiamanten, nanobuizen, en fullerenen [6](#page=6) [7](#page=7). * **Metalen:** Individuele atomen samengehouden door gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat elektrische geleidbaarheid verklaart [7](#page=7). ##### 1.3.2.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen * **Smeltpunt:** Dit is sterk afhankelijk van de aard van de interacties. Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen met zwakke intermoleculaire krachten hebben lage smeltpunten (bv. He: 3 K; methaan: 91 K). Waterstofbruggen verhogen het smeltpunt (bv. water: 273 K). Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat ionische of covalente bindingen moeten worden doorbroken; ze ontbinden vaak eerder dan ze smelten. Metalen hebben meestal hoge smeltpunten, maar met grote variatie (bv. Hg is vloeibaar bij kamertemperatuur, Gallium smelt bij 30°C) [7](#page=7). * **Hardheid:** De weerstand tegen het verplaatsen van atomen, vergelijkbaar met viscositeit in vloeistoffen. Deze is afhankelijk van de sterkte van de aantrekkingskrachten. Diamant is het hardst omdat covalente bindingen verbroken moeten worden [7](#page=7) [8](#page=8). * **Elektrische geleidbaarheid:** Metalen zijn goede geleiders door gedelokaliseerde valentie-elektronen. Ionische vaste stoffen zijn niet geleidend omdat de elektronen gelokaliseerd zijn, maar worden geleidend in vloeibare toestand. De meeste covalente stoffen zijn niet-geleidend, met uitzondering van grafiet vanwege gedelokaliseerde π-elektronen [8](#page=8). ### 1.4 Intermoleculaire krachten en oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen in één fase. De aard van de intermoleculaire krachten bepaalt de oplosbaarheid [8](#page=8). * **Ionische stof in water:** Ion-dipoolinteracties (hydratatie) zijn dominant. Dit is het geval bij NaCl in water [8](#page=8). * **Polaire stof in polair oplosmiddel:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen treden op (bv. methanol in water) [8](#page=8). * **Ionische stof in apolair oplosmiddel:** Ion-geïnduceerde dipoolinteracties vinden plaats, maar zijn zwakker (bv. NaCl in koolwaterstof) [8](#page=8). * **Polair molecule in apolair solvent of omgekeerd:** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties treden op (bv. dizuurstof in water lost slecht op) [8](#page=8). * **Apolaire stof in apolair solvent:** Enkel dispersiekrachten zijn aanwezig [8](#page=8). #### 1.4.1 Invloed van intermoleculaire krachten op de oplosbaarheid De oplosbaarheid van een stof in een ander hangt af van de relatieve sterkte van de interacties binnen de stoffen zelf en de interacties tussen de stoffen in de oplossing. Zouten zijn vaak oplosbaar in water omdat de ion-dipoolinteracties in de oplossing minstens even sterk zijn als de aantrekkingskrachten binnen het kristalrooster (roosterenergie). Het hydrateren van ionen levert energie op die helpt bij het vrijkomen van ionen uit het rooster. Zouten zijn daarentegen niet oplosbaar in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan, omdat de ion-geïnduceerde dipoolinteracties daar veel zwakker zijn dan de ion-ion interacties in het zout. Olie lost niet op in water door de zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties tussen olie en water, die niet opwegen tegen de sterke waterstofbruggen tussen watermoleculen. Olie lost wel op in hexaan omdat zowel olie als hexaan dispersiekrachten ervaren [9](#page=9). De oplosbaarheid van alcoholen in water en hexaan hangt af van de lengte van de apolaire alkylgroep (R) versus de polaire OH-groep; een kleine R bevordert oplosbaarheid in water, een grote R in hexaan. Vitamines A en D2 zijn vetoplosbaar door hun overwegend koolwaterstofstructuur, terwijl vitamines B2 en C wateroplosbaar zijn vanwege hun vele polaire groepen [9](#page=9). --- # Fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen Dit gedeelte verklaart fysische eigenschappen van stoffen vanuit de onderliggende intermoleculaire en intramoleculaire krachten [3](#page=3) [4](#page=4) [7](#page=7) [8](#page=8). ### 2.1 Intermoleculaire krachten in vloeistoffen Vloeistoffen vertonen eigenschappen die tussen die van gassen en vaste stoffen in liggen, maar dichter bij vaste stoffen. Het verbreken van interacties bij het smelten van water kost bijvoorbeeld significant minder energie dan bij verdamping [3](#page=3). #### 2.1.1 Geïnduceerde dipolen Een extern elektrisch veld kan de elektronenverdeling in een molecuul verstoren, wat leidt tot een tijdelijk geïnduceerd dipoolmoment. Grotere atomen, met meer elektronen, zijn polariseerbaarder, wat betekent dat hun elektronen beweeglijker zijn. Interacties kunnen ontstaan wanneer een ion of polair molecuul een elektrisch veld creëert dat een dipool induceert in een ander molecuul. Dit is met name relevant in oplossingen. Zelfs in apolaire atomen of moleculen, zoals edelgassen of alkenen, treden geïnduceerde dipolen op door fluctuaties in de elektronenverdeling, wat resulteert in zwakke intermoleculaire krachten die bekend staan als dispersiekrachten. Voor grotere atomen zijn deze dispersiekrachten belangrijker dan dipool-dipoolinteracties vanwege het grotere aantal elektronen [3](#page=3). ### 2.2 Fysische eigenschappen in vloeistoffen Fysische eigenschappen van vloeistoffen kunnen verklaard worden op basis van de intermoleculaire krachten [4](#page=4). #### 2.2.1 De dampspanning en het kookpunt De **dampspanning** is de druk van de damp bij evenwicht, die toeneemt met stijgende temperatuur. Het **kookpunt** is de temperatuur waarbij de druk boven de vloeistof (omgevingsdruk) gelijk is aan de dampspanning. Een voorbeeld hiervan is dat bij 100 graden Celsius de dampspanning van water één atmosfeer bedraagt [4](#page=4). > **Tip:** Een grafiek die de dampspanning ten opzichte van de temperatuur weergeeft (vaak op een logaritmische schaal) kan gebruikt worden om het kookpunt af te lezen. De standaard omgevingsdruk is één atm. Door de druk te verlagen, kan het kookpunt ook verlaagd worden [4](#page=4). De moleculaire massa heeft invloed op de mogelijkheid tot dispersie-interacties tussen moleculen, wat kan leiden tot een hoger kookpunt en lagere dampspanning. Echter, sterkere krachten zoals waterstofbruggen, die aanwezig zijn in stoffen als water en glycerine, kunnen leiden tot een significant lagere dampspanning en hoger kookpunt in vergelijking met apolaire moleculen van vergelijkbaar gewicht. Moleculen die afgeleid zijn van sterk elektronegatieve atomen zoals stikstof (N), zuurstof (O), en fluor (F) kunnen eveneens onverwacht hoge kookpunten vertonen door waterstofbruggen [4](#page=4). ### 2.3 Fysische eigenschappen van vaste stoffen De fysische eigenschappen van vaste stoffen variëren afhankelijk van de aard van de interacties tussen de samenstellende deeltjes [7](#page=7). #### 2.3.1 Het smeltpunt Het **smeltpunt** is sterk variabel en afhankelijk van de interacties tussen de deeltjes. Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen, die enkel zwakke intermoleculaire krachten bezitten, hebben lage smeltpunten. Waterstofbruggen kunnen het smeltpunt verhogen, zoals te zien is bij water in vergelijking met waterstofsulfide en waterstoftelluride. Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat chemische bindingen verbroken moeten worden; ze ontbinden vaker dan dat ze smelten. Metalen vertonen over het algemeen hoge smeltpunten met grote variaties; enkele metalen, zoals kwik, zijn zelfs vloeibaar bij kamertemperatuur [7](#page=7). #### 2.3.2 De hardheid De **hardheid** is de weerstand tegen het verplaatsen van atomen en is vergelijkbaar met de viscositeit in vloeistoffen. Hardheid is een functie van de sterkte van de aantrekkingskrachten. Metalen zijn over het algemeen vervormbaarder dan ionische vaste stoffen. Diamant is het hardst omdat er covalente bindingen verbroken moeten worden [7](#page=7) [8](#page=8). #### 2.3.3 De elektrische geleidbaarheid Metalen zijn goede elektrische geleiders vanwege hun gedelokaliseerde valentie-elektronen die onder invloed van een elektrisch veld beweeglijk zijn. Ionische vaste stoffen zijn niet geleidend omdat hun elektronen gelokaliseerd zijn en niet kunnen bewegen, maar ze zijn wel geleidend in vloeibare toestand. De meeste covalente stoffen zijn niet-geleidend, met uitzondering van grafiet, dat gedelokaliseerde pi-elektronen bezit [8](#page=8). ### 2.4 Intermoleculaire krachten en oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen die uit één fase bestaan. De aard van de intermoleculaire krachten is bepalend voor het oplossen van stoffen [8](#page=8). * **Ionische stof in water:** Dit leidt tot ion-dipoolinteracties, een proces dat **solvatatie** wordt genoemd, en specifiek **hydratatie** als het oplosmiddel water is. Een voorbeeld hiervan is natriumchloride (NaCl) in water [8](#page=8). * **Polaire stof in een polair oplosmiddel:** Dit resulteert in dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen. Voorbeelden zijn methanol of dichloormethaan in water [8](#page=8). * **Ionische stof in een apolair oplosmiddel:** Dit veroorzaakt ion-geïnduceerde dipoolinteracties, die relatief zwak zijn. Een voorbeeld is natriumchloride in koolwaterstof [8](#page=8). * **Polair molecule in een apolair solvent (of omgekeerd):** Dit leidt tot zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties. Dizuurstof lost bijvoorbeeld zeer slecht op in water [8](#page=8). * **Apolaire stof in een apolair solvent:** Hierbij zijn enkel dispersiekrachten betrokken, die sowieso in elke oplossing aanwezig zijn [8](#page=8). --- # Intermoleculaire krachten en oplosbaarheid De oplosbaarheid van stoffen in elkaar wordt bepaald door de relatieve sterkte van de intermoleculaire krachten die tussen de op te lossen stof en het oplosmiddel optreden, en de krachten binnen de zuivere stoffen zelf. Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen die uit één fase bestaan, meestal vloeibaar [8](#page=8) [9](#page=9). ### 3.1 Soorten interacties in oplossingen De aard van de intermoleculaire krachten speelt een cruciale rol bij het bepalen of een stof zal oplossen in een ander medium [8](#page=8). #### 3.1.1 Ionische stoffen in water Wanneer een ionische stof in water wordt opgelost, treden ion-dipoolinteracties op. Dit proces wordt specifiek hydratatie genoemd wanneer water het oplosmiddel is. De sterke ion-dipoolinteracties in de oplossing zijn vaak even sterk of sterker dan de roosterenergie die de ionen in het vaste zout bij elkaar houdt. De hydratatie van de opgeloste ionen draagt energie bij, wat helpt bij het vrijkomen van de ionen uit het kristalrooster. Een klassiek voorbeeld hiervan is natriumchloride (NaCl) dat oplost in water [8](#page=8) [9](#page=9). #### 3.1.2 Polaire stoffen in polaire oplosmiddelen Polaire stoffen lossen doorgaans goed op in polaire oplosmiddelen door middel van dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen. Voorbeelden hiervan zijn methanol (CH3OH) of dichloormethaan (CH2Cl2) die oplossen in water [8](#page=8). #### 3.1.3 Ionische stoffen in apolaire oplosmiddelen Ionische stoffen lossen slecht op in apolaire oplosmiddelen, zoals hexaan. De interacties die hier optreden, ion-geïnduceerde dipoolinteracties, zijn aanzienlijk zwakker dan de aantrekkingskrachten tussen de ionen in het vaste zout (#page=8, 9) [8](#page=8) [9](#page=9). #### 3.1.4 Polaire stoffen in apolaire oplosmiddelen (en omgekeerd) Wanneer een polaire molecuul oplost in een apolair solvent, of andersom, treden zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties op. Een voorbeeld hiervan is de zeer slechte oplosbaarheid van dizuurstof (O2) in water. Olie, dat apolair is, lost niet op in water omdat de zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties tussen water en olie niet opwegen tegen de sterke waterstofbruggen tussen de watermoleculen. Olie lost echter wel op in hexaan omdat in beide stoffen en in de oplossing voornamelijk dispersiekrachten aanwezig zijn [8](#page=8) [9](#page=9). #### 3.1.5 Apolaire stoffen in apolaire oplosmiddelen Apolaire stoffen lossen in apolaire oplosmiddelen voornamelijk via dispersiekrachten. Deze dispersiekrachten zijn inherent aanwezig in alle oplossingen, maar worden dominant wanneer zowel de op te lossen stof als het oplosmiddel apolair zijn (#page=8, 9) [8](#page=8) [9](#page=9). ### 3.2 Invloed van de structuur op oplosbaarheid De structuur van moleculen, met name het evenwicht tussen polaire en apolaire delen, beïnvloedt hun oplosbaarheid [9](#page=9). #### 3.2.1 Alcoholen Alcoholen (ROH) bezitten een polaire OH-groep en een apolaire alkylgroep (R). Een kleine alkylgroep bevordert de oplosbaarheid in water, terwijl een grote alkylgroep de oplosbaarheid in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan vergroot [9](#page=9). #### 3.2.2 Vitamines Vitamines illustreren dit principe. Vitamines A en D2 zijn vetoplosbaar omdat ze grotendeels uit koolwaterstoffen bestaan, met slechts één OH-groep. Vitamines B2 en C zijn daarentegen wateroplosbaar vanwege de aanwezigheid van meerdere polaire groepen [9](#page=9). > **Tip:** Een vuistregel voor oplosbaarheid is "gelijksoortige lost gelijksoortige op" (polar dissolves polar, nonpolar dissolves nonpolar). Dit komt neer op de compatibiliteit van de intermoleculaire krachten (#page=8, 9) [8](#page=8) [9](#page=9). --- ## 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 | |------|------------| | Intramoleculaire krachten | Krachten die atomen bijeenhouden binnen een molecuul, zoals covalente of ionische bindingen. Deze krachten zijn zeer sterk en bepalen de chemische eigenschappen van een stof. | | Intermoleculaire krachten | Zwakkere krachten tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen (zoals vloeistoffen en vaste stoffen) die fysische eigenschappen zoals kookpunt en smeltpunt bepalen. Deze worden ook wel Van der Waals-krachten genoemd. | | Covalente binding | Een chemische binding waarbij atomen elektronen delen om een stabiele elektronenconfiguratie te bereiken. Deze bindingen zijn sterk en komen voor binnen moleculen. | | Ionische binding | Een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen kationen en negatief geladen anionen, meestal na elektronenoverdracht. | | Ion-dipoolinteracties | Elektrostatische aantrekkingen tussen een ion en het dipoolmoment van een polair molecuul. Deze spelen een belangrijke rol bij het oplossen van ionische stoffen in polaire oplosmiddelen zoals water. | | Dipool-dipoolinteracties | Elektrostatische interacties tussen de partiële positieve en negatieve ladingen van polaire moleculen. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties. | | Waterstofbruggen | Een specifieke, sterke vorm van dipool-dipoolinteractie waarbij een waterstofatoom gebonden aan een zeer elektronegatief atoom (zoals O, N, of F) wordt aangetrokken tot een ander elektronegatief atoom. | | Geïnduceerde dipolen | Tijdelijke dipoolmomenten die ontstaan in een niet-polair molecuul als gevolg van de aanwezigheid van een extern elektrisch veld, bijvoorbeeld van een nabijgelegen ion of polair molecuul, of door fluctuaties in de elektronenverdeling. | | Dispersiekrachten | Zwakke intermoleculaire krachten die ontstaan door tijdelijke dipolen als gevolg van willekeurige fluctuaties in de elektronenverdeling van atomen of moleculen. Ze zijn aanwezig in alle stoffen, maar dominant in apolaire moleculen. | | Dampspanning | De druk die de damp van een stof uitoefent wanneer deze in evenwicht is met de vloeibare of vaste fase bij een bepaalde temperatuur. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampspanning van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk, waardoor de vloeistof begint te koken en overgaat in damp. | | Smeltpunt | De temperatuur waarbij een vaste stof overgaat in de vloeibare fase. Dit is afhankelijk van de sterkte van de bindingen en interacties binnen de vaste stof. | | Solvatatie | Het proces waarbij oplosmiddelmoleculen de opgeloste deeltjes omringen en interageren. Wanneer het oplosmiddel water is, spreekt men van hydratatie. |

# Intramoleculaire en intermoleculaire krachten Dit onderwerp verkent de krachten die atomen en moleculen bijeenhouden, met een focus op de sterke intramoleculaire bindingen en de zwakkere intermoleculaire interacties, ook wel Van der Waals-krachten genoemd [1](#page=1). ### 1.1 Intramoleculaire krachten Intramoleculaire krachten zijn de sterke bindingen die atomen binnen een molecuul bijeenhouden, zoals covalente of ionische bindingen. Deze krachten zijn essentieel voor de stabiliteit van moleculen en bepalen hun chemische eigenschappen. Ze kunnen ook op macroscopische schaal stoffen bijeenhouden, zoals in diamant of grafiet (covalent) en NaCl (ionisch) [1](#page=1). ### 1.2 Intermoleculaire krachten (Van der Waals-krachten) Intermoleculaire krachten zijn zwakkere aantrekkingskrachten die bestaan tussen samenstellende deeltjes in gecondenseerde fasen (vloeistoffen en vaste stoffen). Ze beïnvloeden fysische eigenschappen zoals kook- en smeltpunten en zijn ook van toepassing op interacties tussen opgeloste deeltjes en het oplosmiddel [1](#page=1). Het verschil in sterkte tussen intra- en intermoleculaire krachten kan worden geïllustreerd aan de hand van water: het verdampen van water (een intermoleculair fenomeen) vereist energie van 40.7 kJ/mol, terwijl het breken van de covalente bindingen binnen een watermolecuul (intramoleculair fenomeen) 927 kJ/mol vereist. Dit toont aan dat intramoleculaire interacties aanzienlijk sterker zijn [1](#page=1). #### 1.2.1 Soorten intermoleculaire krachten Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten: ##### 1.2.1.1 Ion-dipoolinteracties Deze interacties treden op wanneer een ion in een polair oplosmiddel wordt opgelost. Het oplosmiddelmolecuul oriënteert zich zo dat de elektronische interacties met het ion gemaximaliseerd worden [1](#page=1) [2](#page=2). * **Voorbeeld:** Het oplossen van NaCl in water, waarbij de negatieve zuurstofatomen van watermoleculen zich richten naar de Na$^+$ ionen en de positieve waterstofatomen naar de Cl$^-$ ionen [2](#page=2). * Ion-dipoolinteracties zijn ook relevant bij complexvorming, zoals de vorming van een complex tussen K$^+$ en 18-kroon-6. Dit moet niet verward worden met coördinatieve bindingen, die intramoleculair zijn [2](#page=2). ##### 1.2.1.2 Dipool-dipoolinteracties Deze interacties vinden plaats tussen polaire moleculen die partiële ladingen bezitten. De positieve pool van het ene molecuul trekt de negatieve pool van het andere aan, mits de oriëntatie gunstig is. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties en nemen af met toenemende afstand tussen de deeltjes [2](#page=2). * **Voorbeeld:** HCl-moleculen vormen dipool-dipoolinteracties [2](#page=2). ##### 1.2.1.3 Waterstofbruggen Waterstofbruggen zijn een speciaal type, zeer sterke dipool-dipoolinteracties die optreden wanneer waterstofatomen gebonden zijn aan kleine, elektronegatieve atomen zoals zuurstof (O), stikstof (N) of fluor (F). De grote dipool en de korte afstand tussen de deeltjes versterken deze interactie. Waterstofbruggen hebben een grote invloed op de fysische eigenschappen van stoffen [2](#page=2). * **Voorbeeld:** Azijnzuur kan als dimeer verdampen door waterstofbruggen. Ook de interactie tussen nucleobasen zoals guanine en cytosine en de ordening in "Rosettas" berusten op waterstofbruggen [3](#page=3). ##### 1.2.1.4 Geïnduceerde dipolen Een extern elektrisch veld kan de elektronendichtheid in een molecule verstoren, wat leidt tot de vorming van een tijdelijke dipoolmoment (polarisatie). Hoe meer elektronen een atoom heeft (groter atoom), hoe groter de polariseerbaarheid en dus de beweeglijkheid van de elektronen [3](#page=3). * Een ion of een polair molecule kan een dipool induceren in een ander molecule, wat leidt tot een interactie [3](#page=3). * Zelfs in apolaire atomen of moleculen (zoals edelgassen of alkenen) kunnen fluctuaties in de elektronenverdeling tijdelijke dipolen veroorzaken, wat leidt tot zwakke intermoleculaire krachten: dispersiekrachten [3](#page=3). * Voor grote atomen zijn dispersiekrachten belangrijker dan dipool-dipoolinteracties vanwege het grotere aantal elektronen [3](#page=3). ### 1.3 Intermoleculaire krachten in vloeistoffen Vloeistoffen vertonen eigenschappen die tussen die van gassen (geringe interacties) en vaste stoffen (sterke interacties) in liggen, maar dichter bij vaste stoffen. Het smelten van water kost relatief weinig energie om interacties te verbreken (6.0 kJ/mol), terwijl verdampen aanzienlijk meer energie vereist (40.7 kJ/mol) omdat meer intermoleculaire interacties verbroken moeten worden [3](#page=3). #### 1.3.1 Fysische eigenschappen in vloeistoffen verklaard door intermoleculaire krachten * **Dampspanning en kookpunt:** De dampspanning is de druk van de damp bij evenwicht, die toeneemt met de temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampspanning gelijk is aan de omgevingsdruk [4](#page=4). * Een lagere omgevingsdruk resulteert in een lager kookpunt [4](#page=4). * Moleculaire massa is gerelateerd aan de sterkte van dispersiekrachten: een hogere moleculaire massa leidt over het algemeen tot een hoger kookpunt en een lagere dampspanning. Echter, sterkere intermoleculaire krachten zoals waterstofbruggen kunnen leiden tot onverwacht lage dampspanningen en hoge kookpunten, zelfs bij moleculen met vergelijkbare moleculaire massa, zoals bij water en glycerine [4](#page=4). ### 1.4 Vaste stoffen Vaste stoffen kunnen kristallijn (regelmatig geordend) of amorf zijn. De aard van de interacties tussen de deeltjes bepaalt de fysische eigenschappen van vaste stoffen [6](#page=6). #### 1.4.1 Soorten kristallijne stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen samengehouden door ionische bindingen (bv. NaCl) [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen samengehouden door intermoleculaire krachten (bv. ijs door waterstofbruggen, vast CO$_2$ door dispersiekrachten) [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Atomen samengehouden door dispersiekrachten (enkel bij edelgassen) [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Grote aantallen atomen verbonden door een covalent netwerk (bv. diamant, grafiet, siliciumoxide). Grafiet heeft sterke covalente bindingen en dispersiekrachten tussen de lagen. Andere voorbeelden zijn nanodiamanten, nanobuizen en fullerenen [6](#page=6) [7](#page=7). * **Metalen:** Atomen samengehouden door gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat de elektrische geleidbaarheid verklaart [7](#page=7). #### 1.4.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen * **Smeltpunt:** Het smeltpunt varieert sterk afhankelijk van de aard van de interacties [7](#page=7). * Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen met zwakke intermoleculaire krachten hebben lage smeltpunten [7](#page=7). * Waterstofbruggen verhogen het smeltpunt [7](#page=7). * Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat chemische bindingen verbroken moeten worden. Ze ontbinden vaak eerder dan te smelten [7](#page=7). * Metalen hebben meestal hoge smeltpunten, maar met grote variatie; sommige zijn zelfs vloeibaar bij kamertemperatuur (bv. kwik, gallium) [7](#page=7). * **Hardheid:** Dit is de weerstand tegen het verplaatsen van atomen en is afhankelijk van de sterkte van de aantrekkingskrachten. Diamant is zeer hard omdat covalente bindingen verbroken moeten worden. Metalen zijn vervormbaarder dan ionische vaste stoffen [7](#page=7) [8](#page=8). * **Elektrische geleidbaarheid:** * Metalen zijn goede geleiders door gedelokaliseerde valentie-elektronen [8](#page=8). * Ionische vaste stoffen zijn niet geleidend in vaste toestand omdat elektronen gelokaliseerd zijn, maar wel in vloeibare toestand [8](#page=8). * De meeste covalente stoffen zijn niet-geleidend, met uitzondering van grafiet door gedelokaliseerde π-elektronen [8](#page=8). ### 1.5 Oplossingen Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen in één fase [8](#page=8). #### 1.5.1 Intermoleculaire krachten en oplossingen De aard van de intermoleculaire krachten bepaalt de oplosbaarheid: * **Ionische stof in water:** Treden ion-dipoolinteracties op, ook wel hydratatie genoemd [8](#page=8). * **Polaire stof in polair oplosmiddel:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen komen voor [8](#page=8). * **Ionische stof in apolair oplosmiddel:** Ion-geïnduceerde dipoolinteracties treden op, maar zijn niet erg sterk [8](#page=8). * **Polair molecule in apolair solvent (of omgekeerd):** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties [8](#page=8). * **Apolaire stof in apolair solvent:** Enkel dispersiekrachten zijn aanwezig [8](#page=8). #### 1.5.2 Invloed van intermoleculaire krachten op de oplosbaarheid De oplosbaarheid van een stof hangt af van de relatieve sterkte van de interacties binnen de stoffen zelf en tussen de stoffen in oplossing [9](#page=9). * Zouten zijn vaak oplosbaar in water omdat de sterke ion-dipoolinteracties in oplossing minstens even sterk zijn als de aantrekkingskrachten in het zoutkristal (roosterenergie) [9](#page=9). * Zouten zijn niet oplosbaar in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan, omdat de ion-geïnduceerde dipoolinteracties veel zwakker zijn dan de roosterenergie [9](#page=9). * Olie lost niet op in water omdat de zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties tussen olie en water niet opwegen tegen de sterke waterstofbruggen tussen watermoleculen. Olie lost wel op in hexaan omdat in beide stoffen en de oplossing dispersiekrachten voorkomen [9](#page=9). > **Tip:** "Gelijksoortige lost gelijksoortige op" is een nuttig principe: polaire stoffen lossen goed op in polaire oplosmiddelen, en apolaire stoffen in apolaire oplosmiddelen [9](#page=9). * De oplosbaarheid van alcoholen in water en hexaan varieert met de lengte van de apolaire alkylgroep (R) en de polariteit van de OH-groep. Kleine R leidt tot oplosbaarheid in water, grote R tot oplosbaarheid in hexaan [9](#page=9). * Vitamines illustreren dit principe: vetoplosbare vitamines (A, D2) hebben voornamelijk koolwaterstofstructuren, terwijl wateroplosbare vitamines (B2, C) veel polaire groepen bevatten [9](#page=9). --- # Soorten intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten zijn zwakkere interacties tussen moleculen die fysische eigenschappen zoals kook- en smeltpunten beïnvloeden. Deze krachten spelen een rol in zowel zuivere stoffen als in oplossingen. Ze zijn significant zwakker dan intramoleculaire krachten, zoals blijkt uit het verschil in benodigde energie om covalente bindingen te verbreken versus het verdampen van water [1](#page=1). ### 2.1 Ion-dipoolinteracties Ion-dipoolinteracties treden op wanneer een ion interageert met een polair molecuul. De solventmoleculen oriënteren zich zo dat de elektronische interacties tussen het solvent en de opgeloste stof gemaximaliseerd worden [1](#page=1) [2](#page=2). > **Voorbeeld:** Bij het oplossen van natriumchloride (NaCl) in water, zullen de zuurstofatomen (met een partiële negatieve lading) van watermoleculen zich richten naar de natriumionen (positief geladen), en de waterstofatomen (met een partiële positieve lading) zich richten naar de chloride-ionen (negatief geladen) [2](#page=2). Deze interacties zijn ook relevant bij complexvorming, maar moeten niet verward worden met coördinatieve bindingen, die intramoleculair van aard zijn en een significant covalent karakter kunnen hebben [2](#page=2). ### 2.2 Dipool-dipoolinteracties Dipool-dipoolinteracties vinden plaats tussen polaire moleculen met partiële ladingen. De positieve pool van het ene molecuul trekt de negatieve pool van een ander molecuul aan, wat leidt tot elektrostatische interacties. Deze interacties zijn zwakker dan ion-dipoolinteracties en nemen af met toenemende afstand tussen de moleculen [2](#page=2). > **Voorbeeld:** Waterstofchloride (HCl) moleculen kunnen dipool-dipoolinteracties met elkaar aangaan [2](#page=2). ### 2.3 Waterstofbruggen Waterstofbruggen zijn een speciaal type dipool-dipoolinteractie die optreden wanneer een waterstofatoom gebonden is aan een klein, zeer elektronegatief atoom zoals zuurstof (O), stikstof (N) of fluor (F). Dit resulteert in een sterke dipool en een korte afstand tussen de moleculen, wat leidt tot krachtige interacties. Waterstofbruggen hebben een grote invloed op de fysische eigenschappen van stoffen [2](#page=2). > **Voorbeeld:** Azijnzuurmoleculen kunnen dimeren vormen via waterstofbruggen, wat relevant is bij verdamping. Ook de interacties tussen nucleobasen zoals guanine en cytosine in DNA worden mede door waterstofbruggen bepaald. "Rosettas" die structuren met 18 waterstofbruggen bevatten, illustreren hoe moleculen zich kunnen ordenen door deze interacties [3](#page=3). ### 2.4 Geïnduceerde dipolen Geïnduceerde dipolen ontstaan wanneer een extern elektrisch veld, afkomstig van een ion of een ander polair molecuul, de elektronenverdeling in een neutraal molecule verstoort. Dit creëert een tijdelijk dipoolmoment, waardoor er een interactie ontstaat tussen de deeltjes. De mate waarin een molecule gepolariseerd kan worden, is afhankelijk van het aantal elektronen; grotere atomen met meer elektronen zijn gemakkelijker polariseerbaar [3](#page=3). > **Tip:** De polariseerbaarheid van een molecule neemt toe met het aantal elektronen, omdat deze elektronen mobieler zijn [3](#page=3). Ook in apolaire atomen of moleculen, zoals edelgassen of alkenen, kunnen geïnduceerde dipolen optreden door natuurlijke fluctuaties in de elektronenverdeling. Dit leidt tot zwakke intermoleculaire krachten, bekend als dispersiekrachten. Bij grote atomen kunnen dispersiekrachten belangrijker zijn dan dipool-dipoolinteracties vanwege het grotere aantal beschikbare elektronen [3](#page=3). --- # Fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen Dit deel behandelt hoe intermoleculaire krachten de fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen beïnvloeden [3](#page=3) [4](#page=4) [6](#page=6) [7](#page=7) [8](#page=8). ### 3.1 Intermoleculaire krachten en hun invloed op eigenschappen Intermoleculaire krachten zijn de krachten die tussen moleculen werken en bepalen grotendeels de macroscopische fysische eigenschappen van stoffen. Ze variëren in sterkte, van zwakke dispersiekrachten tot sterke ionische en covalente bindingen [3](#page=3) [6](#page=6) [7](#page=7). #### 3.1.1 Soorten intermoleculaire krachten * **Waterstofbruggen:** Een speciale vorm van dipool-dipoolinteracties, waarbij een waterstofatoom gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (N, O, of F) en aantrekking ondervindt van een ander elektronegatief atoom in een naburig molecuul. Ze zijn significant sterker dan gewone dipool-dipoolinteracties en leiden tot hogere kook- en smeltpunten [3](#page=3) [4](#page=4) [7](#page=7). * **Dipool-dipoolinteracties:** Treden op tussen polaire moleculen die permanente dipoolmomenten hebben [3](#page=3). * **Geïnduceerde dipolen:** Kunnen ontstaan wanneer een extern elektrisch veld, veroorzaakt door een ion of een ander polair molecuul, de elektronendichtheid in een naburig molecuul tijdelijk verstoort, waardoor een geïnduceerd dipoolmoment ontstaat. Dit leidt tot dispersiekrachten [3](#page=3). * **Dispersiekrachten (Londonkrachten):** Ontstaan door tijdelijke fluctuaties in de elektronendichtheid van moleculen, waardoor kortstondige dipolen ontstaan die weer andere dipolen kunnen induceren. Ze zijn aanwezig in alle moleculen, maar zijn de enige intermoleculaire krachten in apolaire moleculen en atomen zoals edelgassen. Grotere atomen met meer elektronen zijn gevoeliger voor polarisatie, wat leidt tot sterkere dispersiekrachten [3](#page=3) [6](#page=6). #### 3.1.2 Vloeistoffen: eigenschappen en intermoleculaire krachten Vloeistoffen vertonen eigenschappen die tussen die van gassen en vaste stoffen in liggen, maar dichter bij die van vaste stoffen [3](#page=3). ##### 3.1.2.1 Dampspanning en kookpunt De dampspanning is de druk van de damp boven een vloeistof bij evenwicht, en deze neemt toe met de temperatuur. Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampspanning van de vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk [4](#page=4). * **Invloed van moleculaire massa:** Over het algemeen leidt een hogere moleculaire massa tot sterkere dispersiekrachten, wat resulteert in een hogere kookpunt en lagere dampspanning [4](#page=4). * **Invloed van sterkere intermoleculaire krachten:** Stoffen met sterkere intermoleculaire krachten, zoals waterstofbruggen in water en glycerine, hebben aanzienlijk hogere kookpunten en lagere dampspanningen dan apolaire moleculen van vergelijkbaar moleculair gewicht [4](#page=4). > **Tip:** Het kookpunt van een vloeistof kan worden verlaagd door de omgevingsdruk te verlagen [4](#page=4). ##### 3.1.2.2 Energie van faseovergangen Het smelten van ijs vereist relatief weinig energie (ongeveer 6,0 kJ/mol) omdat slechts een beperkt aantal interacties verbroken hoeft te worden, terwijl verdamping veel meer energie vereist (ongeveer 40,7 kJ/mol) omdat er veel meer intermoleculaire interacties moeten worden overwonnen [3](#page=3). ### 3.2 Vaste stoffen: soorten en eigenschappen Vaste stoffen kunnen kristallijn (regelmatig gerangschikt) of amorf zijn [6](#page=6). #### 3.2.1 Soorten kristallijne stoffen * **Ionische vaste stoffen:** Bestaan uit kationen en anionen die door sterke ionische bindingen worden samengehouden (bv. NaCl) [6](#page=6). * **Moleculaire vaste stoffen:** Moleculen worden bijeengehouden door intermoleculaire krachten zoals waterstofbruggen (bv. ijs) of dispersiekrachten (bv. vast CO2) [6](#page=6). * **Atomaire vaste stoffen:** Atomen worden enkel bijeengehouden door dispersiekrachten, dit geldt enkel voor edelgassen [6](#page=6). * **Covalente netwerken:** Een groot aantal atomen is via covalente bindingen aan elkaar verbonden in een driedimensionaal netwerk (bv. diamant, grafiet, siliciumoxide). Grafiet heeft sterke covalente bindingen tussen atomen binnen lagen en zwakkere dispersiekrachten tussen de lagen [6](#page=6) [7](#page=7). #### 3.2.2 Fysische eigenschappen van vaste stoffen ##### 3.2.2.1 Het smeltpunt Het smeltpunt varieert sterk afhankelijk van de aard van de bindingen en interacties tussen de samenstellende deeltjes [7](#page=7). * **Lage smeltpunten:** Vaste edelgassen en moleculaire vaste stoffen met zwakke intermoleculaire krachten hebben lage smeltpunten [7](#page=7). * **Verhoogde smeltpunten:** Waterstofbruggen leiden tot hogere smeltpunten (bv. water ) [7](#page=7). * **Zeer hoge smeltpunten:** Ionische vaste stoffen en covalente netwerken hebben zeer hoge smeltpunten omdat er sterke chemische bindingen (ionisch of covalent) gebroken moeten worden; deze stoffen ontbinden vaak eerder dan dat ze smelten [7](#page=7). * **Metalen:** Hebben over het algemeen hoge smeltpunten, met aanzienlijke variatie. Sommige metalen zoals kwik zijn zelfs vloeibaar bij kamertemperatuur [7](#page=7). > **Tip:** De smeltpunten van vaste stoffen die enkel door dispersiekrachten worden bijeengehouden, nemen toe met de grootte van de moleculen en het aantal elektronen [7](#page=7). ##### 3.2.2.2 De hardheid Hardheid is de weerstand tegen het verplaatsen van atomen binnen een vaste stof en is vergelijkbaar met viscositeit in vloeistoffen. De hardheid is een functie van de sterkte van de aantrekkingskrachten [7](#page=7). * Metalen zijn over het algemeen vervormbaarder dan ionische vaste stoffen [8](#page=8). * Diamant is extreem hard omdat er sterke covalente bindingen verbroken moeten worden [8](#page=8). ##### 3.2.2.3 De elektrische geleidbaarheid * **Metalen:** Zijn goede geleiders vanwege de gedelokaliseerde valentie-elektronen die vrij kunnen bewegen onder invloed van een elektrisch veld [7](#page=7) [8](#page=8). * **Ionische vaste stoffen:** Zijn niet geleidend in vaste toestand omdat de elektronen gelokaliseerd zijn. Ze worden wel geleidend in vloeibare toestand [8](#page=8). * **Covalente stoffen:** De meeste zijn niet-geleidend, met de uitzondering van grafiet, dat gedelokaliseerde π-elektronen heeft [8](#page=8). ### 3.3 Oplossingen: intermoleculaire krachten en solvatatie Oplossingen zijn homogene mengsels van atomen, moleculen of ionen in één fase, waarbij we hier focussen op vloeibare oplossingen [8](#page=8). #### 3.3.1 Solvatatie en hydratatie Solvatatie is het proces waarbij een opgeloste stof wordt omgeven door oplosmiddelmoleculen. Wanneer water het oplosmiddel is, spreekt men specifiek van hydratatie. De aard van de interacties tussen de opgeloste stof en het oplosmiddel bepaalt de oplosbaarheid [8](#page=8). * **Ionische stoffen in water:** Ion-dipoolinteracties spelen een rol (bv. NaCl in water) [8](#page=8). * **Polaire stoffen in polaire oplosmiddelen:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen zijn dominant (bv. methanol in water) [8](#page=8). * **Ionische stoffen in apolaire oplosmiddelen:** Ion-geïnduceerde dipoolinteracties treden op, maar zijn zwak [8](#page=8). * **Polaire stoffen in apolaire oplosmiddelen (en omgekeerd):** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties komen voor [8](#page=8). * **Apolaire stoffen in apolaire oplosmiddelen:** Enkel dispersiekrachten zijn aanwezig, die sowieso in elke oplossing voorkomen [8](#page=8). > **Tip:** Het principe "gelijk lost gelijk op" is een nuttig heuristiek; polaire oplosmiddelen lossen polaire stoffen en ionen goed op, terwijl apolaire oplosmiddelen apolaire stoffen goed oplossen [8](#page=8). --- # Intermoleculaire krachten en oplosbaarheid Dit onderwerp onderzoekt hoe de relatieve sterkte van intermoleculaire krachten bepaalt of een stof oplost in een andere stof [9](#page=9). ### 4.1 Concept van oplosbaarheid Oplosbaarheden worden bepaald door de sterkte van de interacties binnen de op te lossen stof, binnen het oplosmiddel, en de interacties die ontstaan tussen de op te lossen stof en het oplosmiddel wanneer deze in oplossing gaan. Dit principe kan samengevat worden als "soort lost op in soort" [9](#page=9). ### 4.2 Soorten interacties en hun invloed op oplosbaarheid De aard en sterkte van intermoleculaire krachten zijn cruciaal voor het voorspellen van oplosbaarheid. Hieronder worden de belangrijkste interactietypen en hun impact besproken: #### 4.2.1 Ionische stoffen in water * **Interactie:** Ion-dipoolinteracties [8](#page=8). * **Terminologie:** Dit proces wordt algemeen solvatatie genoemd, en specifiek hydratatie wanneer het oplosmiddel water is [8](#page=8). * **Mechanisme:** De sterke ion-dipoolinteracties die ontstaan tussen de ionen van het zout en de polaire watermoleculen zijn minstens even sterk als de aantrekkingskrachten tussen de ionen in het vaste zout (roosterenergie). Het hydrateren van de ionen levert energie op en helpt bij het vrijkomen van de ionen uit het kristalrooster [9](#page=9). * **Voorbeeld:** Natriumchloride (NaCl) lost goed op in water [8](#page=8). #### 4.2.2 Polaire stoffen in polaire oplosmiddelen * **Interactie:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen [8](#page=8). * **Compatibiliteit:** Polaire moleculen lossen goed op in polaire oplosmiddelen vanwege vergelijkbare intermoleculaire krachten. * **Voorbeeld:** Methanol (CH3OH) of dichloormethaan (CH2Cl2) lossen goed op in water [8](#page=8). #### 4.2.3 Polaire stoffen in apolaire oplosmiddelen (of omgekeerd) * **Interactie:** Zwakke dipool-geïnduceerde dipoolinteracties [8](#page=8). * **Oplosbaarheid:** Deze interacties zijn over het algemeen zwak, wat resulteert in lage oplosbaarheid. * **Voorbeeld:** Dizuurstof (O2) lost zeer slecht op in water [8](#page=8). #### 4.2.4 Ionische stoffen in apolaire oplosmiddelen * **Interactie:** Ion-geïnduceerde dipoolinteracties [8](#page=8). * **Oplosbaarheid:** Deze interacties zijn relatief zwak [9](#page=9). * **Mechanisme:** De ion-geïnduceerde dipoolinteracties zijn veel zwakker dan de aantrekkingskrachten tussen de ionen in het zout [9](#page=9). * **Voorbeeld:** NaCl lost niet op in koolwaterstoffen zoals hexaan [8](#page=8) [9](#page=9). #### 4.2.5 Apolaire stoffen in apolaire oplosmiddelen * **Interactie:** Enkel dispersiekrachten (van der Waals-krachten) [8](#page=8). * **Oplosbaarheid:** Dispersiekrachten komen in alle oplossingen voor. Apolaire stoffen lossen goed op in apolaire oplosmiddelen omdat de dispersiekrachten tussen de componenten vergelijkbaar zijn [8](#page=8). * **Voorbeeld:** Olie lost goed op in hexaan [9](#page=9). ### 4.3 Invloed van de grootte van moleculaire groepen Bij moleculen die zowel polaire als apolaire groepen bevatten, zoals alcoholen, speelt de relatieve grootte van deze groepen een rol in de oplosbaarheid. * **Kleine alkylgroepen (R):** Een kleine apolaire alkylgroep in een molecuul zoals een alcohol (ROH) zal de oplosbaarheid in water bevorderen, omdat de polaire OH-groep de overhand heeft [9](#page=9). * **Grote alkylgroepen (R):** Een grote apolaire alkylgroep zal de oplosbaarheid in apolaire oplosmiddelen zoals hexaan bevorderen, omdat de apolaire aard van het molecuul dominant wordt [9](#page=9). ### 4.4 Voorbeelden van vitamines De oplosbaarheid van vitamines kan worden verklaard aan de hand van hun moleculaire structuur en de dominante intermoleculaire krachten: * **Vetoplosbare vitamines:** Vitamines A en D2 zijn voornamelijk opgebouwd uit koolwaterstoffen met slechts één polaire OH-groep. Dit maakt ze oplosbaar in vetten (apolaire oplosmiddelen) [9](#page=9). * **Wateroplosbare vitamines:** Vitamines B2 en C bevatten meerdere polaire groepen, waardoor ze goed oplosbaar zijn in water [9](#page=9). ### 4.5 Samenvatting van interacties in oplossingen * **Ionische stof in water:** Ion-dipoolinteracties (hydratatie) [8](#page=8). * **Polaire stof in polair oplosmiddel:** Dipool-dipoolinteracties of waterstofbruggen [8](#page=8). * **Ionische stof in apolair oplosmiddel:** Ion-geïnduceerde dipoolinteracties (zwak) [8](#page=8). * **Polaire stof in apolair oplosmiddel (of omgekeerd):** Dipool-geïnduceerde dipoolinteracties (zwak) [8](#page=8). * **Apolaire stof in apolair oplosmiddel:** Dispersiekrachten [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 | |------|------------| | Intramoleculaire krachten | Dit zijn de sterke chemische bindingen (covalente of ionische bindingen) die atomen bijeenhouden binnen een molecule, en die verantwoordelijk zijn voor de chemische eigenschappen van een stof. | | Intermoleculaire krachten | Dit zijn zwakkere krachten die tussen samenstellende deeltjes bestaan in gecondenseerde fasen, en die fysische eigenschappen zoals kookpunt en smeltpunt beïnvloeden. Ze worden ook wel Van der Waals-krachten genoemd. | | Ion-dipoolinteracties | Deze interacties treden op tussen een ion en een polair molecule, waarbij de partiële ladingen van het polaire molecule zich oriënteren ten opzichte van het ion om de aantrekking te maximaliseren. | | Dipool-dipoolinteracties | Dit zijn elektrostatische interacties die optreden tussen polaire moleculen die permanente dipoolmomenten hebben, waarbij de positieve pool van het ene molecuul de negatieve pool van het andere aantrekt. | | Waterstofbruggen | Een speciaal type sterke dipool-dipoolinteractie die optreedt wanneer een waterstofatoom gebonden is aan een zeer elektronegatief atoom (zoals zuurstof, stikstof of fluor), wat leidt tot significante invloeden op fysische eigenschappen. | | Geïnduceerde dipolen | Een tijdelijke dipool die ontstaat in een molecule door de invloed van een extern elektrisch veld of de aanwezigheid van een ion of een ander polair molecule, waardoor de elektronenverdeling verstoord wordt. | | Dispersiekrachten | Zwakke intermoleculaire krachten die ontstaan door tijdelijke dipolen die veroorzaakt worden door willekeurige fluctuaties in de elektronenverdeling van alle atomen en moleculen, zelfs in apolaire stoffen. | | Dampspanning | De druk die de damp uitoefent wanneer deze in evenwicht is met zijn vloeibare fase bij een bepaalde temperatuur. De dampspanning neemt toe met stijgende temperatuur. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampspanning van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk, wat resulteert in het koken van de vloeistof. | | Ionische vaste stoffen | Vaste stoffen die bestaan uit kationen en anionen die bijeengehouden worden door sterke ionische bindingen, wat resulteert in hoge smeltpunten en hardheid. | | Moleculaire vaste stoffen | Vaste stoffen die bestaan uit discrete moleculen die bijeengehouden worden door intermoleculaire krachten, zoals waterstofbruggen of dispersiekrachten, wat leidt tot lagere smeltpunten. | | Covalente netwerken | Vaste stoffen waarin atomen via een uitgebreid netwerk van covalente bindingen aan elkaar gebonden zijn, wat resulteert in extreem hoge smeltpunten en hardheid, zoals diamant en siliciumoxide. | | Solvatatie | Het proces waarbij oplosmiddelmoleculen de deeltjes van de opgeloste stof omringen en stabiliseren, waardoor de opgeloste stof oplost. Wanneer water het oplosmiddel is, wordt dit hydratatie genoemd. | | Roosterenergie | De energie die nodig is om een ionisch kristal af te breken in individuele, gasvormige ionen. Een hogere roosterenergie duidt op sterkere aantrekkingskrachten tussen de ionen in het kristalrooster. |

# Fundamentele concepten van thermodynamica Dit onderdeel introduceert de basisterminologie van thermodynamica, zoals energie, metabolisme, arbeid en warmte, en hun onderlinge relaties. ## 1. Energie, arbeid en warmte ### 1.1 Energie Energie wordt gedefinieerd als het vermogen om arbeid te verrichten en/of warmte te produceren. Het is een intrinsieke eigenschap van elke vorm van materie, zoals atomen, moleculen, en biologische systemen. Er bestaan diverse vormen van energie, waaronder chemische en elektrische energie. In de wetenschappen is energie de mogelijkheid van een systeem om warmte te produceren en/of arbeid te verrichten [2](#page=2) [6](#page=6). ### 1.2 Arbeid Arbeid ($W$) is het resultaat van een kracht ($F$) op een verplaatsing ($\Delta s$). De formule hiervoor is $W = F \cdot \Delta s$. De SI-eenheid van arbeid is de Joule (J), waarbij $1 \text{ J} = 1 \text{ N} \cdot 1 \text{ m} = 1 \text{ kg} \cdot \text{m}^2 \cdot \text{s}^{-2}$. Voorbeelden van arbeid zijn het optillen van een gewicht of de interactie tussen biljartballen die beweging veroorzaakt. Arbeid wordt beschouwd als een geordende vorm van energieoverdracht [6](#page=6). ### 1.3 Warmte Warmte ($q$) is een energieoverdracht tussen twee systemen die verschillende temperaturen hebben. Warmte verplaatst zich spontaan van gebieden met een hogere temperatuur naar gebieden met een lagere temperatuur. Een voorbeeld is de warmteoverdracht van een hete soepkom naar je hand. Warmte is een ongeordende manier van energietransfer [6](#page=6). ### 1.4 Onderscheid energie, arbeid en warmte Het is cruciaal om onderscheid te maken tussen energie, arbeid en warmte. Energie is een eigenschap die een systeem *bezit*, terwijl arbeid en warmte vormen van *energieoverdracht* zijn [6](#page=6). ### 1.5 Kinetische en potentiële energie Energie kan worden onderverdeeld in kinetische en potentiële energie [6](#page=6). * **Kinetische energie** ($E_{\text{kin}}$) is geassocieerd met beweging en mechanische arbeid. De formule hiervoor is $E_{\text{kin}} = \frac{1}{2}mv^2$, waarbij $m$ de massa en $v$ de snelheid is. Kinetische energie kent vele vormen, zoals warmte, elektromagnetische straling, elektrische energie en mechanische energie. Thermische energie, geassocieerd met temperatuur, is een vorm van kinetische energie door de beweging van deeltjes [6](#page=6). * **Potentiële energie** ($E_{\text{pot}}$) is energie die een systeem bezit op basis van zijn positie en samenstelling. Chemische energie is een vorm van potentiële energie, gerelateerd aan de aantrekking en afstoting tussen elektronen en atoomkernen in bindingen [6](#page=6). ### 1.6 Inwendige energie De totale energie van een systeem wordt de **inwendige energie** ($U$) genoemd [6](#page=6). ## 2. Systeem, omgeving en grenzen ### 2.1 Definities * **Systeem:** Het object of de verzameling objecten waarop de aandacht gericht is. Dit kan variëren van een enkele cel tot een grotere entiteit [8](#page=8). * **Omgeving:** Alles wat zich buiten het systeem bevindt [8](#page=8). * **Grens:** De scheiding tussen het systeem en de omgeving, die zowel reëel als denkbeeldig kan zijn [8](#page=8). ### 2.2 Soorten systemen Systemen worden ingedeeld op basis van de eigenschappen van hun grenzen: * **Open systeem:** Materie en energie kunnen uitgewisseld worden tussen het systeem en de omgeving [8](#page=8). * **Gesloten systeem:** Alleen energie kan worden uitgewisseld, geen materie [8](#page=8). * **Geïsoleerd systeem:** Noch materie, noch energie kan worden uitgewisseld [8](#page=8). ## 3. Temperatuur en thermisch evenwicht ### 3.1 Temperatuur Temperatuur is een maat voor de "heftigheid" van de willekeurige beweging (kinetische energie) van de samenstellende deeltjes van een systeem. Het wordt uitgedrukt in schalen zoals Celsius (°C) en Kelvin (K). De absolute temperatuur is de temperatuur in Kelvin. De relatie is [9](#page=9): $$ T (\text{K}) = t (°\text{C}) + 273,15 $$ [9](#page=9). ### 3.2 Belangrijk onderscheid: temperatuur vs. warmte Het is essentieel om temperatuur en warmte te onderscheiden: * **Temperatuur:** Een maat voor de gemiddelde kinetische energie van de deeltjes in een systeem [9](#page=9). * **Warmte:** Energie die nodig is om de temperatuur van een systeem te laten stijgen; het is een energieoverdracht. Een systeem "bezit" geen warmte [9](#page=9). ### 3.3 Thermisch evenwicht Wanneer twee systemen met verschillende temperaturen in contact worden gebracht, zal thermische energie spontaan van het warmere naar het koudere systeem stromen totdat beide systemen dezelfde temperatuur hebben bereikt. Dit is een staat van **thermisch evenwicht** [9](#page=9). ## 4. De eerste hoofdwet van de thermodynamica ### 4.1 Wet van behoud van energie De eerste hoofdwet van de thermodynamica, ook wel de wet van behoud van energie genoemd, stelt dat de totale energie van het universum constant is. Energie kan worden omgezet van de ene vorm naar de andere, maar kan niet verdwijnen of worden gecreëerd [9](#page=9). Dit betekent dat elke energieverandering in een systeem een even grote maar tegengestelde energieverandering in de omgeving veroorzaakt [9](#page=9). ### 4.2 Energieverandering in een systeem Voor een gesloten systeem verandert de inwendige energie ($U$) met een bedrag dat gelijk is aan de som van de toegevoegde warmte ($q$) en arbeid ($w$): $$ \Delta U = q + w $$ [10](#page=10). ### 4.3 Conventies voor teken * Energie die van het systeem naar de omgeving gaat, wordt als negatief beschouwd. * Energie die door het systeem wordt opgenomen, is positief. Deze conventies worden vanuit het perspectief van het *systeem* gehanteerd [10](#page=10). ### 4.4 Exo- en endotherme processen * **Exotherm proces:** Energie wordt onder vorm van warmte van het systeem naar de omgeving overgedragen. De energie van het systeem neemt af, die van de omgeving neemt toe [10](#page=10) [19](#page=19). * **Endotherm proces:** Warmte wordt van de omgeving naar het systeem overgedragen. De energie van de omgeving neemt af, die van het systeem neemt toe [10](#page=10) [19](#page=19). ### 4.5 Adiabatisch proces Een adiabatisch proces vindt plaats zonder warmte-uitwisseling met de omgeving [10](#page=10). ## 5. Energieveranderingen tijdens fysische omzettingen ### 5.1 Fysische omzetting Een fysische omzetting is een proces waarbij een stof van aggregatietoestand of kristalrooster verandert. Voorbeelden zijn smelten, verdampen en sublimeren. Deze processen vinden doorgaans plaats bij een constante overgangstemperatuur, die drukafhankelijk kan zijn [10](#page=10). ### 5.2 Faseovergangen Tijdens een faseovergang (bijvoorbeeld smelten of verdampen) blijft de temperatuur constant. De toegevoegde energie wordt gebruikt om de interacties tussen deeltjes te overwinnen, niet om de temperatuur te verhogen [11](#page=11). * **Smelten:** Het proces waarbij een vaste stof overgaat naar een vloeistof. De energie die nodig is om 1 mol vaste stof om te zetten naar de vloeibare toestand bij de smelttemperatuur wordt de molaire smeltenthalpie genoemd [10](#page=10). * **Verdampen:** Het proces waarbij een vloeistof overgaat naar een gas. De energie die nodig is om 1 mol vloeistof om te zetten naar de gasvormige toestand bij de kooktemperatuur wordt de molaire verdampingsenthalpie genoemd [10](#page=10). ## 6. Enthalpie en chemische reacties ### 6.1 Enthalpie ($H$) Enthalpie is een thermodynamische grootheid die vooral relevant is bij processen die plaatsvinden bij constante druk. Het is gedefinieerd als [15](#page=15): $$ H = U + PV $$ [15](#page=15). waarbij $U$ de inwendige energie, $P$ de druk en $V$ het volume is. Enthalpie is, net als $U$, $P$ en $V$, een toestandsfunctie [15](#page=15). ### 6.2 Verband tussen enthalpieverandering en warmte bij constante druk Voor processen bij constante druk geldt dat de enthalpieverandering ($\Delta H$) gelijk is aan de hoeveelheid warmte ($q_P$) die wordt uitgewisseld [10](#page=10) [15](#page=15): $$ \Delta H = \Delta U + P \Delta V = q_P $$ [16](#page=16). Dit betekent dat bij processen bij constante druk, de warmte die wordt opgenomen of afgegeven, gelijk is aan de verandering in enthalpie van het systeem [16](#page=16). ### 6.3 Betekenis van de term $P\Delta V$ De term $P\Delta V$ representeert de arbeid die gepaard gaat met volumeveranderingen van het systeem, met name door veranderingen in het aantal gasmolen [16](#page=16) [17](#page=17). * Als het volume van het systeem afneemt (minder gasmolen), levert de omgeving arbeid op het systeem ($P\Delta V$ is negatief). De enthalpieverandering is dan kleiner dan de verandering in inwendige energie [16](#page=16) [18](#page=18). * Als het volume van het systeem toeneemt (meer gasmolen), levert het systeem arbeid op de omgeving ($P\Delta V$ is positief). De enthalpieverandering is dan groter dan de verandering in inwendige energie [16](#page=16) [18](#page=18). * Als er geen gasvormige componenten bij betrokken zijn of het aantal gasmolen gelijk blijft, zijn $\Delta U$ en $\Delta H$ gelijk [16](#page=16). ### 6.4 Enthalpieveranderingen tijdens chemische reacties Voor chemische reacties geldt dat de enthalpieverandering, $\Delta H$, het verschil is tussen de enthalpie van de producten en de enthalpie van de reagentia [18](#page=18): $$ \Delta H = H_{\text{producten}} - H_{\text{reagentia}} $$ [18](#page=18). De **reactie-enthalpie** ($\Delta_r H$) is de enthalpieverandering die met een specifieke reactie gepaard gaat, uitgedrukt per mol reactievergelijking (eenheid J/mol) [18](#page=18) [19](#page=19) [20](#page=20) [21](#page=21) [22](#page=22) [23](#page=23) [24](#page=24) [25](#page=25) [26](#page=26) [27](#page=27) [28](#page=28). * **Exotherme reactie:** $\Delta_r H < 0$. De reactie geeft warmte af aan de omgeving [19](#page=19) [20](#page=20). * **Endotherme reactie:** $\Delta_r H > 0$. De reactie neemt warmte op uit de omgeving [19](#page=19) [20](#page=20). ### 6.5 Thermochemische reactievergelijking Een thermochemische reactievergelijking vermeldt de enthalpieverandering die met de reactie gepaard gaat, inclusief de fysische toestanden van de componenten [18](#page=18). Voorbeelden: * Waterstof en zuurstof reageren tot vloeibaar water: $$ \text{H}_2\text{(g)} + \frac{1}{2} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(vl)} \quad \Delta_r H^\circ = -285,9 \text{ kJ/mol} $$ [19](#page=19). * Stikstof en waterstof reageren tot ammoniak: $$ \text{N}_2\text{(g)} + 3 \text{H}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{NH}_3\text{(g)} \quad \Delta_r H^\circ = -92,38 \text{ kJ/mol} $$ [19](#page=19). ### 6.6 Standaardcondities Standaardreferentietoestanden worden gebruikt om enthalpieveranderingen te vergelijken. Dit is typisch bij een druk van 1 bar en een temperatuur van 25 °C (298,15 K). $\Delta_r H^\circ$ geeft de enthalpieverandering onder deze standaardcondities aan [19](#page=19) [22](#page=22). ### 6.7 Standaardvormingsenthalpie ($\Delta_f H^\circ$) De standaardvormingsenthalpie van een stof is de enthalpieverandering die optreedt wanneer 1 mol van die stof wordt gevormd uit de enkelvoudige, stabiele stoffen in hun standaardtoestand [21](#page=21) [22](#page=22) [23](#page=23). * De $\Delta_f H^\circ$ van een enkelvoudige stof in zijn stabiele standaardtoestand is nul [22](#page=22) [23](#page=23). * Negatieve $\Delta_f H^\circ$ waarden duiden op stabiliteit, positieve waarden op minder stabiliteit [23](#page=23). Voorbeelden van vormingsreacties: * $$ \text{H}_2\text{(g)} + \frac{1}{2} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(vl)} \quad \Delta_f H^\circ = -285,9 \text{ kJ/mol} $$ [22](#page=22). * $$ \text{C(grafiet)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\text{(g)} \quad \Delta_f H^\circ = -393,5 \text{ kJ/mol} $$ [22](#page=22). De reactie-enthalpie van een reactie kan berekend worden met behulp van standaardvormingsenthalpieën: $$ \Delta_r H^\circ = \sum \nu_i \Delta_f H^\circ (\text{producten}) - \sum \nu_i \Delta_f H^\circ (\text{reagentia}) $$ [25](#page=25). waarbij $\nu_i$ de stoichiometrische coëfficiënten zijn [25](#page=25). ### 6.8 Wet van Hess De Wet van Hess stelt dat de totale enthalpieverandering voor een reactie constant is, ongeacht of de reactie in één stap of meerdere stappen verloopt. Dit maakt het mogelijk om de enthalpieverandering van reacties te berekenen, zelfs als deze niet direct gemeten kunnen worden [21](#page=21) [22](#page=22). ### 6.9 Bindingsdissociatie-enthalpie (bindingsenergie, $D$) De bindingsdissociatie-enthalpie ($D$) is de standaard-enthalpieverandering die gepaard gaat met het homolytisch verbreken van 1 mol bindingen in een stof in de gasfase. Dit proces is altijd endotherm [26](#page=26) [27](#page=27) [28](#page=28). * Verbreken van bindingen: $A-B \text{(g)} \rightarrow A \cdot + B \cdot \quad \Delta H^\circ = D_{A-B}$ [26](#page=26) [27](#page=27) [28](#page=28). * Vormen van bindingen: $A \cdot + B \cdot \rightarrow A-B \text{(g)} \quad \Delta H^\circ = -D_{A-B}$ [27](#page=27) [28](#page=28). De totale reactie-enthalpie ($\Delta_r H^\circ$) kan geschat worden met behulp van bindingsenergieën: $$ \Delta_r H^\circ = \sum D (\text{gebroken bindingen}) - \sum D (\text{gevormde bindingen}) $$ [27](#page=27) [28](#page=28). ## 7. Metabolisme ### 7.1 Definitie Metabolisme is het geheel van biochemische reacties die plaatsvinden in cellen en organismen [2](#page=2). ### 7.2 Anabolisme en katabolisme * **Anabolisme:** Processen waarbij eenvoudige moleculen worden omgezet in complexere moleculen, wat energieopname vereist [2](#page=2). * **Katabolisme:** Processen waarbij complexe moleculen worden afgebroken tot eenvoudigere moleculen, wat energieafgifte genereert. Exotherme reacties in het lichaam zijn essentieel om het continue warmteverlies te compenseren [2](#page=2) [6](#page=6). --- # Energieomzettingen en fysische processen Dit deel behandelt hoe energie wordt omgezet tijdens fysische veranderingen zoals faseovergangen en de berekening van de hiervoor benodigde energie [10](#page=10). ### 2.1 Thermodynamica en energieoverdracht Thermodynamica is de studie van energie en de omzettingen ervan. De belangrijkste principes zijn [10](#page=10): * **Wet van behoud van energie (Eerste hoofdwet thermodynamica):** De totale energie van het universum is constant; energie kan niet gecreëerd of vernietigd worden, enkel omgezet [10](#page=10). * **Energieverandering systeem = - energieverandering omgeving:** Elke energieverandering in een systeem heeft een even grote, maar tegengestelde verandering in de omgeving tot gevolg [10](#page=10). * **Inwendige energie:** De verandering in de inwendige energie ($\Delta U$) van een gesloten systeem is gelijk aan de som van warmte ($q$) en arbeid ($w$) die aan het systeem worden toegevoegd: $$\Delta U = q + w$$ [10](#page=10). #### 2.1.1 Exotherme en endotherme processen * **Exotherm proces:** Energie wordt onder vorm van warmte overgedragen *van* het systeem *naar* de omgeving. De energie van het systeem neemt af. Bij conventie wordt deze energieoverdracht als negatief beschouwd [10](#page=10) [11](#page=11). * **Endotherm proces:** Energie wordt onder vorm van warmte overgedragen *van* de omgeving *naar* het systeem. De energie van het systeem neemt toe. Bij conventie wordt deze energieoverdracht als positief beschouwd [10](#page=10) [11](#page=11). * **Adiabatisch proces:** Geen warmte wordt uitgewisseld met de omgeving [11](#page=11). #### 2.1.2 Temperatuur en warmte * **Temperatuur:** Is een maat voor de heftigheid van de willekeurige beweging van deeltjes binnen een systeem [10](#page=10). * De relatie tussen Kelvin (absolute temperatuur) en Celsius is: $$T (\text{K}) = t (°\text{C}) + 273,15$$ [10](#page=10). * Bij 0 K is de kinetische energie van een systeem nul (geen interne beweging) [10](#page=10). * **Warmte:** Is de energie die nodig is om de temperatuur van een systeem te doen stijgen; het is een overdracht van energie en geen eigenschap die een systeem "bezit". Thermische energie vloeit altijd van een hogere naar een lagere temperatuur en stopt bij thermisch evenwicht [10](#page=10). ### 2.2 Energieveranderingen tijdens fysische omzettingen Een fysische omzetting is een proces waarbij een stof verandert van aggregatietoestand of kristalrooster, zoals smelten, sublimeren of het veranderen van kristalstructuur. Deze omzettingen vinden plaats bij specifieke overgangstemperaturen die drukafhankelijk zijn. Tijdens een faseomzetting blijft de temperatuur constant; de toegevoegde energie overwint de interacties tussen deeltjes, in plaats van de temperatuur te verhogen [10](#page=10) [11](#page=11). #### 2.2.1 Faseovergangen * **Smelten:** De overgang van een vaste stof naar een vloeistof. Hierbij bewegen deeltjes snel genoeg om de aantrekkende krachten in het rooster te overwinnen. Energie moet worden toegevoegd om deze interacties te overwinnen [10](#page=10). * **Molaire smeltenthalpie ($\Delta H_{fus}$):** De energie die nodig is om 1 mol vaste stof om te zetten naar de vloeibare toestand bij de smelttemperatuur en constante druk [10](#page=10). * **Verdampen:** De overgang van een vloeistof naar een gas. Deeltjes bewegen zo ver uit elkaar dat onderlinge interacties verdwijnen. Ook hiervoor is energie nodig [10](#page=10). * **Molaire verdampingsenthalpie ($\Delta H_{vap}$):** De energie die nodig is om 1 mol van een vloeistof om te zetten naar de gasvormige toestand bij de kooktemperatuur en constante druk [10](#page=10). * **Sublimeren:** De directe overgang van een vaste stof naar een gas [12](#page=12) [13](#page=13). * **Molaire sublimatie-enthalpie ($\Delta H_{sub}$):** De energie die nodig is om 1 mol vaste stof om te zetten naar de gasvormige toestand bij het sublimatiepunt [12](#page=12) [13](#page=13). #### 2.2.2 Transitietemperaturen en enthalpieën Waarden voor smelt- en verdampingsenthalpieën worden weergegeven in tabellen, vaak geldig bij een standaarddruk van 1,013 bar (1 atm) [12](#page=12) [13](#page=13). > **Tip:** Tijdens faseomzettingen blijft de temperatuur constant. De energie wordt gebruikt om interacties tussen deeltjes te overwinnen, niet om de temperatuur te verhogen [11](#page=11). > **Voorbeeld:** Berekening van de energie nodig om 500 g ijs te smelten bij 0°C en 500 g water te verdampen bij 100°C [12](#page=12) [13](#page=13). > > 1. **Smelten van ijs:** > * Molair gewicht water (H₂O) = 18 g/mol [12](#page=12) [13](#page=13). > * Aantal mol ijs = 500 g / 18 g/mol = 27,8 mol [12](#page=12) [13](#page=13). > * Molaire smeltenthalpie van ijs = 6,01 kJ/mol [12](#page=12) [13](#page=13). > * Benodigde energie ($q$) = 27,8 mol * 6,01 kJ/mol = 166,94 kJ $\approx$ 167 kJ [12](#page=12) [13](#page=13). > > 2. **Verdampen van water:** > * Aantal mol water = 27,8 mol [12](#page=12) [13](#page=13). > * Molaire verdampingsenthalpie van water = 40,7 kJ/mol [12](#page=12) [13](#page=13). > * Benodigde energie ($q$) = 27,8 mol * 40,7 kJ/mol = 1131 kJ [12](#page=12) [13](#page=13). ### 2.3 Metabolische energieomzettingen in het lichaam Hoewel dit deel focust op fysische processen, worden ook metabolische energieomzettingen kort aangestipt [3](#page=3). * **Afbraak van suikers:** Glucose (C₆H₁₂O₆) kan met zuurstof (O₂) worden geoxideerd tot koolstofdioxide (CO₂) en water (H₂O), waarbij energie vrijkomt [3](#page=3). $$C_6H_{12}O_6 + 6 \, O_2 \rightarrow 6 \, CO_2 + 6 \, H_2O + \text{energie}$$ [3](#page=3). 1 gram suiker levert ongeveer 17 kJ energie [3](#page=3). * **Opslag van glucose:** Als energie niet direct nodig is, wordt glucose omgezet in glycogeen en opgeslagen in de lever en spieren [3](#page=3). * **Glycogenese:** Opslag van glucose als glycogeen [3](#page=3). * **Glycogenolyse:** Afbraak van glycogeen tot glucose. Hormonen zoals insuline, adrenaline en glucagon reguleren deze processen [3](#page=3). * **Afbraak van vetten:** Vetten, voornamelijk triglyceriden, hebben een hoge energiedichtheid van ongeveer 38 kJ per gram. Ze worden opgeslagen in vetweefsel [3](#page=3). * **Lichaamstemperatuur:** Metabolisme is cruciaal voor het handhaven van de lichaamstemperatuur (ongeveer 37°C bij mensen). Energieverlies aan de omgeving wordt gecompenseerd door metabolische processen [3](#page=3). --- # Thermodynamische wetten en hun implicaties Dit hoofdstuk biedt een diepgaand overzicht van de fundamentele wetten van de thermodynamica, beginnend bij het concept van temperatuur en de eerste wet van behoud van energie, om vervolgens de concepten van enthalpie, entropie en Gibbs vrije energie te verkennen, met hun implicaties voor de spontaniteit van chemische reacties. ### 3.1 Temperatuur en de Eerste Wet van de Thermodynamica * **Temperatuur:** De temperatuur wordt gedefinieerd als een maat voor de heftigheid van de willekeurige beweging van de samenstellende deeltjes van een systeem. Het is belangrijk om onderscheid te maken tussen temperatuur en warmte. Temperatuur is een eigenschap van het systeem zelf, terwijl warmte een vorm van energieoverdracht is die plaatsvindt tussen systemen met verschillende temperaturen tot er thermisch evenwicht is bereikt. De absolute temperatuur wordt uitgedrukt in Kelvin, waarbij $T (\text{K}) = t (°\text{C}) + 273,15$ [9](#page=9). * **Eerste hoofdwet van de thermodynamica (Wet van behoud van energie):** Deze wet stelt dat de totale energie van het universum constant is. Energie kan worden omgezet van de ene vorm naar de andere, maar noch gecreëerd, noch vernietigd [9](#page=9). * **Inwendige energie (U):** De totale energie van een systeem, bestaande uit de kinetische en potentiële energie van zijn deeltjes [15](#page=15). * **Energieverandering in een systeem:** De verandering in de inwendige energie ($\Delta U$) van een gesloten systeem is gelijk aan de som van de uitgewisselde warmte ($q$) en arbeid ($w$). De conventie is dat $q$ positief is als het systeem energie opneemt, en negatief als het energie afgeeft. Arbeid die op het systeem wordt geleverd is positief, terwijl arbeid die door het systeem wordt geleverd negatief is [10](#page=10) [15](#page=15). $$ \Delta U = q + w $$ * **Exotherme en endotherme processen:** Een exotherm proces draagt warmte over van het systeem naar de omgeving (energie van het systeem neemt af). Een endotherm proces draagt warmte over van de omgeving naar het systeem (energie van het systeem neemt toe) [10](#page=10). * **Adiabatisch proces:** Een proces waarbij geen warmte wordt uitgewisseld met de omgeving [10](#page=10). ### 3.2 Energieveranderingen tijdens Fysische Omzettingen * **Fysische omzettingen:** Processen waarbij een stof van aggregatietoestand verandert of van kristalrooster, zoals smelten of verdampen. Deze omzettingen vinden plaats bij specifieke overgangstemperaturen, die drukafhankelijk zijn [10](#page=10). * **Energieuitwisseling bij faseovergangen:** Tijdens een faseovergang blijft de temperatuur constant. De toegevoegde energie wordt gebruikt om de interacties tussen deeltjes te overwinnen, niet om de temperatuur te verhogen [11](#page=11). * **Molaire smeltenthalpie:** De energie die nodig is om 1 mol vaste stof om te zetten naar de vloeibare toestand bij de smelttemperatuur en constante druk [10](#page=10). * **Molaire verdampingsenthalpie:** De energie die nodig is om 1 mol vloeistof om te zetten naar de gasvormige toestand bij de kooktemperatuur en constante druk [10](#page=10). ### 3.3 Enthalpie en Chemische Reacties * **Enthalpie (H):** Een thermodynamische grootheid die wordt gedefinieerd als $H = U + PV$. Voor processen bij constante druk ($P$) waar alleen PV-arbeid wordt verricht, geldt dat de enthalpieverandering gelijk is aan de uitgewisselde warmte: $\Delta H = q_P$ [15](#page=15) [16](#page=16). * **Enthalpieverandering ($\Delta H$):** * Geldt voor processen bij constante druk, zoals reacties in een open vat [15](#page=15). * $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$ [15](#page=15). * Bij constante druk en alleen PV-arbeid: $\Delta H = \Delta U + P\Delta V$ [16](#page=16). * Voor chemische reacties: $\Delta H = H_{\text{producten}} - H_{\text{reagentia}}$ [16](#page=16). * **Reactie-enthalpie ($\Delta_r H$):** De enthalpieverandering die met een reactie gepaard gaat [16](#page=16). * **Exotherme reactie:** $\Delta_r H < 0$ (energie komt vrij) [18](#page=18). * **Endotherme reactie:** $\Delta_r H > 0$ (energie wordt opgenomen) [18](#page=18). * **Thermochemische reactievergelijking:** Een reactievergelijking waarin de enthalpieverandering wordt vermeld [18](#page=18). * **Standaardenthalpie ($\Delta_r H^\circ$):** De enthalpieverandering bij standaardomstandigheden (meestal 1 bar druk en 298,15 K) [18](#page=18). * **Algebraïsch gebruik van reactievergelijkingen:** Thermochemische reactievergelijkingen kunnen algebraïsch worden gemanipuleerd vanwege de eerste hoofdwet en de extensieve eigenschap van H [19](#page=19). * **Wet van Hess:** De totale enthalpieverandering van een reactie is constant, ongeacht het aantal tussenstappen dat wordt doorlopen. Dit maakt het mogelijk om enthalpieveranderingen indirect te berekenen [20](#page=20). ### 3.4 Standaardvormingsenthalpie * **Standaardvormingsenthalpie ($\Delta_f H^\circ$):** De enthalpieverandering die optreedt bij de vorming van 1 mol van een stof uit zijn enkelvoudige, stabiele elementen in hun standaardtoestand (1 bar druk) [21](#page=21). * De $\Delta_f H^\circ$ van een enkelvoudig element in zijn stabiele standaardtoestand is nul [22](#page=22). * De $\Delta_f H^\circ$ van de meeste verbindingen is negatief, wat duidt op een afname van potentiële energie tijdens de vorming. Verbindingen met een positieve $\Delta_f H^\circ$ zijn doorgaans minder stabiel [23](#page=23). * **Berekening van reactie-enthalpie met standaardvormingsenthalpieën:** $\Delta_r H^\circ = \sum \nu \Delta_f H^\circ (\text{producten}) - \sum \nu \Delta_f H^\circ (\text{reagentia})$ [24](#page=24) [25](#page=25). ### 3.5 Bindingsdissociatie-enthalpie * **Bindingsdissociatie-enthalpie (D):** De standaard-enthalpieverandering die gepaard gaat met het homolytisch breken van 1 mol bindingen in een stof in de gasfase. Dit proces is altijd endotherm [25](#page=25). * De vorming van een binding uit individuele atomen stelt deze energie vrij [26](#page=26). * **Berekening van reactie-enthalpie met bindingsenergieën:** $\Delta_r H^\circ = \sum D (\text{gebroken bindingen}) - \sum D (\text{gevormde bindingen})$. Deze methode is primair geschikt voor reacties tussen covalente verbindingen in de gasfase [26](#page=26) [27](#page=27). ### 3.6 Entropie (S) en de Tweede Wet van de Thermodynamica * **Entropie (S):** Een maat voor de wanorde of het aantal microscopische toestanden (microtoestanden) waarin een systeem kan bestaan [29](#page=29) [30](#page=30). * Boltzmann's vergelijking: $\tilde{S} = k \ln W$, waarbij $W$ het aantal microtoestanden is en $k$ de Boltzmannconstante [30](#page=30). * **Tweede hoofdwet van de thermodynamica:** In een geïsoleerd systeem gaan spontane processen altijd gepaard met een toename van de totale entropie ($\Delta S_{\text{totaal}} > 0$). Dit betekent dat de entropie van het systeem kan afnemen, zolang de entropie van de omgeving met een groter bedrag toeneemt [32](#page=32) [35](#page=35). * **Factoren die entropie beïnvloeden:** * **Volume (gassen):** Entropie neemt toe met toenemend volume [33](#page=33). * **Temperatuur:** Entropie neemt toe met toenemende temperatuur [33](#page=33). * **Aggregatietoestand:** $S_{\text{vast}} < S_{\text{vloeibaar}} < S_{\text{gas}}$. De vorming van gassen gaat altijd gepaard met een entropietoename [33](#page=33) [34](#page=34). * **Aantal deeltjes:** Meer gevormde moleculen leiden tot een toename van de entropie [34](#page=34). * **Oplossen:** Het oplossen van vloeistoffen of vaste stoffen in een oplosmiddel neemt doorgaans toe, vooral bij dissociatie van de opgeloste stof. Het oplossen van gassen in vloeistoffen vermindert de entropie [34](#page=34). * **Complexiteit van moleculen:** Meer bindingen en oriëntaties verhogen de entropie door meer vibratiemogelijkheden [34](#page=34). ### 3.7 Derde hoofdwet van de Thermodynamica * **Absolute nulpunt:** Bij het absolute nulpunt ($T=0$ K) is de entropie van een perfect kristallijne stof nul, wat een perfecte ordening impliceert [36](#page=36) [37](#page=37). * **Standaardentropie ($S^\circ$):** De entropie van 1 mol van een stof onder standaardomstandigheden (1 bar druk), meestal bij 298,15 K [37](#page=37). * **Berekening van reactie-entropie:** $\Delta_r S^\circ = \sum \nu S^\circ (\text{producten}) - \sum \nu S^\circ (\text{reagentia})$ [37](#page=37) [38](#page=38). ### 3.8 Gibbs vrije Energie en Spontaniteit * **Gibbs vrije energie (G):** Een thermodynamische grootheid die de drijvende kracht voor een proces bij constante druk en temperatuur bepaalt. Het is gedefinieerd als $G = H - TS$. Aangezien H, T en S toestandsfuncties zijn, is G ook een toestandsfunctie [36](#page=36). * **Verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$):** Voor processen bij constante druk en temperatuur: $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ [36](#page=36). * **Spontaniteit van processen:** * $\Delta G < 0$: Het proces is spontaan [39](#page=39) [43](#page=43). * $\Delta G > 0$: Het proces is niet-spontaan (anti-spontaan) en vereist energietoevoer om te gebeuren [39](#page=39) [43](#page=43). * $\Delta G = 0$: Het systeem bevindt zich in evenwicht [39](#page=39) [43](#page=43). * **Invloed van $\Delta H$ en $\Delta S$ op $\Delta G$:** * $\Delta H < 0$ en $\Delta S > 0$: $\Delta G$ is altijd negatief, proces is spontaan bij elke temperatuur [39](#page=39). * $\Delta H > 0$ en $\Delta S < 0$: $\Delta G$ is altijd positief, proces is niet-spontaan bij elke temperatuur. * $\Delta H < 0$ en $\Delta S < 0$: $\Delta G$ kan negatief zijn bij lage temperaturen (spontaan); hogere temperaturen maken het minder spontaan. * $\Delta H > 0$ en $\Delta S > 0$: $\Delta G$ kan negatief zijn bij hoge temperaturen (spontaan); lagere temperaturen maken het minder spontaan. * **Standaard Gibbs vrije energieverandering ($\Delta_r G^\circ$):** De verandering in Gibbs vrije energie onder standaardomstandigheden (1 bar, 298,15 K) [40](#page=40). * **Berekening van $\Delta_r G^\circ$:** * Via $\Delta H^\circ$ en $\Delta S^\circ$: $\Delta_r G^\circ = \Delta_r H^\circ - T\Delta_r S^\circ$ [40](#page=40). * Via standaardvormings-Gibbs vrije energie ($\Delta_f G^\circ$): $\Delta_r G^\circ = \sum \nu \Delta_f G^\circ (\text{producten}) - \sum \nu \Delta_f G^\circ (\text{reagentia})$ [41](#page=41) [42](#page=42). * **Gibbs vrije energie en arbeid:** De maximale hoeveelheid nuttige arbeid die een reactie kan leveren (bij reversibele omstandigheden) is gelijk aan $|\Delta G|$ [43](#page=43). * **Gekoppelde reacties:** Niet-spontane reacties kunnen worden uitgevoerd door ze te koppelen aan een spontane reactie die voldoende energie levert. De hydrolyse van ATP is een belangrijk voorbeeld van een spontane reactie die energie levert voor niet-spontane processen in levende organismen [45](#page=45). * **Gibbs vrije energie en evenwicht:** Bij evenwicht is $\Delta G = 0$, wat betekent dat de voorwaartse en achterwaartse reactiesnelheden gelijk zijn en er geen netto verandering optreedt [45](#page=45). * De relatie tussen $\Delta G^\circ$ en de evenwichtsconstante ($K$) is: $\Delta G^\circ = -RT \ln K$ [48](#page=48). --- # Toestandsfuncties en chemische reacties Hieronder volgt een gedetailleerd en uitgebreid studieoverzicht over toestandsfuncties en chemische reacties, gebaseerd op de verstrekte documentatie. ## 4. Toestandsfuncties en chemische reacties Dit gedeelte legt de rol uit van toestandsfuncties, zoals inwendige energie en enthalpie, en hun relatie tot energie- en enthalpieveranderingen bij chemische reacties. ### 4.1 Energie, arbeid en warmte * Energie wordt gedefinieerd als de mogelijkheid van een systeem om warmte te produceren en/of arbeid te verrichten [6](#page=6). * **Arbeid (w)** is het resultaat van een kracht (F) op een verplaatsing ($\Delta$s) en wordt uitgedrukt als $w = F \cdot \Delta s$. De SI-eenheid is Joule (J). Arbeid is een geordende vorm van energieoverdracht [6](#page=6). * **Warmte (q)** is energieoverdracht tussen twee systemen met een verschillende temperatuur. Warmte is een ongeordende vorm van energietransfer [6](#page=6). * Energie is een eigenschap van het systeem zelf, terwijl warmte en arbeid vormen van energieoverdracht zijn [6](#page=6). #### 4.1.1 Inwendige energie (U) * De **inwendige energie (U)** van een systeem is de totale energie ervan, bestaande uit de som van de kinetische en potentiële energie van alle deeltjes binnen het systeem. Potentiële energie omvat de energie in bindingen tussen deeltjes [14](#page=14) [15](#page=15). * U is een **toestandsfunctie**, wat betekent dat de waarde ervan enkel afhangt van de thermodynamische toestand van het systeem en niet van de manier waarop die toestand werd bereikt [14](#page=14). * De SI-eenheid van inwendige energie is Joule (J) of kilojoule (kJ). Andere eenheden zijn calorie (cal) en kilowattuur (kWh) [7](#page=7). * 1 calorie (cal) = 4,18 J (energie nodig om 1 gram water 1°C te verwarmen) [7](#page=7). * 1 kilocalorie (kcal) = 4,18 kJ [7](#page=7). * 1 kilowattuur (kWh) = $3.6 \times 10^6$ J [7](#page=7). #### 4.1.2 De eerste hoofdwet van de thermodynamica * De eerste hoofdwet van de thermodynamica, ook bekend als de wet van behoud van energie, stelt dat de totale energie van het universum constant is. Energie kan worden omgezet van de ene vorm naar de andere, maar verdwijnt niet en kan niet worden gevormd [10](#page=10). * De energieverandering van een systeem is gelijk aan de som van de opgenomen of afgestane warmte en arbeid: $$ \Delta U = q + w $$ [10](#page=10) [16](#page=16). * De energieverandering van het systeem is qua absolute waarde gelijk aan die van de omgeving, maar met een tegengesteld teken [10](#page=10). #### 4.1.3 Tekenconventies voor warmte en arbeid In de chemische thermodynamica wordt de volgende conventie gebruikt, waarbij gebeurtenissen vanuit het perspectief van het systeem worden beschouwd [15](#page=15): | Grootheid ($q$, $w$, $\Delta U$) | Positief (+) | Negatief (-) | | :------------------------------ | :----------------------------------------- | :----------------------------------------------- | | $q$ (warmte) | Systeem wint thermische energie | Systeem verliest thermische energie | | $w$ (arbeid) | Arbeid wordt geleverd *op* het systeem | Systeem levert arbeid *aan* de omgeving | | $\Delta U$ (inwendige energie) | Energie wordt opgenomen door het systeem | Energie wordt afgegeven door het systeem | ### 4.2 Enthalpie (H) * **Enthalpie (H)** is een toestandsfunctie die wordt gedefinieerd als $H = U + PV$ [16](#page=16). * Enthalpie is relevant voor processen die plaatsvinden bij **constante druk**, wat vaak het geval is in chemische reacties in open systemen, zoals in een laboratorium-erlenmeyer [16](#page=16). * Voor processen bij constante druk waarbij alleen druk-volume-arbeid ($w_P = -P\Delta V$) wordt geleverd, geldt de relatie: $$ \Delta U = q_P + w_P $$ $$ \Delta U = q_P - P\Delta V $$ Dus: $$ q_P = \Delta U + P\Delta V $$ * De verandering in enthalpie ($\Delta H$) wordt dan gelijk aan de warmte die bij constante druk wordt uitgewisseld: $$ \Delta H = \Delta U + P\Delta V = q_P $$ [16](#page=16). * Dit betekent dat voor reacties bij constante druk, de enthalpieverandering ($\Delta H$) direct gelijk is aan de hoeveelheid warmte die door het systeem wordt opgenomen of afgestaan [16](#page=16). #### 4.2.1 Betekenis van de term $P\Delta V$ bij chemische reacties * De term $P\Delta V$ vertegenwoordigt de energie die gepaard gaat met volumeveranderingen, voornamelijk door veranderingen in het aantal mol gas [18](#page=18). * Als een reactie leidt tot een afname van het gasvolume ($\Delta V < 0$), levert de omgeving arbeid op het systeem. Hier is $P\Delta V$ negatief, en $\Delta H < \Delta U$ [18](#page=18). * Als een reactie leidt tot een toename van het gasvolume ($\Delta V > 0$), levert het systeem arbeid aan de omgeving. Hier is $P\Delta V$ positief, en $\Delta H > \Delta U$ [18](#page=18). * Als er geen gassen bij de reactie betrokken zijn of als het aantal mol gas gelijk blijft, dan is $\Delta H \approx \Delta U$ [18](#page=18). #### 4.2.2 Enthalpieveranderingen tijdens chemische reacties * De **reactie-enthalpie ($\Delta_r H$)** is de enthalpieverandering die optreedt tijdens een chemische reactie [18](#page=18). * Aangezien H een toestandsfunctie is, geldt voor een reactie: $$ \Delta H = H_{\text{producten}} - H_{\text{reagentia}} $$ [18](#page=18). * **Exotherme reacties**: $\Delta_r H < 0$. Energie (warmte) wordt afgestaan aan de omgeving, de enthalpie van het systeem neemt af [18](#page=18). * **Endotherme reacties**: $\Delta_r H > 0$. Energie (warmte) wordt opgenomen uit de omgeving, de enthalpie van het systeem neemt toe [18](#page=18). * **Thermochemische reactievergelijkingen**: Dit zijn reactievergelijkingen waarbij de enthalpieverandering wordt vermeld, inclusief de fysische toestanden van de reactanten en producten. De eenheid is typisch kJ/mol, wat de energie per mol reactievergelijking aangeeft [18](#page=18) [19](#page=19). * Voorbeeld: $H_2(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow H_2O(vl) \quad \Delta_r H^\circ = -285.9 \text{ kJ/mol}$ [19](#page=19). * **Standaardreactie-enthalpie ($\Delta_r H^\circ$)**: Dit zijn enthalpieveranderingen gemeten onder standaardomstandigheden (druk = 1 bar, temperatuur = 25 °C of 298.15 K) [19](#page=19). * Thermochemische reactievergelijkingen kunnen algebraïsch worden gebruikt vanwege de wet van behoud van energie en de extensieve eigenschap van H [20](#page=20). ### 4.3 Standaardvormingsenthalpie ($\Delta_f H^\circ$) * De **standaardvormingsenthalpie ($\Delta_f H^\circ$)** van een stof is de enthalpieverandering die optreedt wanneer 1 mol van die stof wordt gevormd uit de enkelvoudige stabiele elementen in hun standaardtoestand [21](#page=21). * De standaardtoestand voor druk is 1 bar [21](#page=21). * De stabiele elementen worden beschouwd in hun meest stabiele aggregatietoestand en kristalvorm bij 1 bar (en doorgaans 25 °C) [21](#page=21). * Voor enkelvoudige stoffen in hun standaardtoestand is $\Delta_f H^\circ = 0$ [22](#page=22). * Voorbeelden van vormingsreacties: * $H_2(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow H_2O(vl) \quad \Delta_f H^\circ = -285.9 \text{ kJ/mol}$ [21](#page=21). * $C(\text{grafiet}) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \quad \Delta_f H^\circ = -393.5 \text{ kJ/mol}$ [21](#page=21). * $\Delta_f H^\circ$ is meestal negatief, wat duidt op een afname van de enthalpie (potentiële energie) bij de vorming van de verbinding. Een positieve $\Delta_f H^\circ$ wijst op een minder stabiele verbinding [23](#page=23). * De reactie-enthalpie ($\Delta_r H^\circ$) kan worden berekend met behulp van standaardvormingsenthalpieën: $$ \Delta_r H^\circ = \sum \nu_p \Delta_f H^\circ (\text{producten}) - \sum \nu_r \Delta_f H^\circ (\text{reagentia}) $$ [25](#page=25). waarbij $\nu$ de stoichiometrische coëfficiënt is. ### 4.4 Bindingsdissociatie-enthalpie (bindingsenergie) * De **bindingsdissociatie-enthalpie (D)** is de standaard-enthalpieverandering die gepaard gaat met het homolytisch breken van 1 mol bindingen in een stof in de gasfase bij een gegeven temperatuur. Dit proces is altijd endotherm (vereist energie) [26](#page=26). * Voorbeeld: $H_2(g) \rightarrow 2 H(g) \quad \Delta_r H^\circ = 436 \text{ kJ/mol} = D_{H-H}$ [27](#page=27). * Bij de vorming van een binding uit individuele atomen komt energie vrij (exotherm) [27](#page=27). * Voorbeeld: $A(g) + B(g) \rightarrow A-B(g) \quad \Delta_r H^\circ = -D_{A-B}$ [27](#page=27). * De enthalpieverandering van een reactie kan geschat worden met behulp van gemiddelde bindingsenergieën: $$ \Delta_r H^\circ = \sum D (\text{gebroken bindingen}) - \sum D (\text{gevormde bindingen}) $$ [27](#page=27). ### 4.5 Toestandsfuncties * Een **toestandsfunctie** is een eigenschap van een systeem waarvan de waarde uitsluitend afhangt van de huidige thermodynamische toestand van het systeem, ongeacht de weg waarlangs die toestand is bereikt [14](#page=14). * Voorbeelden van toestandsfuncties zijn druk (P), volume (V), temperatuur (T) en inwendige energie (U) [14](#page=14). * De **thermodynamische toestand** van een systeem wordt bepaald door: * Chemische identiteit van de deeltjes [14](#page=14). * Fysisch voorkomen (aggregatietoestand, kristalrooster) [14](#page=14). * Aantal mol van elke component [14](#page=14). * Extensieve eigenschappen zoals P en T [14](#page=14). * Een **toestandsvergelijking** beschrijft het verband tussen toestandsfuncties, zoals de ideale gaswet $PV = nRT$ [14](#page=14). * Enthalpie (H) en entropie (S) zijn ook toestandsfuncties [16](#page=16) [30](#page=30). * Arbeid (w) en warmte (q) zijn **geen** toestandsfuncties [15](#page=15). ### 4.6 Gibbs vrije energie (G) en spontaniteit * **Gibbs vrije energie (G)** is een toestandsfunctie die de drijvende kracht achter een proces bij constante temperatuur en druk aangeeft. Het is gedefinieerd als $G = H - TS$ [36](#page=36). * De verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$) voor een proces bij constante temperatuur en druk is: $$ \Delta G = \Delta H - T\Delta S $$ [36](#page=36). * De spontaniteit van een proces wordt bepaald door het teken van $\Delta G$ [44](#page=44): * $\Delta G < 0$: Het proces is spontaan (favorabel) [36](#page=36) [45](#page=45). * $\Delta G > 0$: Het proces is niet-spontaan (anti-spontaan) en vereist energie-inbreng om door te gaan [45](#page=45). * $\Delta G = 0$: Het systeem is in evenwicht [45](#page=45). #### 4.6.1 Gibbs vrije energie en chemische reacties * De **standaard Gibbs vrije energieverandering ($\Delta_r G^\circ$)** is de verandering in Gibbs vrije energie voor een reactie onder standaardomstandigheden (1 bar, 25 °C) [40](#page=40). * $\Delta_r G^\circ$ kan worden berekend met behulp van de standaardreactie-enthalpie ($\Delta_r H^\circ$) en de standaardreactie-entropie ($\Delta_r S^\circ$): $$ \Delta_r G^\circ = \Delta_r H^\circ - T\Delta_r S^\circ $$ [40](#page=40). * De **standaardvormings Gibbs vrije energie ($\Delta_f G^\circ$)** is de Gibbs vrije energieverandering bij de vorming van 1 mol van een stof uit zijn elementen in standaardtoestand [40](#page=40). * Net als bij enthalpie, kan de reactie-Gibbs vrije energie berekend worden met standaardvormingswaarden: $$ \Delta_r G^\circ = \sum \nu_p \Delta_f G^\circ (\text{producten}) - \sum \nu_r \Delta_f G^\circ (\text{reagentia}) $$ [42](#page=42). #### 4.6.2 Gibbs vrije energie en arbeid * De maximale hoeveelheid nuttige arbeid die een reactie kan leveren (bij reversibele omstandigheden) is gelijk aan de verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$) [43](#page=43). * $\Delta G$ geeft dus inzicht in de potentie van een reactie als energiebron [43](#page=43). #### 4.6.3 Spontaniteit in biologische systemen * Voor biochemische reacties worden aangepaste standaarden gebruikt (biologische standaardomstandigheden), waarbij de pH neutraal is (pH 7) en de concentratie van H$^+$ $10^{-7}$ mol/L. Dit leidt tot $\Delta G^\circ$' [47](#page=47). * Voorbeeld: de hydrolyse van ATP is spontaan onder biologische omstandigheden ($\Delta G^\circ$' < 0) maar niet spontaan onder chemische standaardomstandigheden ($\Delta G^\circ$ > 0) [48](#page=48). * Niet-spontane reacties kunnen mogelijk gemaakt worden door koppeling met spontane reacties, zoals de ATP-hydrolyse die energie levert voor andere biochemische processen [49](#page=49). #### 4.6.4 Gibbs vrije energie en evenwicht * In chemisch evenwicht is $\Delta G = 0$ [45](#page=45). * Het verband tussen standaard Gibbs vrije energieverandering en de evenwichtsconstante (K) is: $$ \Delta G^\circ = -RT \ln K $$ [48](#page=48). waarbij: * $R$ de gasconstante is ($8.314$ J/mol·K) [48](#page=48). * $T$ de absolute temperatuur in Kelvin is [48](#page=48). * $\ln K$ de natuurlijke logaritme van de evenwichtsconstante is [48](#page=48). ### 4.7 Entropie (S) * **Entropie (S)** is een maat voor de wanorde of de mate van verspreiding van energie in een systeem. Het correleert met het aantal microtoestanden (manieren om energie te verdelen over deeltjes) [30](#page=30). * De **Boltzmann-relatie** legt het verband tussen entropie en het aantal microtoestanden (W): $$ S = k \ln W $$ [30](#page=30). waarbij $k$ de constante van Boltzmann is ($1.380552 \times 10^{-23}$ J/K) [30](#page=30). * Spontane processen gaan gepaard met een toename van de totale entropie ($\Delta S_{\text{totaal}} > 0$) [35](#page=35). * De **derde hoofdwet van de thermodynamica** stelt dat de entropie van een perfect kristallijne stof bij het absolute nulpunt nul is ($S=0$ bij $T=0$) [37](#page=37). * **Standaardentropie ($S^\circ$)** is de entropie van 1 mol stof onder standaardomstandigheden (1 bar, 25 °C) [37](#page=37). * De **reactie-entropie ($\Delta_r S$)** wordt berekend als: $$ \Delta_r S = \sum \nu_p S (\text{producten}) - \sum \nu_r S (\text{reagentia}) $$ [38](#page=38). Een positieve $\Delta_r S$ wijst op een toename van wanorde en draagt bij aan spontaniteit. ### 4.8 Gekoppelde reacties * Niet-spontane reacties ($\Delta G > 0$) kunnen toch plaatsvinden indien ze worden gekoppeld aan een voldoende spontane reactie ($\Delta G < 0$) die de benodigde energie levert [49](#page=49). * In biologische systemen is de hydrolyse van ATP naar ADP en fosfaat de meest gebruikte spontane reactie om niet-spontane processen aan te drijven [49](#page=49). --- ## 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 | |------|------------| | Energie (E) | Het vermogen om arbeid te verrichten en/of warmte te produceren; een intrinsieke eigenschap van materie. | | Metabolisme | Het geheel van biochemische reacties in cellen en organismen, onderverdeeld in anabolisme (opbouw) en katabolisme (afbraak). | | Arbeid (W) | Het resultaat van een kracht (F) op een verplaatsing (Δs); een vorm van energieoverdracht. | | Warmte (q) | Energieoverdracht tussen twee systemen met een verschillende temperatuur; een ongeordende energietransfer. | | Inwendige energie (U) | De totale energie van een systeem, bestaande uit de som van kinetische en potentiële energie van alle deeltjes. | | Temperatuur | Een maat voor de ‘heftigheid’ van de willekeurige beweging (kinetische energie) van de samenstellende deeltjes van een systeem. | | Thermisch evenwicht | De toestand waarin twee systemen, die in contact zijn gebracht met een verschillend temperatuur, dezelfde temperatuur bereiken en de energietransfer stopt. | | Eerste hoofdwet van de thermodynamica | De wet van behoud van energie, die stelt dat de totale energie van het universum constant is; energie kan worden omgezet maar niet vernietigd of gecreëerd. | | Exotherm proces | Een proces waarbij energie onder de vorm van warmte wordt overgedragen van het systeem naar de omgeving. | | Endotherm proces | Een proces waarbij energie onder de vorm van warmte wordt overgedragen van de omgeving naar het systeem. | | Fysische omzetting | Een proces waarbij een stof verandert van aggregatietoestand of kristalrooster, gepaard gaand met energie-uitwisseling. | | Smelten | Het proces waarbij een vaste stof overgaat in een vloeibare toestand, wat energie vereist om de intermoleculaire krachten te overwinnen. | | Verdampen | Het proces waarbij een vloeistof overgaat in een gasvormige toestand, wat energie vereist om de intermoleculaire krachten te overwinnen. | | Sublimeren | Het proces waarbij een vaste stof rechtstreeks overgaat in een gasvormige toestand. | | Molaire smeltenthalpie | De energie die nodig is om 1 mol van een vaste stof om te zetten naar de vloeibare toestand bij de smelttemperatuur. | | Molaire verdampingsenthalpie | De energie die nodig is om 1 mol van een vloeistof om te zetten naar de gasvormige toestand bij de kooktemperatuur. | | Toestandsfunctie | Een eigenschap van een systeem waarvan de waarde alleen afhangt van de huidige toestand van het systeem, niet van de manier waarop die toestand is bereikt (bv. inwendige energie, temperatuur, druk). | | Toestandsvergelijking | Een vergelijking die het verband weergeeft tussen verschillende toestandsfuncties (bv. ideale gaswet P V = n R T). | | Enthalpie (H) | Een toestandsfunctie gedefinieerd als H = U + PV, die de energiewisseling bij processen bij constante druk weergeeft. | | Reactie-enthalpie (ΔrH) | De enthalpieverandering die optreedt bij een chemische reactie, uitgedrukt in energiewaarde per mol reactievergelijking. | | Thermochemische reactievergelijking | Een gebalanceerde chemische reactievergelijking inclusief de enthalpieverandering van de reactie. | | Wet van Hess | Stelt dat de totale enthalpieverandering voor een reactie constant is, ongeacht of de reactie in één stap of meerdere stappen verloopt. | | Standaardvormingsenthalpie (ΔfH°) | De enthalpieverandering die optreedt wanneer 1 mol van een stof wordt gevormd uit de enkelvoudige stabiele stoffen in hun standaardtoestand. | | Bindingsdissociatie-enthalpie (D) | De standaard-enthalpieverandering die gepaard gaat met het homolytisch breken van 1 mol bindingen in een stof in de gasfase. | | Entropie (S) | Een maat voor de wanorde of het aantal microtoestanden in een systeem; een toestandsfunctie. | | Boltzmann constante (k) | Een fundamentele natuurkundige constante die het verband legt tussen de microscopische (microtoestanden) en macroscopische (entropie) eigenschappen van een systeem. | | Reactie-entropie (ΔrS) | De entropieverandering die optreedt bij een chemische reactie. | | Gibbs vrije energie (G) | Een toestandsfunctie gedefinieerd als G = H – TS, die de spontaneïteit van processen bij constante druk en temperatuur bepaalt. | | Spontaan proces | Een proces dat zonder externe energie-input kan plaatsvinden, gekenmerkt door een afname van de Gibbs vrije energie (ΔG < 0). | | Chemisch evenwicht | Een toestand waarin de snelheid van de voorwaartse reactie gelijk is aan de snelheid van de terugwaartse reactie, waarbij de netto verandering nul is en ΔG = 0. | | Standaard Gibbs vrije energieverandering (ΔrG°) | De verandering in Gibbs vrije energie voor een reactie onder standaardomstandigheden. | | Standaardvormings Gibbs vrije energie (ΔfG°) | De Gibbs vrije energieverandering die optreedt wanneer 1 mol van een stof wordt gevormd uit de enkelvoudige stabiele stoffen in hun standaardtoestand. | | Nuttige arbeid | Arbeid die niet het gevolg is van volumeveranderingen, zoals elektrische arbeid of mechanische arbeid. | | Biochemische standaardomstandigheden | Een set van omstandigheden die specifiek zijn voor biologische systemen (bv. pH 7, temperatuur 298 K). | | Gekoppelde reacties | Processen waarbij een energetisch ongunstige reactie wordt gekoppeld aan een energetisch gunstige reactie om de eerste te laten doorgaan. | | ATP hydrolyse | De reactie waarbij adenosinetrifosfaat (ATP) wordt afgebroken tot adenosinedifosfaat (ADP) en anorganisch fosfaat, waarbij energie vrijkomt. |

# Reactiesnelheid en factoren die deze beïnvloeden De chemische kinetiek bestudeert de snelheid waarmee chemische reacties verlopen. Een reactie is zelden nuttig als de snelheid te laag is, ongeacht thermodynamische voorspellingen van spontaniteit. Vier factoren beïnvloeden de reactiesnelheid: concentratie, fysische toestand, temperatuur en katalysatoren [2](#page=2) [3](#page=3). ### 1.1. Definitie en uitdrukking van reactiesnelheid De reactiesnelheid kan worden uitgedrukt als de snelheid waarmee een reactieproduct wordt gevormd of een reagens wordt verbruikt. Voor de reactie $A_2(g) + B_2(g) \rightarrow 2AB(g)$ kan de reactiesnelheid als volgt worden weergegeven [3](#page=3): Snelheid van vorming van AB: $$ v_a = \frac{d[AB]}{dt} $$ [3](#page=3). Snelheid van afname van $A_2$: $$ v_b = -\frac{d[A_2]}{dt} $$ [3](#page=3). Het minteken bij $v_b$ zorgt ervoor dat de snelheid een positieve waarde heeft, aangezien de concentratie van $A_2$ afneemt. Het is belangrijk op te merken dat $v_a \neq v_b$ omdat de vorming van twee $AB$-moleculen gepaard gaat met het verdwijnen van één $A_2$-molecuul. Om de reactiesnelheid eenduidig te definiëren, wordt rekening gehouden met de stoichiometrische coëfficiënten [3](#page=3): $$ v = -\frac{1}{a}\frac{d[A]}{dt} = \frac{1}{b}\frac{d[B]}{dt} = \dots $$ [3](#page=3). Waarbij $a$ en $b$ de coëfficiënten zijn van de respectievelijke reagentia en reactieproducten. #### 1.1.1. Initiële snelheid (beginsnelheid) De snelheid van een reactie is niet constant gedurende het verloop ervan. Bij aanvang van de reactie ($t=0$) is de snelheid maximaal en wordt dit de **initiële snelheid** of **beginsnelheid** genoemd. Naarmate de reactie vordert, dalen de concentraties van reagentia, waardoor de kans op botsingen afneemt en de reactiesnelheid vermindert. Tegelijkertijd neemt de concentratie van reactieproducten toe, wat de omgekeerde reactie kan bevorderen en de studie bemoeilijkt. Daarom wordt er vaak gefocust op de beginsnelheden [3](#page=3). **Voorbeeld:** Voor de ontledingsreactie van $NO_2$: $2NO_2(g) \rightarrow 2NO(g) + O_2(g)$ [4](#page=4). De beginsnelheid, berekend op basis van de concentratieverandering van $NO_2$ in de eerste 50 seconden, is: $$ v \approx \frac{\Delta[NO_2]}{\Delta t} = \frac{(0.0079 - 0.0100) \text{ mol/L}}{(50 - 0) \text{ s}} = -4.2 \times 10^{-5} \text{ mol/(L·s)} $$ [4](#page=4). Om de positieve reactiesnelheid te verkrijgen, wordt deze waarde dan gedeeld door de stoichiometrische coëfficiënt: $$ v = -\frac{1}{2} \times (-4.2 \times 10^{-5} \text{ mol/(L·s)}) = 2.1 \times 10^{-5} \text{ mol/(L·s)} $$ [4](#page=4). > **Tip:** De reactiesnelheid op elk moment in de tijd kan worden bepaald door de helling van de raaklijn aan de concentratiecurve op dat punt te berekenen [4](#page=4). ### 1.2. Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden #### 1.2.1. Concentratie van reagentia en reactieproducten Een hogere concentratie van reagentia vergroot de kans op onderlinge botsingen, wat leidt tot een hogere reactiesnelheid [3](#page=3). #### 1.2.2. Fysische toestand De fysische toestand van de reagerende stoffen beïnvloedt de snelheid waarmee de deeltjes elkaar kunnen ontmoeten. Reacties in de gasfase verlopen doorgaans sneller dan in de vloeistoffase, en reacties in de vaste toestand zijn het langzaamst omdat de beweging van vaste deeltjes zeer traag is [3](#page=3). #### 1.2.3. Temperatuur Moleculen moeten met elkaar botsen met voldoende energie (botsingsenergie) om te reageren. Een hogere temperatuur verhoogt de kinetische energie van moleculen, wat resulteert in meer en energiekere botsingen, en dus een hogere reactiesnelheid. Dit wordt beschreven door het Arrheniusgedrag [3](#page=3). #### 1.2.4. Katalysator Een katalysator kan de reactiesnelheid verhogen door een alternatief reactiepad met een lagere activeringsenergie aan te bieden. Dit maakt reacties die anders te traag zouden zijn, nuttiger [3](#page=3). ### 1.3. Reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheidsvergelijking beschrijft de relatie tussen de reactiesnelheid en de concentraties van de reagentia. Er zijn twee soorten reactiesnelheidsvergelijkingen [5](#page=5): #### 1.3.1. Differentiële reactiesnelheidsvergelijking Deze vergelijking geeft het verband weer tussen de reactiesnelheid op een bepaald moment en de concentraties van de reagentia op dat moment. Voor een algemene reactie [5](#page=5): $aA + bB + cC + \dots \rightarrow \dots$ De differentiële reactiesnelheidsvergelijking kan worden geschreven als: $$ v = k[A]^n[B]^p[C]^q\dots $$ [5](#page=5) [6](#page=6). Waarbij: * $v$ de reactiesnelheid is. * $k$ de reactiesnelheidsconstante is. * $[A]$, $[B]$, $[C]$... de concentraties van de reagentia zijn. * $n$, $p$, $q$... de ordes van de reactie met betrekking tot de respectievelijke reagentia zijn. **Opmerkingen bij de differentiële reactiesnelheidsvergelijking:** [6](#page=6). 1. De concentraties van reactieproducten worden hier niet opgenomen omdat er meestal naar beginsnelheden wordt gekeken [6](#page=6). 2. De waarden van de ordes ($n, p, q, \dots$) moeten experimenteel worden bepaald en zijn niet noodzakelijk gehele getallen. Ze hebben geen directe relatie met de stoichiometrische coëfficiënten in de reactievergelijking [6](#page=6). 3. De totale orde van de reactie is de som van de individuele ordes ($n+p+q+\dots$) [6](#page=6). 4. De eenheid van $k$ hangt af van de vorm van de reactiesnelheidsvergelijking [6](#page=6). #### 1.3.2. Geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking Deze vergelijking beschrijft het verband tussen de concentratie van een reagens en de tijd [5](#page=5). #### 1.3.3. Belang van de reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheidsvergelijking is belangrijk om twee redenen [6](#page=6): a) **Fundamenteel:** Het helpt bij het toetsen van voorspellingen over het reactiemechanisme door te vergelijken hoe het voorgestelde mechanisme de reactiesnelheid in functie van concentratie en tijd weergeeft [6](#page=6). b) **Technologisch:** Kennis van de geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking maakt het mogelijk om de duur en de opbrengst per tijdseenheid van nuttige chemische reacties te berekenen voor verschillende beginconcentraties [6](#page=6). ### 1.4. Experimentele bepaling van de reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheidsvergelijking, met name de ordes van de reactie, moet experimenteel worden bepaald [7](#page=7). #### 1.4.1. Methode van afloopende reacties (voorbeeld N2O5 ontleding) Bij reacties die aflopend zijn (bv. door gasvorming dat uit het mengsel verdwijnt), kan de reactiesnelheid worden afgeleid uit de concentratieveranderingen. Voor de reactie $2N_2O_5(opl) \rightarrow 4NO_2(opl) + O_2(g)$ , bleek dat een halvering van de concentratie van $N_2O_5$ leidde tot een halvering van de reactiesnelheid. Dit duidt op een eerste-orde reactie met betrekking tot $N_2O_5$ ($n=1$), en de reactiesnelheidsvergelijking is $v = k[N_2O_5]$ ] [7](#page=7). #### 1.4.2. Methode der beginsnelheden Deze methode is "veiliger" omdat deze enkel steunt op de meting van beginsnelheden en minder beïnvloed wordt door de aanwezigheid van reactieproducten. De methode houdt in dat experimenten worden uitgevoerd met verschillende, bewust gekozen beginconcentraties, waarbij steeds slechts één concentratie wordt gevarieerd om de invloed daarvan op de reactiesnelheid te isoleren [7](#page=7) [8](#page=8). **Voorbeeld (Reactie van $NH_4^+$ en $NO_2^-$):** ] [7](#page=7) [8](#page=8). $NH_4^+(aq) + NO_2^-(aq) \rightarrow N_2(g) + 2H_2O(vl)$ Experimenten met verschillende beginconcentraties: | Experiment # | $[NH_4^+]$ (mol/L) | $[NO_2^-]$ (mol/L) | $v_0$ (mol/L·s) | | :----------- | :----------------- | :----------------- | :--------------------- | | 1 | 0.100 | 0.050 | $1.35 \times 10^{-7}$ | | 2 | 0.100 | 0.100 | $2.70 \times 10^{-7}$ | | 3 | 0.200 | 0.100 | $5.40 \times 10^{-7}$ | * Vergelijken van experiment 1 en 2: Verdubbeling van $[NO_2^-]$ leidt tot een verdubbeling van de snelheid, dus de reactie is eerste orde met betrekking tot $NO_2^-$ ($m=1$). * Vergelijken van experiment 2 en 3: Verdubbeling van $[NH_4^+]$ leidt tot een verdubbeling van de snelheid, dus de reactie is eerste orde met betrekking tot $NH_4^+$ ($n=1$). De snelheidsvergelijking is dus: $$ v = k[NH_4^+][NO_2^-] $$ ] [8](#page=8). De totale orde van de reactie is $1+1=2$. **Toepassing (Reactie met bromaat):** ] [8](#page=8). $BrO_3^-(aq) + 5Br^-(aq) + 6H^+(aq) \rightarrow 3Br_2(vl) + 3H_2O(vl)$ | Experiment # | $[BrO_3^-]$ (mol/L) | $[Br^-]$ (mol/L) | $[H^+]$ (mol/L) | $v_0$ (mol/L·s) | | :----------- | :------------------ | :--------------- | :-------------- | :-------------------- | | 1 | 0.10 | 0.10 | 0.10 | $8.0 \times 10^{-4}$ | | 2 | 0.20 | 0.10 | 0.10 | $1.6 \times 10^{-3}$ | | 3 | 0.20 | 0.20 | 0.10 | $3.2 \times 10^{-3}$ | | 4 | 0.10 | 0.10 | 0.20 | $3.2 \times 10^{-3}$ | * Vergelijken van experiment 1 en 2: Verdubbeling van $[BrO_3^-]$ verdubbelt de snelheid $\Rightarrow$ $n=1$ (eerste orde). * Vergelijken van experiment 2 en 3: Verdubbeling van $[Br^-]$ verdubbelt de snelheid $\Rightarrow$ $m=1$ (eerste orde). * Vergelijken van experiment 3 en 4: Verdubbeling van $[H^+]$ viervoudigt de snelheid $\Rightarrow$ $p=2$ (tweede orde). De algemene reactiesnelheidsvergelijking is: $$ v = k[BrO_3^-]^1[Br^-]^1[H^+]^2 $$ ] [8](#page=8). De totale orde is $1+1+2=4$. --- # Reactiesnelheidsvergelijkingen Dit onderdeel behandelt de wiskundige beschrijving van reactiesnelheden, inclusief differentiële en geïntegreerde vergelijkingen, en de experimentele bepaling van reactieordes [4](#page=4). ## 2.1 Differentiële en geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijkingen Om de kinetische aspecten van een chemische reactie te analyseren, worden twee wiskundige voorstellingswijzen gebruikt: de differentiële reactiesnelheidsvergelijking en de geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking [4](#page=4) [5](#page=5). * **Differentiële reactiesnelheidsvergelijking:** Beschrijft de relatie tussen de reactiesnelheid en de concentraties van de reactanten. De reactiesnelheid op een specifiek tijdstip wordt bepaald door de helling van de raaklijn aan de concentratiecurve op dat punt [4](#page=4) [5](#page=5). * **Geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking:** Beschrijft het verband tussen de concentratie van reactanten en de tijd [4](#page=4) [5](#page=5). Voor elke differentiële vergelijking bestaat een corresponderende geïntegreerde vergelijking, wat flexibiliteit biedt bij het verzamelen en interpreteren van experimentele gegevens [4](#page=4) [5](#page=5). ### 2.1.1 De algemene vorm van de reactiesnelheidsvergelijking Voor een algemene reactie van de vorm: $$ aA + bB + cC + \dots \rightarrow \dots $$ kan de reactiesnelheid $v$ worden uitgedrukt als: $$ v = k [A]^n [B]^p [C]^q \dots $$ Hierin staat: * $v$ voor de reactiesnelheid [5](#page=5). * $k$ voor de evenredigheidsconstante, ook wel de reactiesnelheidsconstante genoemd [5](#page=5). * $[A, [B, [C]$ voor de concentraties van de respectievelijke reactanten [5](#page=5). * $n, p, q$ voor de orde van de reactie ten opzichte van elke reactant [5](#page=5). #### 2.1.1.1 De orde van een reactie De orde van een reactie ten opzichte van een specifieke reactant is de exponent waarmee de concentratie van die reactant in de reactiesnelheidsvergelijking voorkomt. De totale orde van de reactie is de som van de individuele ordes ten opzichte van alle reactanten die in de snelheidsvergelijking zijn opgenomen [5](#page=5) [6](#page=6). **Belangrijke opmerkingen over reactieordes:** [6](#page=6). * De concentraties van reactieproducten verschijnen doorgaans niet in de reactiesnelheidsvergelijking wanneer men uitgaat van beginsnelheden [6](#page=6). * De waarden van de ordes ($n, p, q, \dots$) moeten **experimenteel** worden bepaald. Ze zijn niet noodzakelijk gehele getallen en hebben geen directe relatie met de stoichiometrische coëfficiënten in de reactievergelijking [5](#page=5) [6](#page=6). * De eenheid van de reactiesnelheidsconstante $k$ is afhankelijk van de vorm van de reactiesnelheidsvergelijking [6](#page=6). #### 2.1.1.2 Definitie van reactiesnelheid De reactiesnelheid kan worden gedefinieerd in termen van de verandering van de concentratie van een reactant of product per tijdseenheid. Voor de reactie [4](#page=4): $$ aA + bB \rightarrow cC + dD $$ wordt de snelheid van reactie $v$ uitgedrukt als: $$ v = -\frac{1}{a}\frac{d[A]}{dt} = -\frac{1}{b}\frac{d[B]}{dt} = \frac{1}{c}\frac{d[C]}{dt} = \frac{1}{d}\frac{d[D]}{dt} $$ Als de concentratie van een reactant afneemt, is de verandering negatief. Om de snelheid positief te houden, wordt deze vermenigvuldigd met een minteken. De snelheden van verdwijnen van reagentia en vormen van producten zijn niet gelijk, maar gerelateerd door hun stoichiometrische coëfficiënten [4](#page=4). #### 2.1.1.3 Initiële snelheid (beginsnelheid) De initiële snelheid, of beginsnelheid, is de reactiesnelheid op het moment dat de reactie begint ($t=0$). Op dit punt zijn er geen reactieproducten aanwezig, waardoor de terugreactie minimaal is en de studie van de kinetiek eenvoudiger wordt. Experimenten richten zich daarom vaak op het meten van beginsnelheden [4](#page=4) [5](#page=5). ### 2.1.2 Het belang van de reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheidsvergelijking is van belang op twee gebieden [6](#page=6): * **Fundamenteel:** Voorspellingen over het reactiemechanisme kunnen worden getoetst door na te gaan in hoeverre het voorgestelde mechanisme de waargenomen reactiesnelheid in functie van concentratie en tijd correct weergeeft [6](#page=6). * **Technologisch:** Kennis van de geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking maakt het mogelijk de duur en de opbrengst per tijdseenheid van een chemische reactie te berekenen voor verschillende beginconcentraties [6](#page=6). ## 2.2 Experimentele bepaling van reactiesnelheidsvergelijkingen Het bepalen van de reactiesnelheidsvergelijking gebeurt experimenteel door de reactiesnelheid te meten bij verschillende beginconcentraties van de reactanten. ### 2.2.1 Methode der beginsnelheden Deze methode is "veiliger" omdat deze zich uitsluitend baseert op metingen van beginsnelheden, wat de invloed van reactieproducten op de reactiesnelheid minimaliseert [5](#page=5). #### 2.2.1.1 Voorbeeld: Reactie tussen ammoniumionen en nitrietionen Voor de reactie: $$ \text{NH}_4^+ \text{(aq)} + \text{NO}_2^- \text{(aq)} \rightarrow \text{N}_2 \text{(g)} + 2\text{H}_2\text{O(vl)} $$ De algemene vorm van de snelheidsvergelijking is: $$ v = k [\text{NH}_4^+]^n [\text{NO}_2^-]^m $$ Men voert drie experimenten uit met bewust gekozen concentraties [7](#page=7) [8](#page=8) [9](#page=9): | Experiment # | $[\text{NH}_4^+]$ (mol/L) | $[\text{NO}_2^-]$ (mol/L) | $v_0$ (mol/L·s) | | :----------- | :----------------------- | :----------------------- | :------------- | | 1 | 0,100 | 0,050 | $1,35 \times 10^{-7}$ | | 2 | 0,100 | 0,100 | $2,70 \times 10^{-7}$ | | 3 | 0,200 | 0,100 | $5,40 \times 10^{-7}$ | Door deze experimenten te vergelijken, kunnen de ordes $n$ en $m$ worden bepaald [7](#page=7) [8](#page=8) [9](#page=9): * Vergelijking van experiment 1 en 2: Bij verdubbeling van $[\text{NO}_2^-]$ (van 0,050 naar 0,100 mol/L) terwijl $[\text{NH}_4^+]$ constant blijft, verdubbelt de reactiesnelheid (van $1,35 \times 10^{-7}$ naar $2,70 \times 10^{-7}$ mol/L·s). Dit impliceert dat de reactie van de eerste orde is ten opzichte van $\text{NO}_2^-$, dus $m=1$ [7](#page=7) [9](#page=9). * Vergelijking van experiment 2 en 3: Bij verdubbeling van $[\text{NH}_4^+]$ (van 0,100 naar 0,200 mol/L) terwijl $[\text{NO}_2^-]$ constant blijft, verdubbelt de reactiesnelheid (van $2,70 \times 10^{-7}$ naar $5,40 \times 10^{-7}$ mol/L·s). Dit impliceert dat de reactie van de eerste orde is ten opzichte van $\text{NH}_4^+$, dus $n=1$ [7](#page=7) [9](#page=9). De reactiesnelheidsvergelijking is dus: $$ v = k [\text{NH}_4^+]^1 [\text{NO}_2^-]^1 $$ De totale orde van de reactie is $n+m = 1+1 = 2$ [7](#page=7) [9](#page=9). #### 2.2.1.2 Toepassing: Bromaat- en bromide-reactie Voor de reactie: $$ \text{BrO}_3^- \text{(aq)} + 5\text{Br}^- \text{(aq)} + 6\text{H}^+ \text{(aq)} \rightarrow 3\text{Br}_2 \text{(vl)} + 3\text{H}_2\text{O(vl)} $$ De algemene reactiesnelheidsvergelijking luidt: $$ v_0 = k [\text{BrO}_3^-]^n [\text{Br}^-]^m [\text{H}^+]^p $$ Experimentele gegevens [8](#page=8) [9](#page=9): | Experiment # | $[\text{BrO}_3^-]$ (mol/L) | $[\text{Br}^-]$ (mol/L) | $[\text{H}^+]$ (mol/L) | $v_0$ (mol/L·s) | | :----------- | :----------------------- | :---------------------- | :-------------------- | :------------- | | 1 | 0,10 | 0,10 | 0,10 | $8,0 \times 10^{-4}$ | | 2 | 0,20 | 0,10 | 0,10 | $1,6 \times 10^{-3}$ | | 3 | 0,20 | 0,20 | 0,10 | $3,2 \times 10^{-3}$ | | 4 | 0,10 | 0,10 | 0,20 | $3,2 \times 10^{-3}$ | * **Bepaling van $n$ (orde t.o.v. $\text{BrO}_3^-$):** Vergelijk experiment 1 en 2. $[\text{BrO}_3^-]$ verdubbelt, terwijl $[\text{Br}^-]$ en $[\text{H}^+]$ constant blijven. De snelheid verdubbelt ook. Dus, $n=1$ [8](#page=8) [9](#page=9). * **Bepaling van $m$ (orde t.o.v. $\text{Br}^-$):** Vergelijk experiment 2 en 3. $[\text{Br}^-]$ verdubbelt, terwijl $[\text{BrO}_3^-]$ en $[\text{H}^+]$ constant blijven. De snelheid verdubbelt ook. Dus, $m=1$ [10](#page=10). * **Bepaling van $p$ (orde t.o.v. $\text{H}^+$):** Vergelijk experiment 1 en 4. $[\text{H}^+]$ verdubbelt, terwijl $[\text{BrO}_3^-]$ en $[\text{Br}^-]$ constant blijven. De snelheid verviervoudigt (van $8,0 \times 10^{-4}$ naar $3,2 \times 10^{-3}$ mol/L·s). Dus, $p=2$ [10](#page=10) [9](#page=9). De reactiesnelheidsvergelijking is dus: $$ v = k [\text{BrO}_3^-]^1 [\text{Br}^-]^1 [\text{H}^+]^2 $$ De totale orde van de reactie is $n+m+p = 1+1+2 = 4$ [9](#page=9). Nu kan de constante $k$ worden berekend met de gegevens van een willekeurig experiment. Gebruik makend van experiment #3 [10](#page=10): $$ 3,2 \times 10^{-3} \text{ mol/L·s} = k (0,20 \text{ mol/L})^1 (0,20 \text{ mol/L})^1 (0,10 \text{ mol/L})^2 $$ $$ 3,2 \times 10^{-3} \text{ mol/L·s} = k (0,20 \text{ mol/L}) (0,20 \text{ mol/L}) (0,010 \text{ mol}^2/\text{L}^2) $$ $$ 3,2 \times 10^{-3} \text{ mol/L·s} = k (0,00040 \text{ mol}^3/\text{L}^3) $$ $$ k = \frac{3,2 \times 10^{-3} \text{ mol/L·s}}{0,00040 \text{ mol}^3/\text{L}^3} = 8,0 \text{ L}^2/\text{mol}^3\text{·s} $$ De eenheden van $k$ worden bepaald door de orde van de reactie [10](#page=10). ## 2.3 Geïntegreerde snelheidsvergelijkingen en reactieordes Geïntegreerde snelheidsvergelijkingen beschrijven het verband tussen concentratie en tijd voor verschillende reactieordes. ### 2.3.1 Reacties van de eerste orde Voor een ontledingsreactie van een reagens A die van de eerste orde is, geldt de differentiële snelheidsvergelijking: $$ v = -\frac{d[A]}{dt} = k[A $$ Na integratie verkrijgt men de geïntegreerde snelheidsvergelijking: $$ \ln[A]_t - \ln[A]_0 = -kt $$ of geherrangschikt: $$ \ln[A]_t = -kt + \ln[A]_0 $$ Dit toont een logaritmisch verband tussen concentratie en tijd [10](#page=10) [11](#page=11) [12](#page=12) [13](#page=13). **Kenmerken van eerste-orde reacties:** * Als men $\ln[A]_t$ uitzet tegen de tijd ($t$), verkrijgt men een rechte lijn. De richtingscoëfficiënt van deze lijn is $-k$ en het intercept op de y-as is $\ln[A]_0$ [11](#page=11) [12](#page=12) [13](#page=13). * De halveringstijd ($t_{1/2}$) is de tijd die nodig is om de concentratie van een reactant te halveren. Voor eerste-orde reacties is de halveringstijd constant en onafhankelijk van de beginconcentratie. De formule is [13](#page=13) [14](#page=14): $$ t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k} $$ of (met de coëfficiënt $\nu$): $$ t_{1/2} = \frac{\ln 2}{\nu k} $$ [11](#page=11) [13](#page=13). #### 2.3.1.1 Toepassing: Ontleding van N$_2$O$_5$ Voor de reactie $2 \text{N}_2\text{O}_5 \text{(g)} \rightarrow 4 \text{NO}_2 \text{(g)} + \text{O}_2 \text{(g)}$ is experimenteel vastgesteld dat deze van de eerste orde is [11](#page=11) [12](#page=12). * **Bevestiging van eerste orde:** Een grafiek van $\ln[\text{N}_2\text{O}_5]$ tegen de tijd levert een rechte lijn op [11](#page=11) [12](#page=12). * **Berekening van $k$:** Door twee punten op de grafiek te nemen, kan de richtingscoëfficiënt ($-k$, aangezien $\nu=2$ voor N$_2$O$_5$) worden berekend. Stel, twee punten zijn $(t_1, \ln[A]_1)$ en $(t_2, \ln[A]_2)$: $$ -k = \frac{\ln[A]_2 - \ln[A]_1}{t_2 - t_1} $$ Voor de gegeven data [11](#page=11): $$ -k = \frac{-5,0751738 - (-2,3025851)}{400 \text{ s} - 0 \text{ s}} = \frac{-2,7725887}{400 \text{ s}} $$ $$ k \approx 6,93 \times 10^{-3} \text{ s}^{-1} $$ * **Concentratie na 1000 s:** Met de geïntegreerde vergelijking: $$ \ln[\text{N}_2\text{O}_5]_{1000} = -k \cdot 1000 \text{ s} + \ln[\text{N}_2\text{O}_5]_0 $$ $$ \ln[\text{N}_2\text{O}_5]_{1000} = -(6,93 \times 10^{-3} \text{ s}^{-1}) \cdot 1000 \text{ s} + \ln(0,100 \text{ mol/L}) $$ $$ \ln[\text{N}_2\text{O}_5]_{1000} \approx -6,93 - 2,3026 = -9,2326 $$ $$ [\text{N}_2\text{O}_5]_{1000} = e^{-9,2326} \approx 9,80 \times 10^{-5} \text{ mol/L} $$ [11](#page=11) [13](#page=13). * **Halveringstijd:** Uit de tabel kan worden afgelezen dat na 100 s de concentratie is gedaald van 0,100 mol/L naar 0,050 mol/L, dus de halveringstijd is 100 s. Dit kan ook berekend worden met de formule [13](#page=13): $$ t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k} = \frac{\ln 2}{6,93 \times 10^{-3} \text{ s}^{-1}} \approx 99,9 \text{ s} \approx 100 \text{ s} $$ [13](#page=13). ### 2.3.2 Reacties van de tweede orde Voor een ontledingsreactie van een reagens A die van de tweede orde is, geldt de differentiële snelheidsvergelijking: $$ v = -\frac{d[A]}{dt} = k[A]^2 $$ De geïntegreerde snelheidsvergelijking is: $$ \frac{1}{[A]_t} - \frac{1}{[A]_0} = kt $$ [13](#page=13) [15](#page=15). **Kenmerken van tweede-orde reacties:** * Een grafiek van $1/[A]_t$ tegen de tijd ($t$) levert een rechte lijn op met een richtingscoëfficiënt van $+k$ [14](#page=14) [15](#page=15) [16](#page=16) [20](#page=20). * De halveringstijd ($t_{1/2}$) is afhankelijk van de beginconcentratie en is niet constant. De formule is: $$ t_{1/2} = \frac{1}{k[A]_0} $$ De halveringstijd neemt omgekeerd evenredig toe met de concentratie. Elke halvering in concentratie leidt tot een verdubbeling van de halveringstijd [14](#page=14) [16](#page=16). ### 2.3.3 Reacties van de nulde orde Voor een ontledingsreactie van een reagens A die van de nulde orde is, is de reactiesnelheid onafhankelijk van de concentratie van A: $$ v = -\frac{d[A]}{dt} = k $$ De geïntegreerde snelheidsvergelijking is: $$ [A]_t - [A]_0 = -kt $$ of geherrangschikt: $$ [A]_t = -kt + [A]_0 $$ [17](#page=17) [18](#page=18) [19](#page=19). **Kenmerken van nulde-orde reacties:** * Een plot van $[A]_t$ tegen de tijd ($t$) levert een rechte lijn op met een richtingscoëfficiënt van $-k$ [17](#page=17) [19](#page=19). * De halveringstijd ($t_{1/2}$) is recht evenredig met de beginconcentratie: $$ t_{1/2} = \frac{[A]_0}{2k} $$ De halveringstijd neemt af met de concentratie [17](#page=17) [19](#page=19). * Nulde-orde reacties treden vaak op wanneer de reactiesnelheid wordt bepaald door factoren anders dan de kans op botsingen tussen reagentia, zoals bij heterogene katalyse [17](#page=17) [19](#page=19). #### 2.3.3.1 Toepassing: Ontleding van HI Voor de ontleding van HI, met gegeven concentratiemetingen [19](#page=19): | Tijd (s) | [HI (mol/L) | ln[HI | 1/[HI (L/mol) | | :------- | :----------- | :------- | :------------- | | 0 | 1,00 | 0,00 | 1,00 | | 120 | 0,50 | -0,69 | 2,00 | | 240 | 0,33 | -1,11 | 3,03 | | 360 | 0,25 | -1,39 | 4,00 | * **Bepaling van de orde:** Door deze data uit te zetten, blijkt dat een grafiek van $1/[\text{HI}]$ tegen de tijd een rechte lijn levert. Dit wijst op een reactie van de tweede orde [19](#page=19) [20](#page=20). * **Berekening van $k$:** De richtingscoëfficiënt van de grafiek van $1/[\text{HI}]$ tegen $t$ is gelijk aan $k$. Gebruik makend van de punten (0 s, 1,00 L/mol) en (360 s, 4,00 L/mol): $$ k = \frac{4,00 \text{ L/mol} - 1,00 \text{ L/mol}}{360 \text{ s} - 0 \text{ s}} = \frac{3,00 \text{ L/mol}}{360 \text{ s}} \approx 0,00833 \text{ L/mol·s} $$ [20](#page=20). * **Halveringstijd:** De eerste halveringstijd is de tijd waarin de concentratie daalt van 1,00 mol/L naar 0,50 mol/L, wat 120 s is. Met de formule voor de halveringstijd van een tweede-orde reactie [19](#page=19): $$ t_{1/2} = \frac{1}{k[A]_0} = \frac{1}{(0,00833 \text{ L/mol·s})(1,00 \text{ mol/L})} \approx 120 \text{ s} $$ --- # Moleculaire verklaringen van reactiesnelheid Dit onderwerp verklaart de reactiesnelheid vanuit moleculaire interacties door middel van de botsingstheorie en de theorie van de overgangstoestand [21](#page=21). ### 3.1 De rol van het reactiemechanisme De reactievergelijking toont enkel het stoichiometrische verband tussen reactanten en producten. De daadwerkelijke reactie verloopt echter vaak in meerdere opeenvolgende stappen, wat het reactiemechanisme wordt genoemd. Sommige reacties kunnen wel in één stap verlopen [21](#page=21). **Voorbeeld van een meerstapsreactie:** Voor de reactie $2 \text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{NO}_2\text{F(g)}$ werd het volgende mechanisme voorgesteld [21](#page=21): 1. $\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow \text{NO}_2\text{F(g)} + \text{F}\cdot\text{(g)}$ (traag, snelheidsbepalend) [30](#page=30). 2. $\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}\cdot\text{(g)} \rightarrow \text{NO}_2\text{F(g)}$ (snel) [30](#page=30). Hierbij wordt een F-radicaal gevormd als intermediair product dat niet meer aanwezig is in de totaalreactie [21](#page=21). ### 3.2 Botsingstheorie De botsingstheorie verklaart de reactiesnelheid door te kijken naar de botsingen tussen moleculen. Een reactie, zoals $A_2\text{(g)} + B_2\text{(g)} \rightarrow 2 AB\text{(g)}$, kan alleen plaatsvinden bij een botsing tussen $A_2$- en $B_2$-moleculen, waarbij bindingen worden verbroken en gevormd [21](#page=21). De reactiesnelheid ($v$) is recht evenredig met het aantal botsingen ($Z$) tussen de moleculen [21](#page=21): $v \sim Z$ [21](#page=21). Het aantal botsingen in de gasfase is zeer groot (ongeveer $10^{31}$ botsingen per seconde bij standaardvoorwaarden). Echter, niet elke botsing leidt tot een reactie; slechts effectieve botsingen zijn van belang [21](#page=21). #### 3.2.1 Factoren die effectiviteit van botsingen bepalen Twee factoren bepalen of een botsing effectief is: 1. **Botsingsrichting:** De moleculen moeten in een geschikte richting botsen. Dit wordt meegenomen in de probabiliteitsfactor $p$, waarbij $p < 1$ [23](#page=23). $v \sim p \cdot Z$ [23](#page=23). 2. **Kinetische energie ($E_{kin}$):** Moleculen hebben kinetische energie [23](#page=23). * **Niet-effectieve botsing:** Bij lage kinetische energie vinden er elastische botsingen plaats waarbij de moleculen terugkaatsen zonder te reageren. Ze naderen elkaar tot op de van der Waalsafstand [23](#page=23). * **Effectieve botsing:** Bij voldoende hoge kinetische energie kunnen de afstotende krachten worden overwonnen, dringen de moleculen in elkaar, vormen ze nieuwe bindingen en gaan ze chemisch veranderd uit elkaar. Hierbij wordt kinetische energie omgezet in potentiële energie tijdens de nadering en omgekeerd bij de vorming van producten. De moleculen moeten elkaar naderen tot op de covalente afstand [23](#page=23). #### 3.2.2 Activeringsenergie en de Maxwell-Boltzmann-verdeling * **Maxwell-Boltzmann-verdelingscurve:** Deze curve toont de verdeling van kinetische energieën onder moleculen [24](#page=24). * **Activeringsenergie ($E_a$):** Dit is de minimale kinetische energie die moleculen nodig hebben om de overgangstoestand te bereiken en te kunnen reageren [24](#page=24). * **Fractie reagerende moleculen ($f$):** Dit is het deel van de moleculen met een kinetische energie groter dan de activeringsenergie ($E_{kin} > E_a$) [24](#page=24). $v \sim p \cdot f \cdot Z$ [24](#page=24). Bij hogere temperaturen is de fractie moleculen met voldoende kinetische energie ($f$) groter, wat leidt tot een hogere reactiesnelheid. Dit geldt voor zowel exotherme als endotherme reacties [24](#page=24). > **Tip:** De Maxwell-Boltzmann-verdeling benadrukt dat de reactiesnelheid niet alleen afhangt van het totale aantal botsingen, maar ook van de energieverdeling binnen dat gas. Hogere temperaturen "verschuiven" de verdeling naar hogere kinetische energieën, waardoor meer moleculen de activeringsenergie overschrijden [24](#page=24). ### 3.3 Theorie van de overgangstoestand Deze theorie beschrijft de voorwaarden voor effectieve botsingen iets anders. Bij een effectieve botsing wordt een kortlevend, geactiveerd complex gevormd [25](#page=25). * **Geactiveerd complex ($A_2B_2^\ddagger$):** * Niet te isoleren, kortlevend [25](#page=25). * Bevolgt zich in een overgangstoestand [25](#page=25). * Oude bindingen (A-A, B-B) zijn verzwakt en nieuwe bindingen (A-B) zijn gedeeltelijk gevormd [25](#page=25). * Heeft een relatief hoge potentiële energie ($E_{pot}$) [25](#page=25). Omdat de totale energie van een molecule constant is ($E_{tot} = E_{pot} + E_{kin}$), vereist de vorming van een geactiveerd complex een toename in potentiële energie, gelijk aan de activeringsenergie ($E_a$). Alleen moleculen met voldoende kinetische energie ($E_{kin} > E_a$) kunnen deze overgangstoestand bereiken [25](#page=25). Vanuit de overgangstoestand kunnen twee dingen gebeuren [26](#page=26): 1. **Terugval:** De moleculen vallen terug naar de oorspronkelijke toestand ($A_2 + B_2$) zonder reactie. De activeringsenergie wordt hierbij weer omgezet in kinetische energie [26](#page=26). 2. **Reactie:** Er worden productmoleculen (AB) gevormd. De potentiële energie neemt hierbij af met een waarde $E_a'$, die wordt omgezet in kinetische energie van de reactieproducten [26](#page=26). De enthalpieverandering ($\Delta H$) van de reactie is het verschil tussen de activeringsenergie voor het vormen van het complex ($E_a$) en de energieafname van het complex naar het product ($E_a'$) [26](#page=26): $\Delta H = E_a' - E_a$ [26](#page=26). #### 3.3.1 Potentiële energiediagrammen * **Exotherme reactie:** De energie van de producten ligt lager dan die van de reactanten. Hierbij is $E_a' > E_a$ (#page=26, 27) [26](#page=26) [27](#page=27). **Voorbeeld:** $\text{N}_2\text{O(g)} + \text{NO(g)} \rightarrow [\text{N}_2\text{...O...NO]}^\ddagger \rightarrow \text{N}_2\text{(g)} + \text{O}_2\text{N=O}$ [26](#page=26). $E_a = 209 \, \text{kJ/mol}$, $E_a' = 347 \, \text{kJ/mol}$, $\Delta H = -138 \, \text{kJ/mol}$ [26](#page=26). * **Endotherme reactie:** De energie van de producten ligt hoger dan die van de reactanten. Hierbij is $E_a' < E_a$ (#page=26, 27) [26](#page=26) [27](#page=27). **Voorbeeld:** $\text{O=N-Cl(g)} + \text{Cl-N=O(g)} \rightarrow [\text{O=N...Cl...Cl...N=O]}^\ddagger \rightarrow \text{O=N}\cdot + \text{Cl}_2\text{(g)} + \text{N=O}\cdot$ [26](#page=26). $E_a = 98 \, \text{kJ/mol}$, $E_a' = 22 \, \text{kJ/mol}$, $\Delta H = +76 \, \text{kJ/mol}$ [26](#page=26). ### 3.4 Reactiemechanismen en elementaire reacties * **Elementaire reactie:** Een individuele stap in een reactiemechanisme die niet verder kan worden opgesplitst in andere elementaire stappen. Dit kan de ontbinding van één molecuul zijn of een combinatiereactie tussen twee moleculen [28](#page=28). * **Moleculariteit:** Het aantal deeltjes dat deelneemt aan een elementaire reactiestap [28](#page=28). * Unimoleculair: 1 deeltje betrokken [28](#page=28). * Bimoleculair: 2 deeltjes betrokken [28](#page=28). * Termoleculair: 3 deeltjes betrokken (zeldzaam) [28](#page=28). * **Reactiesnelheidsvergelijking van een elementaire stap:** De orde van de reactie is gelijk aan de moleculariteit van de elementaire stap [28](#page=28). * Unimoleculair: $v = k[A]$ [28](#page=28). * Bimoleculair ($2A$): $v = k[A]^2$ [28](#page=28). * Bimoleculair ($A+B$): $v = k[A][B]$ [28](#page=28). * Termoleculair ($2A+B$): $v = k[A]^2[B]$ [28](#page=28). Elementaire reacties met een orde groter dan 3 zijn onwaarschijnlijk vanwege de zeer kleine kans op zo'n botsing [31](#page=31). #### 3.4.1 Snelheidsbepalende stap Niet alle elementaire reactiestappen verlopen even snel; er is meestal één trage stap die de algehele reactiesnelheid bepaalt. Dit is de **snelheidsbepalende stap**. De orde van deze stap bepaalt de orde van de totale reactie [30](#page=30). **Voorbeeld:** De reactie $2\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{NO}_2\text{F(g)}$ heeft experimenteel een snelheid van $v = k[\text{NO}_2][\text{F}_2]$. Dit suggereert een reactiemechanisme waarbij de eerste, trage stap bimoleculair is en de concentraties van zowel $\text{NO}_2$ als $\text{F}_2$ bepaalt [30](#page=30). #### 3.4.2 Regels voor het opstellen van reactiemechanismen Bij het voorstellen van een nieuw reactiemechanisme moeten de volgende regels worden gehanteerd [31](#page=31): 1. De totale stoichiometrie van de reactievergelijking moet overeenkomen met de som van de elementaire reactiestappen [31](#page=31). 2. De elementaire reactiestappen moeten fysisch realistisch zijn; elementaire reacties met een orde groter dan 3 zijn onwaarschijnlijk [31](#page=31). 3. Het mechanisme moet de experimenteel waargenomen reactiesnelheidsvergelijking verklaren [31](#page=31). --- # Reactiemechanismen en katalysatoren Dit hoofdstuk legt de relatie uit tussen reactievergelijkingen en reactiemechanismen, inclusief elementaire reacties en de snelheidsbepalende stap, en behandelt de rol en eigenschappen van katalysatoren. ### 4.1 Elementaire reacties en het reactiemechanisme De meeste chemische reacties verlopen niet in één enkele stap, maar bestaan uit een reeks van afzonderlijke reactiestappen. Deze individuele stappen worden **elementaire reacties** genoemd en vormen samen het **reactiemechanisme** [28](#page=28). #### 4.1.1 Stoichiometrische reactievergelijking vs. reactiemechanisme De totale stoichiometrische reactievergelijking geeft niet de individuele stappen weer waarin de reactie plaatsvindt. Daarom kan de reactiesnelheidsvergelijking niet direct worden afgeleid uit de stoichiometrische coëfficiënten van de totale reactievergelijking [28](#page=28). #### 4.1.2 Reactiesnelheid en concentratie De reactiesnelheid stijgt met het **product** van de concentraties van de deelnemende reagentia, niet met hun som. Dit komt doordat het aantal mogelijke botsingen toeneemt met het product van de concentraties. Als bijvoorbeeld twee moleculen A en twee moleculen B reageren, kunnen er 4 botsingen optreden. Indien er twee moleculen A worden toegevoegd, wordt het aantal mogelijke botsingen $4 \times 2 = 8$, niet $4 + 2 = 6$ [28](#page=28). #### 4.1.3 Definitie van elementaire reacties Een elementaire reactie is de ontbindingsreactie van een enkele molecule of de combinatiereactie tussen twee moleculen, die zelf niet uit andere elementaire reactiestappen is opgebouwd [28](#page=28). #### 4.1.4 Moleculariteit van elementaire reacties Elke elementaire stap wordt gekenmerkt door zijn **moleculariteit**, wat het aantal deeltjes is dat deelneemt aan die specifieke reactiestap [28](#page=28). | Elementaire reactiestap | Moleculariteit | Reactiesnelheidsvergelijking | | :---------------------- | :-------------- | :--------------------------- | | A → product(en) | Unimoleculair | $v = k \times [A]$ | [28](#page=28). | 2A → product(en) | Bimoleculair | $v = k \times [A]^2$ | [28](#page=28). | A + B → product(en) | Bimoleculair | $v = k \times [A \times [B]$ | [28](#page=28). | 2A + B → product(en) | Termoleculair | $v = k \times [A]^2 \times [B]$ | [28](#page=28). #### 4.1.5 Orde van elementaire reacties Voor een elementaire reactiestap is de orde van de reactie gelijk aan de moleculariteit (#page=28, 29). Elementaire reacties met een orde groter dan 3 worden als onwaarschijnlijk beschouwd vanwege hun zeer kleine trefkans (#page=29, 31) [28](#page=28) [29](#page=29) [31](#page=31). #### 4.1.6 De snelheidsbepalende stap Niet alle elementaire reactiestappen verlopen even snel. Meestal verloopt één specifieke elementaire reactie veel trager dan alle andere. Deze wordt de **snelheidsbepalende stap** genoemd. De orde van de snelheidsbepalende stap bepaalt de orde van de totale reactie [30](#page=30). > **Tip:** Bij het analyseren van een reactiemechanisme is het cruciaal om de snelheidsbepalende stap te identificeren, aangezien deze de algehele reactiesnelheid domineert. #### 4.1.7 Voorbeeld: Reactie tussen NO$_2$(g) en F$_2$(g) De reactie: $$ 2\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow 2\text{NO}_2\text{F(g)} $$ Experimenteel is vastgesteld dat de reactiesnelheidsvergelijking is: $$ v = k \times [\text{NO}_2 \times [\text{F}_2 $$ Dit duidt op een reactie van de eerste orde voor zowel NO$_2$ als F$_2$ [30](#page=30). Een voorgesteld reactiemechanisme bestaat uit de volgende elementaire stappen [30](#page=30): 1. $\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow \text{NO}_2\text{F(g)} + \text{F(g)}$ (traag, snelheidsbepalend) * Bimoleculair: $v = k_1 \times [\text{NO}_2 \times [\text{F}_2]$ 2. $\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F(g)} \rightarrow \text{NO}_2\text{F(g)}$ (snel) * Bimoleculair: $v = k_2 \times [\text{NO}_2 \times [\text{F}]$ De totale reactie is de som van deze stappen: $$ \text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} + \text{NO}_2\text{(g)} + \text{F(g)} \rightarrow \text{NO}_2\text{F(g)} + \text{F(g)} + \text{NO}_2\text{F(g)} $$ Vereenvoudigd: $$ 2\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow 2\text{NO}_2\text{F(g)} $$ De reactiesnelheidsvergelijking van de totale reactie wordt bepaald door de snelheidsbepalende stap en is dus: $$ v = k_1 \times [\text{NO}_2 \times [\text{F}_2 $$ Dit komt overeen met de experimentele bevindingen [30](#page=30). #### 4.1.8 Regels voor het voorstellen van een reactiemechanisme Bij het voorstellen van een nieuw reactiemechanisme moeten de volgende regels in acht worden genomen [31](#page=31): 1. De stoichiometrie van de totale reactievergelijking moet overeenkomen met de som van de elementaire reactiestappen. 2. De elementaire reactiestappen moeten fysisch verantwoord zijn (bv. elementaire reacties met orde > 3 zijn onwaarschijnlijk). 3. Het mechanisme moet de experimenteel waargenomen reactiesnelheidsvergelijking kunnen verklaren. ### 4.2 Katalysatoren Een katalysator is een stof die de reactiesnelheid beïnvloedt zonder zelf verbruikt te worden tijdens de reactie [32](#page=32). #### 4.2.1 Eigenschappen van katalysatoren * Een katalysator wordt **niet verbruikt** tijdens de reactie, hoewel het wel actief deelneemt [32](#page=32). * Een katalysator beïnvloedt het chemisch evenwicht **niet**. Het zorgt er alleen voor dat het evenwicht sneller wordt bereikt [32](#page=32). * Een katalysator versnelt (of vertraagt, indien het een negatieve katalysator betreft) de heen- en teruggaande reactie in **dezelfde mate** [32](#page=32). * Een katalysator beïnvloedt het reactiemechanisme zodanig dat het eindproduct langs een **gemakkelijker weg** wordt verkregen, vaak door een lagere activeringsenergie te bieden [32](#page=32). * De **hoeveelheid katalysator** beïnvloedt de reactiesnelheid [32](#page=32). #### 4.2.2 Werking van katalysatoren Katalysatoren veranderen het reactiemechanisme door een alternatieve reactieroute aan te bieden met een lagere activeringsenergie (#page=32, 33). Dit resulteert in een hogere reactiesnelheid omdat een groter percentage moleculen de benodigde activeringsenergie overschrijdt [26](#page=26) [32](#page=32) [33](#page=33). #### 4.2.3 Bewijs van Ostwald Het bewijs van Ostwald is een bewijs "uit het ongerijmde" dat aantoont dat de omgekeerde stelling (dat een katalysator het evenwicht wel beïnvloedt) niet kan kloppen [33](#page=33). #### 4.2.4 Voorbeelden van katalyse * **Homogene katalyse:** De katalysator bevindt zich in dezelfde fase als de reactanten [33](#page=33). * Voorbeeld: De katalyse van de ontleding van waterstofperoxide door iodidezouten. $$ 2\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2 $$ Met $I^-$ als katalysator: 1. $H_2O_2 + I^- \rightarrow H_2O + IO^-$ (traag) 2. $H_2O_2 + IO^- \rightarrow H_2O + O_2 + I^-$ (snel) De stoichiometrische reactie volgt uit de som van de elementaire stappen, en de snelheid is van de eerste orde voor $H_2O_2$ [33](#page=33). * **Heterogene katalyse:** De katalysator bevindt zich in een andere fase dan de reactanten [33](#page=33). * Voorbeeld: De katalyse van de ontleding van kaliumchloraat met mangaan(IV)oxide (MnO$_2$) als katalysator [36](#page=36). * Zonder katalysator: Zeer TRAAG [36](#page=36). * Met Mn$^{2+}$ (afkomstig van MnO$_2$) als katalysator: Zeer SNEL [36](#page=36). De route met de katalysator is gemakkelijker, wat resulteert in een hogere reactiesnelheid. Het substitueren van een langzame termoleculaire stap door drie snelle bimoleculaire stappen is een veelvoorkomend principe bij katalyse [36](#page=36). #### 4.2.5 Impact van katalysatoren op het reactiemechanisme Katalysatoren wijzigen het reactiemechanisme door nieuwe, snellere reactiepaden te creëren. Dit kan bijvoorbeeld door: * **Activering van reactanten:** Zoals het activeren van een binding in een molecule [34](#page=34). * **Vorming van intermediairen:** Tijdelijke moleculen die verder reageren [34](#page=34). * **Verandering van de overgangstoestand:** Het verlagen van de energie van het geactiveerde complex [26](#page=26). De overgangstoestand (het geactiveerde complex) is een instabiele toestand die gevormd wordt tijdens een chemische reactie. De energie die nodig is om deze toestand te bereiken, is de activeringsenergie ($E_a$). Een katalysator verlaagt deze $E_a$, waardoor de reactie sneller verloopt (#page=32, 36) [26](#page=26) [32](#page=32) [36](#page=36). --- ## 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 reagens of product per tijdseenheid. | | Concentratie reagentia | De hoeveelheid reactanten die aanwezig zijn in een bepaald volume, wat de kans op botsingen en dus de reactiesnelheid beïnvloedt. | | Fysische toestand | De fase waarin een stof zich bevindt (vast, vloeibaar, gas), wat de bewegingsvrijheid van de deeltjes en dus de reactiesnelheid beïnvloedt. | | Temperatuur | Een maat voor de gemiddelde kinetische energie van de deeltjes in een systeem, die de reactiesnelheid verhoogt door meer effectieve botsingen. | | Katalysator | Een stof die de reactiesnelheid verhoogt zonder zelf verbruikt te worden, door het reactiemechanisme te veranderen en de activeringsenergie te verlagen. | | Arrheniusgedrag | Het verband tussen de reactiesnelheid en de temperatuur, waarbij de snelheid toeneemt met de temperatuur volgens een exponentiële relatie. | | Reactiemechanisme | Het gedetailleerde proces in meerdere stappen dat leidt tot de uiteindelijke chemische reactie, inclusief intermediaire producten. | | Differentiële reactiesnelheidsvergelijking | Een vergelijking die de directe relatie tussen de reactiesnelheid en de concentraties van reagentia beschrijft. | | Geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking | Een vergelijking die het verband tussen de concentratie van reagentia en de tijd beschrijft gedurende de reactie. | | Orde van de reactie | De exponent in de reactiesnelheidsvergelijking die aangeeft hoe de reactiesnelheid afhangt van de concentratie van een specifiek reagens. | | Reactiesnelheidsconstante (k) | De evenredigheidsconstante in de reactiesnelheidsvergelijking, die afhangt van de temperatuur en de specifieke reactie. | | Beginsnelheid | De reactiesnelheid gemeten aan het begin van de reactie (t=0), wanneer de concentratie van producten nog verwaarloosbaar is. | | Halveringstijd (t₁/₂) | De tijd die nodig is om de concentratie van een reagens tot de helft van zijn oorspronkelijke waarde te reduceren. | | Botsingstheorie | Een theorie die stelt dat reactiesnelheid afhangt van de frequentie en effectiviteit van botsingen tussen reactantenmoleculen. | | Geactiveerd complex | Een instabiel, kortlevend intermediair product dat wordt gevormd tijdens een effectieve botsing, met een hoge potentiële energie. | | Activeringsenergie (Ea) | De minimale hoeveelheid kinetische energie die reactantenmoleculen moeten bezitten om een effectieve botsing te ondergaan en te reageren. | | Elementaire reactie | Een individuele stap binnen een complex reactiemechanisme, die vaak een unimoleculaire of bimoleculaire reactie betreft. | | Moleculariteit | Het aantal moleculen dat direct deelneemt aan een elementaire reactiestap. | | Snelheidsbepalende stap | De traagste elementaire reactiestap in een reactiemechanisme, die de algehele reactiesnelheid bepaalt. | | Onimoleculair | Een reactie of stap waarbij slechts één molecuul betrokken is. | | Bimoleculair | Een reactie of stap waarbij twee moleculen betrokken zijn. | | Termoleculair | Een reactie of stap waarbij drie moleculen betrokken zijn. | | Heterogene katalyse | Katalyse waarbij de katalysator en de reactanten zich in verschillende fasen bevinden (bv. vaste katalysator en gasvormige reactanten). |

# La structure de l'atome et la classification périodique Ce chapitre explore la composition fondamentale des atomes, la manière dont leurs électrons sont organisés, la formation des ions, et comment cette organisation dicte la position et les propriétés des éléments dans le tableau périodique. ### 1.1 La composition de l'atome L'atome est l'unité de base de la matière, constitué d'un noyau central et d'un nuage électronique environnant. #### 1.1.1 Le noyau atomique Le noyau est composé de deux types de particules appelées nucléons : * **Protons** : Particules chargées positivement. Leur nombre, noté $Z$, est appelé numéro atomique et définit l'élément chimique. La charge d'un proton est $+Z \cdot e$, où $e$ est la charge élémentaire ($1.602 \times 10^{-19}$ coulombs). Leur masse est $Z \cdot m_p$, où $m_p$ est la masse du proton ($1.672 \times 10^{-27}$ kg). * **Neutrons** : Particules électriquement neutres. Leur nombre est noté $N$. Leur masse est $N \cdot m_n$, où $m_n$ est la masse du neutron ($1.675 \times 10^{-27}$ kg). Le nombre total de nucléons dans le noyau est $A = Z + N$, appelé nombre de masse. La masse du proton et du neutron sont quasi identiques ($m_p \approx m_n$). #### 1.1.2 Le cortège électronique Autour du noyau évoluent des électrons, chargés négativement. * **Électrons** : Le nombre d'électrons dans un atome neutre est égal au nombre de protons ($Z$). Leur charge est $-Z \cdot e$. Leur masse est $Z \cdot m_e$, où $m_e$ est la masse de l'électron ($9.108 \times 10^{-31}$ kg). L'espace occupé par les électrons est très vaste par rapport à la taille du noyau. #### 1.1.3 L'ionisation Un atome peut gagner ou perdre des électrons pour former des ions : * **Perte d'électrons** : Formation d'un **cation**, un ion positif. * **Gain d'électrons** : Formation d'un **anion**, un ion négatif. ### 1.2 Notion d'élément chimique et d'isotopes #### 1.2.1 L'élément chimique Un **élément chimique** est défini par son numéro atomique ($Z$), c'est-à-dire le nombre de protons dans son noyau. Tous les atomes d'un même élément ont le même $Z$. Il existe environ une centaine d'éléments connus, dont certains sont de plus en plus instables à mesure que $Z$ augmente. #### 1.2.2 Les isotopes Les **isotopes** d'un élément sont des nucléides qui possèdent le même nombre de protons ($Z$) mais un nombre différent de neutrons ($N$). Par conséquent, ils ont le même numéro atomique mais un nombre de masse ($A$) différent. Les éléments naturels sont souvent des mélanges d'isotopes, dont la proportion naturelle est appelée facteur d'abondance. Les isotopes d'un même élément possèdent des propriétés chimiques identiques. **Exemple :** Le carbone existe sous forme de plusieurs isotopes, dont le $^{12}\text{C}$ (environ 98.89% en abondance naturelle), le $^{13}\text{C}$ (environ 1.11%), et le $^{14}\text{C}$ (en traces). Ils ont tous $Z=6$, mais $A$ est différent (12, 13, 14). ### 1.3 La mole et la constante d'Avogadro En raison des masses atomiques très faibles au niveau microscopique, on utilise la mole pour passer à l'échelle macroscopique. La **constante d'Avogadro** ($N_A$) est le nombre d'entités (atomes, molécules, ions, etc.) par mole. Sa valeur est d'environ $6.022 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1}$. ### 1.4 Organisation des électrons dans l'atome Les électrons ne se répartissent pas au hasard autour du noyau ; ils occupent des niveaux d'énergie spécifiques organisés en couches et sous-couches. #### 1.4.1 Couches et sous-couches électroniques L'organisation électronique des atomes est déterminée par l'équilibre entre l'attraction noyau-électrons et la répulsion électrons-électrons. Les électrons sont répartis en : * **Couches principales** : Désignées par un entier $n$ ($n=1, 2, 3, \dots$). Les couches plus proches du noyau ont des énergies plus basses. * **Sous-couches** : Au sein d'une couche principale, il existe des sous-couches désignées par les lettres $s, p, d, f, \dots$. Chaque sous-couche peut accueillir un nombre maximal d'électrons : $s$ (2 électrons), $p$ (6 électrons), $d$ (10 électrons), $f$ (14 électrons). La configuration électronique d'un atome décrit la répartition de ses électrons dans ces différentes sous-couches. **Exemples de configurations électroniques à l'état fondamental :** * Oxygène (Z=8) : $1s^2 2s^2 2p^4$ * Sodium (Z=11) : $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ * Argon (Z=18) : $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$ #### 1.4.2 Électrons de cœur et électrons de valence Dans la configuration électronique d'un atome, on distingue : * **Électrons de cœur** : Ce sont les électrons des couches internes, les plus proches du noyau. Ils sont fortement liés au noyau et participent peu aux réactions chimiques. * **Électrons de valence** : Ce sont les électrons de la couche la plus externe. Ils sont moins liés au noyau et jouent un rôle primordial dans la formation des liaisons chimiques et déterminent les propriétés chimiques d'un élément. La couche de valence peut contenir des électrons isolés, des doublets d'électrons, ou des orbitales vides. ### 1.5 Lien avec la classification périodique L'organisation des électrons de valence est directement reflétée dans la structure du tableau périodique. #### 1.5.1 Familles d'éléments Les colonnes du tableau périodique correspondent à des éléments ayant le même nombre d'électrons de valence et/ou une configuration électronique externe similaire, ce qui leur confère des propriétés chimiques analogues. Ces colonnes sont appelées familles. **Quelques exemples de familles :** * **Gaz rares (ou nobles)** : Colonne 18 (ex: He, Ne, Ar) avec configuration externe $ns^2np^6$ (sauf He qui est $1s^2$). Ils sont chimiquement très peu réactifs car leur couche de valence est saturée. * **Halogènes** : Colonne 17 (ex: F, Cl, Br) avec configuration externe $ns^2np^5$. Ils ont tendance à gagner un électron pour atteindre la configuration du gaz rare suivant. * **Métaux alcalins** : Colonne 1 (ex: Li, Na, K) avec configuration externe $ns^1$. Ils ont tendance à perdre cet électron de valence pour former un ion positif. * **Chalcogènes** : Colonne 16 (ex: O, S, Se) avec configuration externe $ns^2np^4$. Ils ont tendance à gagner deux électrons. Les lignes horizontales du tableau périodique (périodes) correspondent aux couches électroniques principales occupées. #### 1.5.2 Configurations électroniques externes et classification périodique | Famille d'éléments | Configuration électronique externe | Colonne du tableau périodique | | :---------------------------- | :-------------------------------- | :---------------------------- | | Gaz rares (Nobles) | $ns^2np^6$ (sauf He : $1s^2$) | 18 | | Halogènes | $ns^2np^5$ | 17 | | Chalcogènes | $ns^2np^4$ | 16 | | Métaux alcalins | $ns^1$ | 1 | | Métaux alcalino-terreux | $ns^2$ | 2 | | Lanthanides et Actinides | Se situent dans les lignes 6 et 7 | Blocs f | #### 1.5.3 Formation des ions et configurations électroniques Les atomes ont tendance à former des ions dont la configuration électronique est celle d'un gaz rare, le plus proche dans le tableau périodique, pour atteindre une stabilité accrue (règle de l'octet ou du duet). * **Éléments avec 1, 2 ou 3 électrons de valence** : Tendent à les perdre pour former des cations, adoptant la configuration du gaz rare précédent. * **Exemple :** Na ($1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$) perd 1 électron pour former $\text{Na}^+$ ($1s^2 2s^2 2p^6$), configuration du Néon. * **Exemple :** Ca ($[\text{Ar}] 4s^2$) perd 2 électrons pour former $\text{Ca}^{2+}$ ($[\text{Ar}]$), configuration de l'Argon. * **Exemple :** Al ($[\text{Ne}] 3s^2 3p^1$) perd 3 électrons pour former $\text{Al}^{3+}$ ($[\text{Ne}]$), configuration du Néon. * **Éléments avec 5, 6 ou 7 électrons de valence** : Tendent à gagner des électrons pour former des anions, adoptant la configuration du gaz rare suivant. * **Exemple :** F ($1s^2 2s^2 2p^5$) gagne 1 électron pour former $\text{F}^-$ ($1s^2 2s^2 2p^6$), configuration du Néon. * **Exemple :** S ($[\text{Ne}] 3s^2 3p^4$) gagne 2 électrons pour former $\text{S}^{2-}$ ($[\text{Ne}] 3s^2 3p^6$), configuration de l'Argon. * **Exemple :** I ($[\text{Kr}] 4d^{10} 5s^2 5p^5$) gagne 1 électron pour former $\text{I}^-$ ($[\text{Kr}] 4d^{10} 5s^2 5p^6$), configuration du Xénon. * **Éléments avec 4 électrons de valence** (ex: C, Si) et les **gaz rares** : N'ont généralement pas tendance à former des ions stables car leur configuration électronique est intermédiaire ou déjà stable. ### 1.6 La liaison chimique et la formation des molécules La tendance des atomes à atteindre une configuration électronique stable, similaire à celle d'un gaz rare, est le moteur de la formation des liaisons chimiques. #### 1.6.1 La règle de l'octet (et du duet) La **règle de l'octet** stipule que les atomes ont tendance à acquérir huit électrons sur leur couche de valence, à l'exception de l'hydrogène (qui suit la **règle du duet** et vise deux électrons). L'atteinte de cette configuration confère une stabilité accrue à l'atome ou à l'entité chimique. #### 1.6.2 Liaisons covalentes Une liaison covalente se forme par la mise en commun d'électrons de valence entre deux atomes. Chaque atome contribue généralement avec un électron célibataire pour former un doublet liant. * **Électrons liants et non-liants** : Parmi les électrons de valence, certains participent à la formation des liaisons (électrons liants) formant des doublets liants, tandis que d'autres restent sur un seul atome (électrons non-liants) formant des doublets non-liants. * **Exemple :** Dans la molécule d'eau ($\text{H}_2\text{O}$), l'oxygène a 2 doublets liants et 2 doublets non-liants. Chaque hydrogène a 1 doublet liant. L'oxygène atteint 8 électrons de valence, et chaque hydrogène atteint 2 électrons. * **Exemple :** Dans la molécule d'ammoniac ($\text{NH}_3$), l'azote a 3 doublets liants et 1 doublet non-liant. Chaque hydrogène a 1 doublet liant. L'azote atteint 8 électrons de valence, et chaque hydrogène atteint 2 électrons. * **Liaison dative** : Un atome fournit un doublet d'électrons déjà formé à un autre atome qui dispose d'une orbitale vide pour l'accepter. #### 1.6.3 Modèle de Lewis Le modèle de Lewis représente les électrons de valence d'un atome par des points et les liaisons covalentes par des tirets (doublets liants) ou des paires de points. Il est utilisé pour prédire la structure des molécules et vérifier la règle de l'octet. **Pour trouver un schéma de Lewis vérifiant la règle de l'octet :** 1. Calculer le nombre total d'électrons de valence ($V$) de tous les atomes de l'édifice. 2. Calculer le nombre théorique d'électrons ($A$) nécessaires pour que tous les atomes atteignent la configuration du gaz rare (8 électrons, 2 pour H). $A = 8 \times (\text{nombre d'atomes} - \text{nb H}) + 2 \times (\text{nb H})$. 3. Comparer $V$ et $A$ : * Si $A = V$, toutes les liaisons sont simples. * Si $A > V$, il manque des électrons. Le nombre d'insaturations est $(A-V)/2$, correspondant à des liaisons multiples (doubles, triples) ou des cycles. * Si $A < V$, il y a un excès d'électrons. L'atome central aura des doublets non-liants excédentaires au-delà de 8 électrons. **Exemple pour $\text{N}_2$ :** $Z(\text{N})=7$. $V = 2 \times 7 = 14$. $A = 2 \times 8 = 16$. $(A-V)/2 = (16-14)/2 = 1$. Il faut donc une liaison multiple. La structure correcte est $\text{N} \equiv \text{N}$ (une liaison triple). #### 1.6.4 Mésomérie (Résonance) Certaines molécules ou ions ne peuvent pas être représentés par une seule structure de Lewis valide. Dans ce cas, il existe plusieurs structures limites qui contribuent à la structure réelle, appelée hybride de résonance. La mésomérie permet de mieux décrire la délocalisation électronique. **Exemple :** Le benzène ($\text{C}_6\text{H}_6$) est souvent représenté par deux structures de Lewis avec des liaisons doubles alternées. En réalité, les liaisons carbone-carbone sont toutes identiques en longueur et en force, intermédiaires entre une simple et une double liaison, en raison de la délocalisation des électrons $\pi$. #### 1.6.5 Polarisation des liaisons * **Liaison non polaire** : Se forme entre deux atomes identiques (ex: $\text{H}_2$, $\text{Cl}_2$). Le doublet électronique est partagé équitablement. * **Liaison polaire** : Se forme entre deux atomes différents (ex: $\text{HCl}$). L'atome le plus électronégatif attire davantage le doublet électronique, créant une charge partielle négative ($\delta^-$) sur cet atome et une charge partielle positive ($\delta^+$) sur l'autre. La molécule est dite polaire si le moment dipolaire résultant n'est pas nul. * **Liaison ionique** : Représente un cas limite de polarisation où la différence d'électronégativité est très grande, menant au transfert complet d'un ou plusieurs électrons et à la formation d'ions. ### 1.7 Géométrie spatiale des molécules La disposition spatiale des atomes dans une molécule influence ses propriétés. #### 1.7.1 Angles et longueurs de liaisons Les angles et longueurs de liaisons dépendent des interactions entre les atomes et tendent à minimiser l'énergie globale de la molécule. Les liaisons multiples sont généralement plus courtes et plus rigides que les liaisons simples. #### 1.7.2 Théorie VSEPR (RPECV) La théorie de la Répulsion des Paires Électroniques de la Couche de Valence (VSEPR) prédit la géométrie des molécules en se basant sur la répulsion entre les doublets électroniques (liants et non-liants) autour de l'atome central. Ces doublets se placent le plus loin possible les uns des autres pour minimiser les répulsions. La géométrie est définie par le type $\text{AX}_n\text{E}_m$, où A est l'atome central, X représente les atomes liés, et E représente les doublets non-liants. * **Influence des doublets non-liants** : Les doublets non-liants occupent plus d'espace que les doublets liants et ont tendance à "comprimer" les angles de liaison. Les liaisons multiples sont également plus "encombrantes" que les liaisons simples. #### 1.7.3 Représentation des molécules dans l'espace Des conventions de dessin (comme le modèle de Cram) sont utilisées pour représenter la structure tridimensionnelle des molécules sur un plan. ### 1.8 Liaisons intermoléculaires Les forces qui s'exercent entre les molécules sont appelées liaisons intermoléculaires. Elles sont plus faibles que les liaisons intramoléculaires (covalentes, ioniques). #### 1.8.1 Forces de Van der Waals Ce sont des interactions électroniques de faible intensité, observées entre toutes les molécules. Elles expliquent, par exemple, pourquoi des molécules de masse molaire similaire (comme le butane et l'acétone) peuvent avoir des températures de changement d'état différentes : plus les forces intermoléculaires sont fortes, plus ces températures sont élevées. #### 1.8.2 Liaison hydrogène C'est une interaction forte qui se forme lorsqu'un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif (O, N, F) interagit avec un autre atome très électronégatif porteur d'un doublet libre. Les liaisons hydrogène sont responsables de propriétés particulières comme les points d'ébullition élevés de l'eau et des alcools, ou la forte viscosité de certains liquides. **Exemple :** Les liaisons hydrogène entre les molécules d'eau sont cruciales pour ses propriétés uniques. Les molécules d'acide salicylique montrent des liaisons hydrogène intramoléculaires, réduisant les liaisons intermoléculaires et donc le point de fusion par rapport à l'acide 3-hydroxybenzoïque. --- # Les liaisons chimiques et la géométrie moléculaire Voici une synthèse sur les liaisons chimiques et la géométrie moléculaire. ## 2. Les liaisons chimiques et la géométrie moléculaire Ce chapitre explore la manière dont les atomes s'unissent pour former des molécules, les types de liaisons qui en résultent, la distribution des charges au sein de ces liaisons, et comment ces interactions dictent la forme tridimensionnelle des molécules. ### 2.1 La formation des liaisons chimiques La tendance fondamentale des atomes est d'atteindre une configuration électronique stable, souvent celle des gaz rares, caractérisée par une couche de valence complète (règle de l'octet ou du duet). La formation d'une liaison chimique permet à deux ou plusieurs atomes d'atteindre collectivement cette stabilité par le partage ou le transfert d'électrons de valence. #### 2.1.1 Le modèle de Lewis et la représentation des électrons de valence Le modèle de Lewis utilise des points pour représenter les électrons de valence autour des symboles atomiques. * **Électrons de valence :** Ce sont les électrons les plus externes, ceux qui participent aux liaisons chimiques. Les électrons de cœur sont plus liés au noyau et moins impliqués. * **Représentation :** Seuls les électrons de valence sont représentés. Les atomes tendent à acquérir huit électrons de valence (octet) ou deux pour l'hydrogène (duet) pour ressembler à un gaz rare. > **Tip:** La classification périodique est une aide précieuse pour déterminer le nombre d'électrons de valence d'un atome (il correspond souvent au numéro du groupe pour les groupes principaux). #### 2.1.2 La liaison covalente La liaison covalente se forme par la mise en commun d'électrons de valence entre deux atomes. Chaque paire d'électrons partagée constitue un doublet liant. * **Électrons liants et non liants :** * Les électrons participant directement à la formation d'une liaison sont appelés électrons liants. * Les électrons de valence qui ne participent pas à une liaison sont appelés doublets non liants ou paires libres. * **Liaison covalente simple :** Partage d'un doublet d'électrons (représenté par un trait ou deux points : `A-B` ou `A:B`). * **Liaisons multiples :** Formation de liaisons doubles (partage de deux doublets) ou triples (partage de trois doublets) pour satisfaire la règle de l'octet. > **Exemple:** Dans la molécule de dioxygène ($O_2$), chaque atome d'oxygène partage deux de ses électrons de valence pour former une double liaison. Chaque atome d'oxygène est entouré de 8 électrons (4 liants et 4 non liants), atteignant l'octet. #### 2.1.3 La liaison dative (ou covalente de coordination) Dans une liaison dative, l'un des atomes (le donneur) fournit la totalité du doublet d'électrons partagé, tandis que l'autre atome (l'accepteur) possède une case orbitale vide disponible pour accueillir ce doublet. > **Exemple:** La formation de l'ion ammonium ($NH_4^+$) à partir de l'ammoniac ($NH_3$) et d'un proton ($H^+$). L'azote de $NH_3$ donne un doublet non liant à $H^+$, formant une nouvelle liaison $N-H$. #### 2.1.4 La polarisation des liaisons Lorsque deux atomes de différente électronégativité forment une liaison covalente, le doublet d'électrons n'est pas partagé également. * **Liaison non polaire :** Formée entre deux atomes identiques (ex: $H_2$, $Cl_2$) ou ayant des électronégativités très similaires. Le doublet est partagé équitablement. * **Liaison polaire :** Formée entre deux atomes de différentes électronégativités. L'atome le plus électronégatif attire le doublet plus fortement, acquérant une charge partielle négative ($\delta^-$), tandis que l'autre atome acquiert une charge partielle positive ($\delta^+$). La liaison est caractérisée par un moment dipolaire ($\mu$). > **Exemple:** Dans la liaison $H-Cl$, le chlore est plus électronégatif que l'hydrogène. Le doublet est décalé vers le chlore, créant un dipôle permanent. * **Liaison ionique :** Il s'agit d'un cas limite de liaison polarisée où la différence d'électronégativité est si grande qu'il y a un transfert effectif d'un ou plusieurs électrons, formant des ions de charges opposées qui s'attirent par force électrostatique. Bien qu'idéalisée, elle décrit des composés comme le chlorure de sodium ($NaCl$). ### 2.2 Le modèle de Lewis et la règle de l'octet Le modèle de Lewis permet de prédire la structure électronique des molécules et ions simples en suivant la règle de l'octet. #### 2.2.1 Détermination d'une structure de Lewis 1. **Compter les électrons de valence :** Calculer le nombre total d'électrons de valence ($V$) pour tous les atomes de l'entité. Pour les anions, ajouter autant d'électrons qu'il y a de charges négatives ; pour les cations, soustraire autant d'électrons qu'il y a de charges positives. 2. **Identifier l'atome central :** Généralement l'atome le moins électronégatif (sauf l'hydrogène). 3. **Former les liaisons simples :** Relier l'atome central aux atomes périphériques par des liaisons simples. Utiliser $V_{utilisés} = \text{nombre d'atomes périphériques} \times 2$ électrons pour ces liaisons. 4. **Compléter les octets des atomes périphériques :** Distribuer les électrons restants pour que chaque atome périphérique (sauf H) ait 8 électrons. 5. **Attribuer les électrons restants à l'atome central :** Si des électrons restent, les placer sur l'atome central sous forme de doublets non liants. 6. **Former des liaisons multiples si nécessaire :** Si l'atome central n'a pas atteint l'octet, déplacer des doublets non liants des atomes périphériques pour former des liaisons doubles ou triples. #### 2.2.2 Calcul du nombre de liaisons et d'insaturations * **Nombre d'électrons théoriques pour l'octet ($A$) :** $A = 8 \times N_{atomes\_périphériques} + 2 \times N_{H} + \text{charges (pour ions)}$ Si l'atome central est lui-même considéré pour l'octet, le calcul peut être ajusté. Une approche courante est de calculer le nombre total d'électrons nécessaires pour que tous les atomes aient un octet (ou duet pour H) en considérant des liaisons simples : $A = 2 \times N_H + 8 \times (N_{total} - N_H)$. * **Nombre d'insaturations (ou degrés d'insaturation) :** Indique le nombre de cycles ou de liaisons multiples. Calculé par la formule : $I = \frac{A - V}{2}$. Chaque liaison double, triple, ou cycle compte pour une insaturation. > **Exemple:** Pour la molécule de dioxyde de carbone ($CO_2$) : > $V = 4 (\text{C}) + 2 \times 6 (\text{O}) = 16$ électrons. > Atome central : C. > Formons des liaisons simples : $O-C-O$. On utilise $2 \times 2 = 4$ électrons. > Il reste $16 - 4 = 12$ électrons. > Complétons les octets des oxygènes : 6 électrons pour chaque O. On utilise $2 \times 6 = 12$ électrons. > Il ne reste aucun électron pour le carbone, qui n'a que 4 électrons autour de lui. > Déplaçons des doublets des oxygènes pour former des liaisons multiples : $O=C=O$. > Chaque atome est entouré de 8 électrons. La structure de Lewis est $:\ddot{O}=C=\ddot{O}:$ #### 2.2.3 Formules mésomères (résonance) Certaines molécules ou ions ne peuvent pas être représentés par une seule structure de Lewis satisfaisante. Les formules mésomères (ou de résonance) sont plusieurs structures de Lewis valides qui diffèrent par la position des doublets liants et non liants, mais pas par la position des atomes. La structure réelle est un hybride de ces formes limites. > **Exemple:** L'ion carbonate ($CO_3^{2-}$). Trois structures mésomères sont possibles, où la charge négative et les doublets sont délocalisés sur les trois atomes d'oxygène, donnant des liaisons C-O de longueur intermédiaire entre simple et double. ### 2.3 La géométrie spatiale des molécules (Théorie VSEPR) La théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) explique la géométrie moléculaire en se basant sur la répulsion entre les paires d'électrons (liants et non liants) autour de l'atome central. Ces paires d'électrons se positionnent de manière à minimiser ces répulsions, adoptant ainsi une géométrie spécifique. #### 2.3.1 Principe de la théorie VSEPR * Les doublets liants et non liants autour de l'atome central se repoussent mutuellement. * Pour minimiser cette répulsion, les doublets s'arrangent dans l'espace pour être le plus éloignés possible les uns des autres. * La géométrie de la molécule est déterminée par la disposition des **paires d'électrons totales** (liants + non liants) autour de l'atome central. * Cependant, la forme moléculaire (les positions relatives des atomes) dépend uniquement de la disposition des **doublets liants**. #### 2.3.2 Dénomination des géométries On utilise la notation $AX_nE_m$, où : * A : atome central. * X : atome périphérique (lié à A). * E : doublet non liant sur A. * $n$ : nombre d'atomes périphériques. * $m$ : nombre de doublets non liants sur A. La **figure de répulsion** est déterminée par le nombre total de paires d'électrons ($n+m$). Les **géométries moléculaires** sont décrites par la position des atomes ($X$). #### 2.3.3 Géométries de base * **$AX_2$ (2 doublets totaux, 0 non liant) :** Linéaire. Angle de liaison de 180°. > **Exemple:** $CO_2$ ($:\ddot{O}=C=\ddot{O}:$). * **$AX_3$ (3 doublets totaux, 0 non liant) :** Trigonale plane. Angles de liaison de 120°. > **Exemple:** $BF_3$. * **$AX_4$ (4 doublets totaux, 0 non liant) :** Tétraédrique. Angles de liaison d'environ 109,5°. > **Exemple:** $CH_4$. * **$AX_2E$ (3 doublets totaux, 1 non liant) :** Coudée (ou angulaire). Angle de liaison < 120°. La forme est triangulaire plane mais le doublet non liant repousse les liaisons. > **Exemple:** $SO_2$. * **$AX_2E_2$ (4 doublets totaux, 2 non liants) :** Coudée (ou angulaire). Angle de liaison < 109,5°. La figure de répulsion est tétraédrique, mais la molécule a une forme coudée. > **Exemple:** $H_2O$. * **$AX_3E$ (4 doublets totaux, 1 non liant) :** Pyramidal. Angle de liaison < 109,5°. La figure de répulsion est tétraédrique, mais la molécule a une forme de pyramide à base triangulaire. > **Exemple:** $NH_3$. * **$AX_5$ (5 doublets totaux, 0 non liant) :** Bipyramidale trigonale. Angles de 90° et 120°. > **Exemple:** $PCl_5$. * **$AX_6$ (6 doublets totaux, 0 non liant) :** Octaédrique. Angles de 90°. > **Exemple:** $SF_6$. #### 2.3.4 Influence des doublets non liants et des liaisons multiples * **Doublets non liants :** Ils occupent plus d'espace que les doublets liants. Ils ont tendance à "comprimer" les angles des liaisons adjacentes. * **Liaisons multiples :** Elles sont plus encombrantes que les liaisons simples. Les doublets d'une liaison multiple sont plus proches de l'atome central et exercent une plus grande répulsion que les doublets simples. > **Exemple:** Dans $NH_3$ (pyramidal), l'angle $H-N-H$ est d'environ 107°, légèrement inférieur aux 109,5° d'un tétraèdre parfait, à cause de la répulsion du doublet non liant sur l'azote. Dans $H_2O$, l'angle $H-O-H$ est d'environ 104,5°, car il y a deux doublets non liants qui repoussent davantage les liaisons $O-H$. #### 2.3.5 Géométrie des édifices complexes Pour des molécules plus grandes ou contenant des groupements fonctionnels, on analyse la géométrie autour de chaque atome central successivement. > **Exemple:** Dans l'éthanol ($CH_3-CH_2-OH$), le premier carbone a une géométrie tétraédrique ($AX_4$), le second carbone est lié à un groupe méthyle, un groupe hydroxyle et un autre carbone, et a également une géométrie tétraédrique ($AX_4$), mais la rotation autour de la liaison $C-C$ permet une infinité de conformations. ### 2.4 Polarité des molécules La polarité d'une molécule dépend de la somme vectorielle des moments dipolaires de ses liaisons et de sa géométrie. * **Molécules diatomiques :** * **Apolaires :** Molécules formées d'atomes identiques (ex: $O_2$, $N_2$). * **Polaires :** Molécules formées d'atomes différents avec une différence d'électronégativité (ex: $HCl$, $CO$). Elles possèdent un moment dipolaire permanent non nul. * **Molécules polyatomiques :** * Même si les liaisons sont polarisées, la molécule peut être apolaire si sa géométrie est symétrique, annulant les moments dipolaires des liaisons. > **Exemple:** Le dioxyde de carbone ($CO_2$) a deux liaisons $C=O$ polarisées, mais comme la molécule est linéaire, les moments dipolaires s'annulent, et $CO_2$ est apolaire. > L'eau ($H_2O$), quant à elle, a des liaisons $O-H$ polarisées et une géométrie coudée, ce qui conduit à un moment dipolaire global non nul, faisant de l'eau une molécule polaire. #### 2.4.1 Forces intermoléculaires Les forces d'attraction entre molécules (forces intermoléculaires) influencent grandement les propriétés physiques comme les points d'ébullition et de fusion. * **Forces de Van der Waals :** Faibles interactions électroniques entre atomes ou molécules. Elles sont plus importantes pour les molécules plus grosses (plus d'électrons) et plus importantes pour les molécules polaires. > **Exemple:** Le butane (apolaire) a un point d'ébullition plus bas que l'acétone (polaire) malgré une masse molaire similaire, car les interactions polaires dans l'acétone sont plus fortes. * **Liaisons hydrogène :** Interactions spécifiques et plus fortes qui se forment lorsqu'un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif (O, N, F) interagit avec un autre atome très électronégatif porteur d'un doublet libre. Elles jouent un rôle crucial dans les propriétés de l'eau et de nombreuses molécules biologiques. > **Exemple:** Les molécules d'eau peuvent former des liaisons hydrogène entre elles, ce qui explique leur point d'ébullition relativement élevé par rapport à des molécules de masse molaire comparable. L'acide salicylique, capable de former des liaisons hydrogène intramoléculaires, a un point de fusion plus bas que l'acide 3-hydroxybenzoïque qui ne le peut pas. --- Ce résumé couvre les aspects essentiels des liaisons chimiques et de la géométrie moléculaire, fournissant une base solide pour la compréhension de ces concepts fondamentaux en chimie. --- # Les réactions acido-basiques Voici un résumé détaillé sur les réactions acido-basiques, conçu comme une aide à l'étude pour les examens. ## 3. Les réactions acido-basiques Ce chapitre explore les concepts fondamentaux des acides et des bases selon Brønsted, les réactions acido-basiques en milieu aqueux, la constante d'acidité (pKa), la détermination du pH, ainsi que les méthodes de titrage acido-basique. ### 3.1 Définitions et concepts des acides et bases selon Brønsted La théorie de Brønsted-Lowry définit les acides et les bases en termes de transfert de protons. * **Acide de Brønsted** : Une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons ($H^+$). * **Base de Brønsted** : Une espèce chimique capable d'accepter un ou plusieurs protons ($H^+$). Une réaction acido-basique est un échange de protons entre un acide et une base. #### 3.1.1 Couples acide-base conjugués Lorsqu'un acide cède un proton, il se transforme en sa **base conjuguée**. Inversement, lorsqu'une base accepte un proton, elle se transforme en son **acide conjugué**. Ces deux espèces forment un **couple acide-base conjugué**. * **Notation** : Un couple est généralement noté $AH/A^-$, où $AH$ est l'acide et $A^-$ est sa base conjuguée. Par exemple, le couple $CH_3COOH / CH_3COO^-$ ou le couple $NH_4^+ / NH_3$. #### 3.1.2 Réactions acido-basiques Une réaction acido-basique implique l'interaction entre un acide d'un couple et la base d'un autre couple. L'acide de Brønsted $AH$ réagit avec la base de Brønsted $B'$ : $$AH + B' \rightleftharpoons A^- + B'H^+$$ Dans cette réaction : * $AH$ est l'acide qui donne un proton. * $A^-$ est la base conjuguée de $AH$. * $B'$ est la base qui accepte le proton. * $B'H^+$ est l'acide conjugué de $B'$. Une réaction acido-basique fait donc intervenir deux couples acide-base conjugués. #### 3.1.3 Monoacides, monobases, polyacides et polybases * **Monoacide** : Un acide capable de céder un seul proton par molécule (ex: $HCl$, $CH_3COOH$). * **Monobase** : Une base capable d'accepter un seul proton par molécule (ex: $NH_3$, $CH_3COO^-$). * **Polyacide** : Un acide capable de céder plusieurs protons, séquentiellement (ex: $H_2SO_4$ peut céder un premier proton pour former $HSO_4^-$, puis un second pour former $SO_4^{2-}$). On parle de diacide pour deux protons, triacide pour trois, etc. * **Polybase** : Une base capable d'accepter plusieurs protons, séquentiellement (ex: $CO_3^{2-}$ peut accepter un proton pour former $HCO_3^-$, puis un autre proton pour former $H_2CO_3$). On parle de dibase pour deux protons, tribase pour trois, etc. * **Espèce amphotère (ou ampholyte)** : Une espèce chimique qui peut se comporter à la fois comme un acide et comme une base. L'eau ($H_2O$) est l'exemple le plus courant. Elle peut : * Agir comme une base en acceptant un proton : $H_2O + H^+ \rightarrow H_3O^+$. * Agir comme un acide en cédant un proton : $H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$. ### 3.2 Réactions acido-basiques en milieu aqueux En solution aqueuse, le solvant est l'eau ($H_2O$). L'eau elle-même peut participer à des réactions acido-basiques, soit en agissant comme acide, soit comme base. #### 3.2.1 Réaction de l'eau avec un acide fort (HA) Lorsqu'un acide fort $HA$ est introduit dans l'eau, il réagit quantitativement avec l'eau pour former l'ion hydronium ($H_3O^+$) et sa base conjuguée $A^-$. $$HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightarrow H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}$$ > **Tip:** Les acides forts sont complètement dissociés dans l'eau. #### 3.2.2 Réaction de l'eau avec une base forte (B) Lorsqu'une base forte $B$ est introduite dans l'eau, elle réagit quantitativement avec l'eau pour former l'ion hydroxyde ($OH^-$) et son acide conjugué $BH^+$. $$B_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightarrow BH^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}$$ > **Tip:** Les bases fortes sont complètement dissociées dans l'eau. #### 3.2.3 Réaction de l'eau avec un acide faible (HA) Les acides faibles ne réagissent que partiellement avec l'eau. La réaction est un équilibre : $$HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}$$ #### 3.2.4 Réaction de l'eau avec une base faible (B) Les bases faibles ne réagissent que partiellement avec l'eau. La réaction est un équilibre : $$B_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons BH^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}$$ #### 3.2.5 Produit ionique de l'eau ($K_e$) L'eau pure subit une auto-ionisation (ou autoprotonation) : $$2 H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}$$ La constante d'équilibre de cette réaction est le produit ionique de l'eau, $K_e$. $$K_e = [H_3O^+][OH^-]$$ À $25^\circ C$ (298 K), $K_e = 1,0 \times 10^{-14}$. Ce produit est constant pour toutes les solutions aqueuses à cette température. ### 3.3 Constante d'acidité ($K_a$) et pKa Pour un couple acide-base $AH/A^-$, la constante d'acidité $K_a$ quantifie la force de l'acide $AH$ en solution aqueuse. Elle est définie par l'équilibre : $$AH_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}$$ La constante d'acidité est : $$K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[AH]}$$ Dans cette expression, les concentrations sont exprimées en mol.L$^{-1}$. #### 3.3.1 Le pKa Le pKa est une échelle logarithmique plus pratique pour comparer les forces des acides : $$pKa = -\log_{10}(K_a)$$ * **Relation entre pKa et force de l'acide** : * Un pKa faible (proche de 0 ou négatif) indique un $K_a$ élevé, donc un acide fort. * Un pKa élevé (supérieur à 14) indique un $K_a$ faible, donc un acide faible. * **Relation entre pKa et force de la base conjuguée** : * Un pKa faible pour un couple $AH/A^-$ signifie que $AH$ est un acide fort et $A^-$ est une base faible. * Un pKa élevé pour un couple $AH/A^-$ signifie que $AH$ est un acide faible et $A^-$ est une base forte. #### 3.3.2 Échelle de pKa Les valeurs de pKa permettent de classer les couples acide-base en solution aqueuse. > **Tip:** Les tables de pKa sont essentielles pour prédire le sens des réactions acido-basiques. La base la plus forte réagit avec l'acide le plus fort pour former la base la plus faible et l'acide le plus faible. Autrement dit, la réaction spontanée se fait dans le sens où le pKa de l'acide du couple à gauche est supérieur au pKa de l'acide du couple à droite. ### 3.4 Détermination du pH d'une solution aqueuse Le pH est une mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution aqueuse. #### 3.4.1 Définition du pH Le pH est défini comme le logarithme décimal de la concentration en ions hydronium ($H_3O^+$) : $$pH = -\log_{10}([H_3O^+])$$ Dans cette formule, $[H_3O^+]$ est exprimée en mol.L$^{-1}$. #### 3.4.2 Relation entre pH, pOH et pKe Le pOH est défini de manière similaire pour la concentration en ions hydroxyde ($OH^-$) : $$pOH = -\log_{10}([OH^-])$$ À $25^\circ C$, la relation suivante lie pH, pOH et pKe : $$pH + pOH = pKe = 14$$ #### 3.4.3 Classification des solutions en fonction du pH (à $25^\circ C$) * **Solution acide** : $[H_3O^+] > [OH^-]$, donc $pH < 7$. * **Solution neutre** : $[H_3O^+] = [OH^-]$, donc $pH = 7$. * **Solution basique (ou alcaline)** : $[H_3O^+] < [OH^-]$, donc $pH > 7$. > **Tip:** Le pH d'une solution est directement lié à la concentration en $H_3O^+$. Plus cette concentration est élevée, plus le pH est bas (acide). #### 3.4.4 Calculs de pH * **Acide fort ($HA$)** : Dans une solution d'acide fort $HA$ de concentration $C_a$, la concentration en $H_3O^+$ est approximativement $C_a$ (en supposant que la contribution de l'auto-ionisation de l'eau est négligeable). $$[H_3O^+] \approx C_a$$ $$pH \approx -\log_{10}(C_a)$$ * **Base forte ($B$)** : Dans une solution de base forte $B$ de concentration $C_b$, la concentration en $OH^-$ est approximativement $C_b$. $$[OH^-] \approx C_b$$ $$pOH \approx -\log_{10}(C_b)$$ $$pH = 14 - pOH \approx 14 + \log_{10}(C_b)$$ * **Acide faible ($HA$)** : Pour un acide faible $HA$ de concentration $C_a$ et de pKa $pKa_a$, l'équilibre est : $$HA + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + A^-$$ Si l'on néglige la contribution des ions $A^-$ provenant de l'auto-ionisation de l'eau et la quantité d'acide $HA$ non dissocié, on a : $$K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}$$ Dans une solution d'acide faible seul, $[H_3O^+] = [A^-]$. Donc : $$K_a = \frac{[H_3O^+]^2}{C_a - [H_3O^+]}$$ Une approximation courante lorsque l'acide est suffisamment faible ($C_a/K_a \gg 1$) est : $$[H_3O^+] \approx \sqrt{K_a \cdot C_a}$$ $$pH \approx \frac{pKa_a}{2} + \frac{1}{2}\log_{10}(C_a)$$ * **Base faible ($B$)** : Pour une base faible $B$ de concentration $C_b$ et de pKa $pKa_a$ de son acide conjugué $BH^+$, l'équilibre est : $$B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$$ Dans une solution de base faible seule, $[BH^+] = [OH^-]$. Donc : $$K_b = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]} = \frac{[OH^-]^2}{C_b - [OH^-]}$$ où $K_b = K_e / K_a$. Une approximation courante lorsque la base est suffisamment faible ($C_b/K_b \gg 1$) est : $$[OH^-] \approx \sqrt{K_b \cdot C_b}$$ $$pOH \approx \frac{pKb}{2} + \frac{1}{2}\log_{10}(C_b)$$ $$pH = 14 - pOH \approx 14 - \left(\frac{pKb}{2} + \frac{1}{2}\log_{10}(C_b)\right)$$ En utilisant $pKb = 14 - pKa$: $$pH \approx 14 - \frac{14 - pKa_a}{2} - \frac{1}{2}\log_{10}(C_b) = 7 + \frac{pKa_a}{2} - \frac{1}{2}\log_{10}(C_b)$$ > **Tip:** Le choix de la formule de calcul du pH dépend de la force de l'acide/base et de sa concentration par rapport à sa constante d'acidité. #### 3.4.5 Domaines de prédominance Pour une espèce amphotère ou pour des acides/bases faibles, le pH de la solution détermine quelle espèce est majoritaire. * Si $pH < pKa$ : L'acide $AH$ est prédominant par rapport à sa base conjuguée $A^-$. * Si $pH > pKa$ : La base $A^-$ est prédominante par rapport à son acide conjugué $AH$. * Si $pH = pKa$ : Les concentrations de $AH$ et $A^-$ sont égales. ### 3.5 Méthodes de titrage acido-basique Le titrage acido-basique est une méthode quantitative permettant de déterminer la concentration d'une solution d'acide ou de base en la faisant réagir avec une solution de concentration connue (solution titrante). #### 3.5.1 Principe du titrage On fait réagir un volume connu de la solution à titrer avec une solution titrante. La réaction doit être rapide, complète et stœchiométrique. Le point d'équivalence est atteint lorsque les quantités de matière de l'acide et de la base ayant réagi sont dans le rapport stœchiométrique de la réaction. #### 3.5.2 Choix de l'indicateur coloré Un indicateur coloré est un acide faible (ou une base faible) dont la forme acide et la forme basique ont des couleurs différentes. L'indicateur change de couleur dans une zone de pH appelée virage. * Pour un indicateur $InH/In^-$ : * Forme acide $InH$ : couleur 1 * Forme basique $In^-$ : couleur 2 Le virage de l'indicateur se situe autour de son pKa. Il est approprié pour un titrage si sa zone de virage englobe le pH au point d'équivalence. > **Tip:** Le choix d'un indicateur coloré dépend du pH du point d'équivalence. * **Exemples de titrages et indicateurs** : * Acide fort / Base forte : pH d'équivalence = 7. Indicateurs : phénol rouge, rouge de méthyle. * Acide faible / Base forte : pH d'équivalence > 7. Indicateurs : phénolphtaléine, Hélianthine. * Acide fort / Base faible : pH d'équivalence < 7. Indicateurs : bleu de bromothymol. #### 3.5.3 Titrage pH-métrique Le titrage pH-métrique permet un suivi continu du pH de la solution pendant l'ajout de la solution titrante à l'aide d'un pH-mètre. La courbe de titrage (pH en fonction du volume de titrant ajouté) présente un saut de pH important au point d'équivalence. * **Courbe de titrage** : L'allure de la courbe dépend de la force de l'acide et de la base. Le point d'équivalence est déterminé graphiquement par la recherche du centre du saut de pH, ou par des méthodes de dérivées (première et seconde). > **Tip:** Le titrage pH-métrique est plus précis que le titrage colorimétrique car il permet une détermination plus fine du point d'équivalence et peut être utilisé pour des titrages où le changement de couleur des indicateurs est peu net. * **Calcul de la concentration à l'équivalence** : Aux points d'équivalence, les quantités de matière de l'acide et de la base ayant réagi sont stœchiométriquement égales. Par exemple, pour la neutralisation d'un monoacide $HA$ par une monobase $B'$ : $$n(HA)_{initial} = n(B')_{ajouté}$$ $$C_a \cdot V_a = C_b \cdot V_b^{éq}$$ où $V_a$ est le volume de la solution titrée et $V_b^{éq}$ est le volume de titrant ajouté à l'équivalence. $$C_a = \frac{C_b \cdot V_b^{éq}}{V_a}$$ Pour les polyacides/polybases, il peut y avoir plusieurs points d'équivalence correspondant aux différents protons échangés. --- Ce résumé couvre les aspects essentiels des réactions acido-basiques selon les pages spécifiées. Il est recommandé de consulter des exemples et des exercices pratiques pour approfondir la compréhension de ces concepts. --- # Les réactions d'oxydoréduction Voici un résumé détaillé des réactions d'oxydoréduction, prêt pour l'étude. ## 4. Les réactions d'oxydoréduction Les réactions d'oxydoréduction impliquent le transfert d'électrons entre des espèces chimiques, modifiant leurs états d'oxydation et permettant de générer de l'électricité ou d'induire des transformations chimiques. ### 4.1 Notion d'oxydant et de réducteur Dans une réaction d'oxydoréduction, deux espèces échangent des électrons. * **Réducteur :** Une espèce chimique (atome, molécule ou ion) susceptible de **perdre** un ou plusieurs électrons. Elle est oxydée lors de la réaction. * **Oxydant :** Une espèce chimique (atome, molécule ou ion) susceptible de **gagner** un ou plusieurs électrons. Elle est réduite lors de la réaction. L'oxydant et le réducteur sont dits **conjugués** et forment un **couple redox**, noté Ox/Red. ### 4.2 Établissement des demi-équations électroniques Une réaction d'oxydoréduction globale est la combinaison de deux demi-équations : une d'oxydation (perte d'électrons) et une de réduction (gain d'électrons). Pour équilibrer une demi-équation : 1. **Conserver les éléments autres que H et O :** Assurez-vous que le nombre d'atomes de chaque élément est le même des deux côtés de l'équation. 2. **Conserver l'élément O :** Ajoutez des molécules d'eau ($H_2O$) du côté où l'oxygène manque. 3. **Conserver l'élément H :** Ajoutez des ions hydrogène ($H^+$) ou des ions hydronium ($H_3O^+$) en milieu acide, ou des ions hydroxyde ($HO^-$) en milieu basique, du côté où l'hydrogène manque. 4. **Conserver la charge :** Ajoutez des électrons ($e^-$) du côté qui présente la charge positive la plus élevée pour égaliser les charges des deux côtés de l'équation. > **Tip:** Une réaction d'oxydoréduction globale ne doit jamais contenir d'électrons dans son bilan. Les électrons échangés dans les demi-équations doivent être multipliés par des coefficients stœchiométriques appropriés pour s'annuler lors de la somme. **Exemple :** Demi-équation de réduction de l'ion dichromate ($Cr_2O_7^{2-}$) en ions chrome(III) ($Cr^{3+}$) en milieu acide. 1. Éléments autres que H et O : $2 Cr$ à gauche, $1 Cr$ à droite. On multiplie $Cr^{3+}$ par 2 : $Cr_2O_7^{2-} \longrightarrow 2 Cr^{3+}$ 2. Élément O : 7 O à gauche, 0 O à droite. On ajoute 7 $H_2O$ à droite : $Cr_2O_7^{2-} \longrightarrow 2 Cr^{3+} + 7 H_2O$ 3. Élément H : 0 H à gauche, 14 H à droite. On ajoute 14 $H^+$ à gauche : $14 H^+ + Cr_2O_7^{2-} \longrightarrow 2 Cr^{3+} + 7 H_2O$ 4. Charge : ($+14 - 2 = +12$) à gauche, ($2 \times +3 = +6$) à droite. On ajoute 6 $e^-$ à gauche : $14 H^+ + Cr_2O_7^{2-} + 6 e^- \longrightarrow 2 Cr^{3+} + 7 H_2O$ ### 4.3 Prévision des réactions redox à l'aide des potentiels d'électrode #### 4.3.1 Potentiels d'électrode standard Chaque couple redox possède un potentiel d'électrode caractéristique, qui reflète la tendance de l'oxydant à gagner des électrons (réduction) ou du réducteur à en perdre (oxydation). * **Potentiel standard d'oxydoréduction ($E^0$) :** Le potentiel d'une électrode dans des conditions standard (concentration de 1 mol.L⁻¹ pour les espèces dissoutes, pression de 1 bar pour les gaz, température de 298 K). Il est mesuré par rapport à l'électrode standard à hydrogène (ESH), dont le potentiel est défini comme étant de 0 V. > **Tip:** Les valeurs des potentiels standard sont disponibles dans des tables thermodynamiques. Un potentiel $E^0$ plus élevé indique une plus grande tendance à la réduction. Pour **prédire la spontanéité** d'une réaction redox entre deux couples : La réaction se déroulera spontanément dans le sens où l'oxydant du couple ayant le potentiel standard le plus élevé réagit avec le réducteur du couple ayant le potentiel standard le plus bas. **Exemple :** Prévoir la réaction entre le couple $Zn^{2+}/Zn$ ($E^0 = -0.76$ V) et le couple $Cu^{2+}/Cu$ ($E^0 = +0.34$ V). L'oxydant du couple le plus haut potentiel est $Cu^{2+}$. Le réducteur du couple le plus bas potentiel est $Zn(s)$. La réaction spontanée sera donc : $Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \longrightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)$. #### 4.3.2 Potentiels d'électrode non standard (Formule de Nernst) Les potentiels d'électrode dépendent des concentrations des espèces réactives. La formule de Nernst permet de calculer le potentiel $E$ d'un couple redox dans des conditions non standard : Pour un couple Ox/Red : $Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$ À 298 K : $$E(Ox/Red) = E^0(Ox/Red) + \frac{0.0592}{n} \log \frac{[Red]}{[Ox]}$$ où : * $E(Ox/Red)$ est le potentiel de l'électrode dans les conditions non standard (en Volts). * $E^0(Ox/Red)$ est le potentiel standard de l'électrode (en Volts). * $n$ est le nombre d'électrons échangés dans la demi-équation. * $[Red]$ est la concentration de l'espèce réduite. * $[Ox]$ est la concentration de l'espèce oxydée. Si les espèces sont des solides, leur activité est considérée comme unitaire (équivalente à 1 dans le calcul). > **Tip:** La formule de Nernst montre qu'une augmentation de la concentration de l'oxydant ou une diminution de celle du réducteur rend le potentiel plus positif, favorisant ainsi la réduction. Inversement, l'augmentation de la concentration du réducteur ou la diminution de celle de l'oxydant rend le potentiel plus négatif, favorisant l'oxydation. Le diagramme de prédominance d'une espèce d'un couple redox en fonction de la valeur du potentiel $E(Ox/Red)$ permet de visualiser quelle espèce est majoritaire pour une valeur de potentiel donnée. ### 4.4 Piles électrochimiques Une pile électrochimique est un dispositif qui convertit l'énergie chimique libérée par une réaction redox spontanée en énergie électrique. Elle est constituée de deux demi-piles reliées par un pont salin. * **Demi-pile :** Un système composé d'une électrode métallique plongée dans une solution contenant ses ions. * **Pont salin :** Un tube en U rempli d'une solution électrolytique (souvent $KNO_3$ ou $NH_4Cl$) qui permet la migration des ions pour maintenir la neutralité électrique dans chaque demi-pile, fermant ainsi le circuit. Dans une pile : * **Anode :** L'électrode où a lieu l'oxydation (réducteur). C'est le pôle négatif de la pile. * **Cathode :** L'électrode où a lieu la réduction (oxydant). C'est le pôle positif de la pile. Les électrons circulent de l'anode vers la cathode à travers le circuit extérieur. La différence de potentiel entre les deux électrodes est appelée la **force électromotrice (f.e.m.)** de la pile, et elle est égale à la différence de leurs potentiels : $f.e.m. = E_{cathode} - E_{anode}$. **Exemple : Pile Daniell** Elle est constituée d'une demi-pile de zinc (électrode de $Zn(s)$ dans une solution de $ZnSO_4$) et d'une demi-pile de cuivre (électrode de $Cu(s)$ dans une solution de $CuSO_4$). * Demi-équation à l'anode (oxydation du zinc) : $Zn(s) \longrightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^-$ * Demi-équation à la cathode (réduction des ions cuivre) : $Cu^{2+}(aq) + 2e^- \longrightarrow Cu(s)$ * Réaction globale : $Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \longrightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)$ * Potentiels standard : $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0.76$ V, $E^0(Cu^{2+}/Cu) = +0.34$ V. * $f.e.m. = E^0(Cu^{2+}/Cu) - E^0(Zn^{2+}/Zn) = +0.34 - (-0.76) = +1.10$ V. ### 4.5 Électrolyse L'électrolyse est une réaction d'oxydoréduction **forcée** par un apport d'énergie électrique externe (un générateur). Elle permet de réaliser des réactions qui ne sont pas spontanées. L'électrolyse se déroule dans une cuve contenant un **électrolyte** (solution ionique ou sel fondu) avec deux électrodes reliées à un générateur. * **Anode :** Électrode reliée au pôle positif du générateur. C'est le siège d'une **oxydation**. * **Cathode :** Électrode reliée au pôle négatif du générateur. C'est le siège d'une **réduction**. > **Tip:** Retenez : **An**ode : **Ox**ydation, **Cat**hode : **Red**uction. L'anode est toujours le siège d'une oxydation et la cathode d'une réduction, que ce soit dans une pile ou lors d'une électrolyse. Le signe de ces électrodes change cependant entre les deux processus. **Applications de l'électrolyse :** * Production de métaux (aluminium, sodium...). * Électrodéposition (revêtement de métaux, par exemple pour la galvanoplastie). * Production de produits chimiques (chlore, soude...). * Électrolyse de l'eau pour produire $H_2$ et $O_2$. **Exemple : Électrolyse de l'eau** Si l'on fait passer un courant électrique à travers de l'eau légèrement acidifiée (pour améliorer sa conductivité), on observe la production d'hydrogène gazeux à la cathode et d'oxygène gazeux à l'anode. * Demi-équation à la cathode (réduction) : $2 H_2O(l) + 2e^- \longrightarrow H_2(g) + 2 HO^-(aq)$ * Demi-équation à l'anode (oxydation) : $2 H_2O(l) \longrightarrow O_2(g) + 4 H^+(aq) + 4e^-$ * Réaction globale (après ajustement des coefficients et neutralisation) : $2 H_2O(l) \longrightarrow 2 H_2(g) + O_2(g)$ L'électrolyse est utilisée dans les dosages d'oxydoréduction par suivi potentiométrique, où le potentiel d'une électrode de mesure (par exemple, une électrode de platine) est suivi en fonction du volume de réactif titrant ajouté. Le point d'équivalence est marqué par un changement brutal du potentiel. --- ## Erreurs courantes à éviter - Révisez tous les sujets en profondeur avant les examens - Portez attention aux formules et définitions clés - Pratiquez avec les exemples fournis dans chaque section - Ne mémorisez pas sans comprendre les concepts sous-jacents

| Terme | Définition | |------|------------| | Atome | L'unité fondamentale de la matière, composée d'un noyau central (protons et neutrons) et d'électrons en orbite. | | Ion | Un atome ou une molécule qui a acquis une charge électrique nette par gain ou perte d'un ou plusieurs électrons. | | Molécule | Un assemblage électriquement neutre de deux ou plusieurs atomes liés chimiquement. | | Proton | Une particule subatomique portant une charge électrique positive (+e) et se trouvant dans le noyau de l'atome. | | Neutron | Une particule subatomique neutre (sans charge électrique) se trouvant dans le noyau de l'atome. | | Nucléon | Désigne un proton ou un neutron constituant le noyau d'un atome. | | Électron | Une particule subatomique portant une charge électrique négative (-e) et orbitant autour du noyau de l'atome. | | Ionisation | Le processus par lequel un atome ou une molécule gagne ou perd des électrons pour former un ion. | | Élément chimique | Une substance pure composée d'atomes ayant tous le même nombre de protons dans leur noyau (numéro atomique Z). | | Isotopes | Atomes d'un même élément chimique qui possèdent le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons. | | Abondance naturelle | La proportion relative de chaque isotope d'un élément chimique dans la nature. | | Mole | Une unité de mesure de quantité de matière qui correspond à $6,022 \times 10^{23}$ entités (constante d'Avogadro). | | Constante d'Avogadro | Le nombre d'entités (atomes, molécules, ions, etc.) dans une mole de substance, approximativement $6,022 \times 10^{23}$ mol$^{-1}$. | | Couches électroniques | Niveaux d'énergie discrets où les électrons orbitent autour du noyau atomique. | | Sous-couches électroniques | Divisions des couches électroniques, caractérisées par différentes formes orbitalaires (s, p, d, f). | | Configuration électronique | La répartition des électrons dans les différentes couches et sous-couches d'un atome. | | Gaz rares | Éléments chimiques (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) caractérisés par une couche de valence complète, les rendant très stables et peu réactifs. | | Électrons de cœur | Les électrons des couches internes d'un atome, fortement liés au noyau. | | Électrons de valence | Les électrons de la couche externe d'un atome, impliqués dans les liaisons chimiques. | | Liaison chimique | Une force qui maintient les atomes ensemble dans les molécules ou les composés. | | Liaison covalente | Type de liaison chimique où deux atomes partagent une ou plusieurs paires d'électrons. | | Liaison dative | Une liaison covalente dans laquelle un seul des deux atomes fournit la paire d'électrons partagée. | | Liaison ionique | Une liaison chimique formée par l'attraction électrostatique entre des ions de charges opposées (cation et anion). | | Polarisation de liaison | Une distribution inégale des électrons dans une liaison covalente due à une différence d'électronégativité entre les atomes. | | Moment dipolaire | Une mesure de la polarité d'une liaison ou d'une molécule, indiquant la séparation des charges positives et négatives. | | Modèle de Lewis | Une représentation schématique des électrons de valence d'un atome ou d'une molécule, montrant les doublets liants et non-liants. | | Règle de l'octet | Tendance des atomes à gagner, perdre ou partager des électrons pour atteindre une configuration électronique stable avec huit électrons dans leur couche de valence (sauf pour l'hydrogène, qui suit la règle du duet). | | Mésomérie (Résonance) | Phénomène où une molécule ou un ion peut être représenté par plusieurs structures de Lewis, la structure réelle étant un hybride de ces formes. | | Géométrie moléculaire | La disposition tridimensionnelle des atomes dans une molécule. | | VSEPR (RPECV) | Théorie de la répulsion des paires d'électrons de la couche de valence, utilisée pour prédire la géométrie moléculaire. | | Modèle de Cram | Convention de dessin pour représenter des structures moléculaires tridimensionnelles sur un plan bidimensionnel. | | Liaisons intermoléculaires | Forces d'attraction ou de répulsion entre différentes molécules. | | Force de Van der Waals | Ensemble des forces intermoléculaires faibles incluant les forces de London, les interactions dipôle-dipôle et les interactions dipôle-dipôle induit. | | Liaison hydrogène | Une interaction intermoléculaire forte formée entre un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif et un autre atome électronégatif porteur d'un doublet libre. | | Nomenclature | Système de règles pour nommer les substances chimiques. | | Corps simple | Une substance pure constituée d'un seul type d'élément chimique. | | Corps composé | Une substance pure formée de plusieurs éléments chimiques différents liés chimiquement. | | Anion | Un ion portant une charge électrique négative. | | Cation | Un ion portant une charge électrique positive. | | Composé ionique | Un composé formé d'un ensemble de cations et d'anions liés par des forces électrostatiques. | | Acide (en chimie inorganique) | Substance qui peut céder un ou plusieurs protons (H$^+$) en solution. | | Base (en chimie inorganique) | Substance qui peut accepter un ou plusieurs protons (H$^+$) en solution. | | Formule brute | Indique la composition atomique d'une molécule (nombre et type d'atomes). | | Formule développée | Représente la structure d'une molécule et toutes les liaisons entre les atomes. | | Formule semi-développée | Une forme condensée de la formule développée, omettant certaines liaisons C-H. | | Formule topologique | Représentation simplifiée d'une molécule où les atomes de carbone et les hydrogènes liés ne sont pas explicitement dessinés. | | Réaction acido-basique | Réaction chimique impliquant le transfert de protons (H$^+$) entre un acide et une base. | | Couple acide-base conjugué | Deux espèces chimiques qui ne diffèrent que par un proton (H$^+$). | | Amphotère (Ampholyte) | Une espèce chimique qui peut agir comme un acide ou comme une base. | | Constante d'acidité (Ka) | Constante d'équilibre d'une réaction acido-basique pour un couple donné, indiquant la force d'un acide. | | pKa | Le logarithme négatif de la constante d'acidité ($pKa = -\log_{10} Ka$), une mesure courante de l'acidité. | | pH | Mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution aqueuse, définie comme le logarithme négatif de la concentration en ions hydronium ($pH = -\log_{10} [H_3O^+]$). | | Titrage | Méthode analytique quantitative pour déterminer la concentration d'une substance par réaction chimique avec une solution de concentration connue. | | Indicateur coloré | Substance dont la couleur change en fonction du pH, utilisée pour détecter le point d'équivalence dans un titrage. | | Titrage colorimétrique | Titrage où le point d'équivalence est déterminé par un changement de couleur, souvent à l'aide d'un indicateur. | | Titrage pH-métrique | Titrage où le pH de la solution est suivi en continu, permettant de tracer une courbe de dosage et de déterminer le point d'équivalence. | | Réaction d'oxydoréduction (redox) | Réaction chimique impliquant un transfert d'électrons, où une espèce est oxydée (perd des électrons) et une autre est réduite (gagne des électrons). | | Oxydant | Espèce chimique qui gagne des électrons lors d'une réaction redox, et est elle-même réduite. | | Réducteur | Espèce chimique qui perd des électrons lors d'une réaction redox, et est elle-même oxydée. | | Couple redox (Ox/Red) | Une paire d'espèces chimiques qui diffèrent par le gain ou la perte d'électrons (par exemple, $Cu^{2+}/Cu$). | | Demi-équation électronique | Équation représentant la perte (oxydation) ou le gain (réduction) d'électrons par une espèce chimique. | | Potentiel d'électrode | La tendance d'une électrode à perdre ou à gagner des électrons. | | Potentiel standard d'oxydoréduction ($E^\circ$) | Le potentiel d'une électrode dans des conditions standard (concentration de 1 mol/L, pression de 1 bar, température de 298 K). | | Pile électrochimique | Dispositif convertissant l'énergie chimique en énergie électrique par des réactions d'oxydoréduction spontanées. | | Électrode de référence | Une électrode dont le potentiel est connu et stable, utilisée comme point de comparaison pour mesurer d'autres potentiels. L'électrode standard à hydrogène (ESH) en est un exemple. | | Formule de Nernst | Équation reliant le potentiel d'une électrode aux concentrations des espèces redox impliquées et à la température. | | Électrolyse | Processus utilisant un courant électrique pour forcer une réaction d'oxydoréduction non spontanée. | | Anode | L'électrode où a lieu l'oxydation dans une cellule électrochimique. | | Cathode | L'électrode où a lieu la réduction dans une cellule électrochimique. | | Titrage d'oxydoréduction | Titrage basé sur une réaction d'oxydoréduction, où le point d'équivalence est détecté par un changement de couleur ou de potentiel. | | Indicateur coloré redox | Couple redox dont les formes oxydée et réduite ont des couleurs différentes, utilisé pour visualiser le point d'équivalence dans un titrage redox. | | Titrage potentiométrique | Titrage où le potentiel de la solution est mesuré en fonction du volume de réactif ajouté, permettant de tracer une courbe de dosage. |

# Introduction to electrochemistry and electrochemical cells Electrochemistry explores the fundamental connection between electricity and chemistry, focusing on how chemical reactions can either generate or consume electrical energy [3](#page=3). ### 1.1 Defining electrochemistry Electrochemistry is the scientific discipline that investigates the relationship between electricity and chemical reactions. It also examines the capacity of materials to facilitate the passage or transfer of electrical current [3](#page=3). ### 1.2 Electrochemical cells An electrochemical cell is a system composed of electrodes immersed in an electrolyte, where a chemical reaction either utilizes or produces an electric current [4](#page=4). #### 1.2.1 Voltaic (galvanic) cells Voltaic cells, also known as galvanic cells, are electrochemical cells where spontaneous chemical reactions produce electricity and supply it to an external circuit (#page=3, page=4) [3](#page=3) [4](#page=4). > **Tip:** Think of voltaic cells as energy generators, converting chemical energy into electrical energy through natural chemical processes. #### 1.2.2 Electrolytic cells Electrolytic cells are electrochemical cells in which an external source of electrical energy drives nonspontaneous chemical reactions (#page=3, page=4). In these cells, electrical energy is consumed to force a chemical change that would not occur naturally [3](#page=3) [4](#page=4). > **Example:** The electrolysis of a potassium iodide (KI) solution, which produces iodine and hydrogen gas, is an example of a process occurring in an electrolytic cell. This reaction is driven by the input of electrical energy [3](#page=3). --- # Electrical conduction and electrodes This topic explains the fundamental mechanisms of electrical conduction in metals and electrolytes, and defines the roles of electrodes (anode and cathode) in electrochemical cells. ### 2.1 Electrical conduction mechanisms Electric current is fundamentally the transfer of charge. This charge transfer can occur through two primary mechanisms: metallic conduction and ionic (electrolytic) conduction [5](#page=5). #### 2.1.1 Metallic conduction Metallic conduction is characteristic of metals and involves the flow of electrons. In this process, the atoms of the metal remain largely in place, and there are no discernible changes to the metal itself during conduction. Metals conduct electricity due to the presence of free, mobile electrons [5](#page=5). #### 2.1.2 Ionic conduction Ionic conduction, also known as electrolytic conduction, occurs when electric current is carried by the movement of ions through a solution or a pure liquid. In an electric field, positively charged ions (cations) migrate towards the negative electrode, while negatively charged ions (anions) move towards the positive electrode. This type of conduction relies on the presence of free, mobile ions [5](#page=5) [6](#page=6). > **Tip:** Both metallic and ionic conduction are important in the operation of electrochemical cells [5](#page=5). ### 2.2 Electrodes in electrochemical cells Electrodes serve as the surfaces where the critical half-reactions of oxidation and reduction take place within an electrochemical cell. These electrodes may or may not directly participate in the chemical reactions; those that do not react are termed inert electrodes [6](#page=6). #### 2.2.1 Anode and cathode Regardless of whether the cell is electrolytic or voltaic, electrodes are classified based on the electrochemical processes occurring at their surfaces [6](#page=6). * **Cathode:** The cathode is defined as the electrode where reduction occurs, meaning a species gains electrons [6](#page=6). * **Anode:** The anode is defined as the electrode where oxidation occurs, meaning a species loses electrons [6](#page=6). > **Tip:** It is important to remember that the cathode is always the site of reduction and the anode is always the site of oxidation. The sign (positive or negative) of these electrodes can vary depending on the type of electrochemical cell (electrolytic or voltaic) [6](#page=6). #### 2.2.2 Ion migration at electrodes In ionic conduction within a solution, the direction of ion movement is dictated by their charge and the applied electric field, leading them to the respective electrodes. Positively charged ions migrate towards the negative electrode, and negatively charged ions migrate towards the positive electrode. This movement of ions constitutes the electrolytic conduction [6](#page=6). --- # Voltaic (galvanic) cells and notation Voltaic cells, also known as galvanic cells, harness spontaneous oxidation-reduction (redox) reactions to generate electrical energy by physically separating the oxidation and reduction half-reactions [7](#page=7). ### 3.1 Construction and operation of voltaic cells A voltaic cell is constructed from two half-cells, each representing a half-reaction. A simple half-cell consists of a metal strip immersed in a solution containing its corresponding metal ions. For example, a zinc electrode comprises a zinc metal strip in a zinc salt solution, and a copper electrode consists of a copper metal strip in a copper salt solution [7](#page=7). These two half-cells are connected externally to allow electron flow and internally to permit ion flow, thus completing the electrical circuit. In a voltaic cell where zinc and copper are involved, zinc atoms lose electrons more readily than copper atoms. These electrons travel from the zinc electrode through the external circuit to the copper electrode. At the copper electrode, these electrons react with copper ions, causing copper metal to deposit. The overall process results in the reaction of zinc metal with copper ions to form zinc ions and copper metal, generating an electric current in the external circuit [7](#page=7). #### 3.1.1 Half-reactions and electrodes The two fundamental processes occurring in a voltaic cell are the half-reactions: * **Oxidation half-reaction:** A species loses electrons. The electrode where oxidation occurs is called the **anode**. For the zinc-copper cell, this is [9](#page=9): $Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^{-}$ [9](#page=9). * **Reduction half-reaction:** A species gains electrons. The electrode where reduction occurs is called the **cathode**. For the zinc-copper cell, this is [9](#page=9): $Cu^{2+}(aq) + 2e^{-} \rightarrow Cu(s)$ [9](#page=9). The definitions of anode and cathode apply to all electrochemical cells, including electrolytic cells [10](#page=10). The sum of the two half-reactions constitutes the overall **cell reaction**, which is the net reaction occurring in the voltaic cell. For the zinc-copper cell, the cell reaction is [10](#page=10): $Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)$ [10](#page=10). #### 3.1.2 The role of the salt bridge A crucial component of a voltaic cell is the salt bridge, which is a tube containing an electrolyte gel that connects the two half-cells. The salt bridge is essential because it allows the flow of ions between the half-cells but prevents the direct mixing of the electrolyte solutions [8](#page=8). If the ion solutions were to mix directly, a direct reaction would occur without the generation of an electric current. This would lead to a drop in voltage and a rapid depletion of the cell's energy. The salt bridge maintains electrical neutrality in each half-cell by allowing counter-ions to migrate, thereby sustaining the flow of electrons through the external circuit [8](#page=8) [9](#page=9). #### 3.1.3 Polarity of electrodes In a voltaic cell, the anode is assigned a negative (-) sign because electrons flow away from it. Conversely, the cathode is assigned a positive (+) sign because electrons flow towards it. This contrasts with electrolytic cells where the anode is positive and the cathode is negative [10](#page=10). > **Tip:** Remember that in voltaic cells, the anode is negative and the cathode is positive, driven by the spontaneous flow of electrons from oxidation to reduction. ### 3.2 Notation for voltaic cells A standardized notation system is used to represent voltaic cells and their components concisely. This notation helps in quickly understanding the cell's setup and reactions without needing a detailed diagram [11](#page=11). #### 3.2.1 Basic cell notation The general format for voltaic cell notation is: `Anode half-cell || Cathode half-cell` [11](#page=11). * The **anode** (oxidation half-cell) is always written on the **left** [11](#page=11). * The **cathode** (reduction half-cell) is always written on the **right** [11](#page=11). * A double vertical bar `||` represents the **salt bridge**, signifying the ionic connection between the two half-cells [11](#page=11). * A single vertical bar `|` represents a **phase boundary** between an electrode and its electrolyte solution [11](#page=11). For the zinc-copper voltaic cell with the cell reaction $Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)$ the notation is [11](#page=11): $Zn(s) | Zn^{2+}(aq) || Cu^{2+}(aq) | Cu(s)$ [11](#page=11). Here, $Zn(s) | Zn^{2+}(aq)$ represents the anode half-cell, and $Cu^{2+}(aq) | Cu(s)$ represents the cathode half-cell [11](#page=11). #### 3.2.2 Notation for electrodes involving gases When a half-reaction involves a gas, an inert material such as platinum (Pt) is used as an electrode. This platinum serves as the terminal and provides a surface for the half-reaction to occur [12](#page=12). For instance, the hydrogen electrode in an acidic solution, where hydrogen gas bubbles over a platinum plate, can be represented as a cathode: $H^{+}(aq) | H_{2}(g) | Pt$ [12](#page=12). The corresponding cathode half-reaction is: $2H^{+}(aq) + 2e^{-} \leftrightarrow H_{2}(g)$ [12](#page=12). To represent the hydrogen electrode as an anode, the notation is simply reversed: $Pt | H_{2}(g) | H^{+}(aq)$ [12](#page=12). #### 3.2.3 Notation for complex half-cells * A **comma (,)** is used to separate different ions or species present in the **same solution** within a half-cell [13](#page=13). Here are examples of notation for various electrodes: * For the reduction of chlorine gas to chloride ions: $Cl_{2}(g) | Cl^{-}(aq) | Pt$ Corresponding cathode reaction: $Cl_{2}(g) + 2e^{-} \leftrightarrow 2Cl^{-}(aq)$ [13](#page=13). * For the reduction of iron(III) ions to iron(II) ions: $Fe^{3+}(aq), Fe^{2+}(aq) | Pt$ Corresponding cathode reaction: $Fe^{3+}(aq) + e^{-} \leftrightarrow Fe^{2+}(aq)$ [13](#page=13). * For the reduction of cadmium ions to cadmium metal: $Cd^{2+}(aq) | Cd(s)$ Corresponding cathode reaction: $Cd^{2+}(aq) + 2e^{-} \leftrightarrow Cd(s)$ [13](#page=13). #### 3.2.4 Including concentrations and pressures It is often necessary to specify the concentrations of solutions or ions, and the pressures of gases involved in the half-reactions. These values are enclosed in parentheses next to the relevant species in the cell notation [13](#page=13). For example, a cell with a zinc electrode in a 1.0 M zinc ion solution and a hydrogen electrode with hydrogen gas at 1.0 atm pressure in a 1.0 M hydrogen ion solution would be written as: $Zn(s) | Zn^{2+}(1.0 \ M) || H^{+}(1.0 \ M) | H_{2}(1.0 \ atm) | Pt$ [13](#page=13). > **Example:** To represent a voltaic cell where silver metal oxidizes to silver ions and copper(II) ions reduce to copper metal, with concentrations specified, the notation would be: > $Ag(s) | Ag^{+}(0.1 \ M) || Cu^{2+}(0.5 \ M) | Cu(s)$ [13](#page=13). #### 3.2.5 Practice Problems Review Problems 1-4 on page 14 offer practical application of writing cell notation and cell reactions. These problems test the understanding of how to translate electrode reactions into cell notation and vice-versa, and how to determine the overall cell reaction from the given notation. For instance, problem 1 requires writing cell notation from electrode reactions while problem 2 asks for the cell reaction given the notation. Problems 3 and 4 also involve deriving cell reactions from specific cell notations [14](#page=14). --- # Cell potential, electrical work, and standard potentials This section explores the concepts of cell potential, its relationship to electrical work, and the definition and application of standard potentials in electrochemical cells [15](#page=15). ### 4.1 Cell potential and electrical work The maximum potential difference between the electrodes of a voltaic cell is defined as the cell potential, also known as the electromotive force (emf), denoted as $E_{\text{cell}}$. This potential difference represents the electrical pressure between two points and can be measured using an electronic digital voltmeter [15](#page=15). The electrical work done in moving a charge through a conductor is given by the product of the charge and the potential difference [15](#page=15). $$ \text{Electrical work} = \text{charge} \times \text{potential difference} $$ The Faraday constant, $F$, quantifies the magnitude of charge on one mole of electrons, specifically $9.6485 \times 10^4$ Coulombs per mole of electrons ($96,485$ C/mol e⁻). A faraday is a unit of charge equivalent to $9.6485 \times 10^4$ C [15](#page=15). The electrical work ($w$) can be expressed as: $$ w = -F \times \text{potential difference} $$ For molar amounts of reactants as written in a cell equation, the maximum electrical work ($w_{\text{max}}$) that a voltaic cell can perform is: $$ w_{\text{max}} = -nFE_{\text{cell}} $$ Here, $n$ represents the number of moles of electrons transferred, and $F$ is the Faraday constant [15](#page=15). > **Example:** > A voltaic cell with the reaction $Hg_2^{2+}(aq) + H_2(g) \leftrightarrow 2Hg(l) + 2H^+(aq)$ has a cell potential of $0.650$ V. To calculate the maximum electrical work when $0.500$ g of $H_2$ is consumed, we first identify the half-reactions: $Hg_2^{2+}(aq) + 2e^- \leftrightarrow 2Hg(l)$ and $H_2(g) \leftrightarrow 2H^+(aq) + 2e^-$. The number of moles of electrons transferred ($n$) is $2$. The maximum work for the reaction as written is $w_{\text{max}} = -2 \text{ mol e}^- \times 96,485 \text{ C/mol e}^- \times 0.650 \text{ V} = -1.25 \times 10^5$ V.C or $-1.25 \times 10^5$ J. Since $1$ mol of $H_2$ is $2.02$ g, for $0.500$ g of $H_2$, the maximum work is $w_{\text{max}} = \frac{0.500 \text{ g} \times -1.25 \times 10^5 \text{ J}}{2.02 \text{ g}} = -3.09 \times 10^4$ J [16](#page=16). > **Practice Question:** > What is the maximum electrical work that can be obtained from $6.54$ g of zinc metal that reacts in a Daniell cell, whose cell potential is $1.10$ V? The overall cell reaction is $Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)$ [17](#page=17). ### 4.2 Standard cell potentials and standard electrode potentials The contributions of the anode (oxidation) and cathode (reduction) to the overall cell potential are known as oxidation and reduction potentials, respectively. The cell potential can be expressed as the sum of these potentials [18](#page=18): $$ E_{\text{cell}} = \text{oxidation potential} + \text{reduction potential} $$ A reduction potential measures the tendency of an oxidized species to gain electrons in a reduction half-reaction. The oxidation potential for a half-reaction is equivalent to the negative of the reduction potential for its reverse half-reaction [18](#page=18). $$ \text{Oxidation potential for a half-reaction} = -\text{reduction potential for the reverse half-reaction} $$ By convention, reduction potentials are tabulated and referred to as electrode potentials, symbolized by $E$. Consequently, the cell potential can be calculated as [18](#page=18): $$ E_{\text{cell}} = E_{\text{cathode}} + (-E_{\text{anode}}) $$ or more commonly: $$ E_{\text{cell}} = E_{\text{cathode}} - E_{\text{anode}} $$ where both $E_{\text{cathode}}$ and $E_{\text{anode}}$ are expressed as reduction potentials [18](#page=18). The **standard cell potential** ($E^0_{\text{cell}}$) is the emf of a voltaic cell operating under standard-state conditions. These conditions include solute concentrations of $1$ M, gas pressures of $1$ atm, and a specified temperature, typically $25^\circ C$ [18](#page=18). The **standard electrode potential** ($E^0$) is the electrode potential measured under these same standard-state conditions (1 M solute concentrations, 1 atm gas pressures, and usually $25^\circ C$) [18](#page=18). #### 4.2.1 Calculating cell potentials using standard potentials To determine the standard cell potential ($E^0_{\text{cell}}$) from half-reactions and their standard electrode potentials, one half-reaction must be reversed to represent oxidation. The half-reaction with the more negative standard electrode potential typically corresponds to the species acting as the stronger reducing agent and is thus reversed to occur at the anode. Reversing the half-reaction also reverses the sign of its electrode potential, converting it to an oxidation potential. The half-reactions are then balanced for electron transfer (multiplied by appropriate factors, which do not alter the electrode potentials) and added to yield the overall cell reaction. The standard cell potential is the sum of the standard oxidation potential and the standard reduction potential [20](#page=20). Alternatively, and more directly, the standard cell potential can be calculated using the standard reduction potentials of the cathode and anode: $$ E^0_{\text{cell}} = E^0_{\text{cathode}} - E^0_{\text{anode}} $$ > **Example:** > Consider a voltaic cell with the following reduction half-reactions and standard electrode potentials: $Cd^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cd(s); E^0_{Cd} = -0.40$ V and $Ag^+(aq) + e^- \rightarrow Ag(s); E^0_{Ag} = 0.80$ V. To form a spontaneous cell, the half-reaction with the more negative electrode potential ($Cd^{2+}/Cd$) must be reversed to act as the anode. Thus, the oxidation half-reaction is $Cd(s) \rightarrow Cd^{2+}(aq) + 2e^-$, with an oxidation potential of $-E^0_{Cd} = -(-0.40 \text{ V}) = 0.40$ V. The reduction half-reaction remains $Ag^+(aq) + e^- \rightarrow Ag(s)$ with $E^0_{Ag} = 0.80$ V. After balancing electrons and adding the half-reactions, the standard cell potential is $E^0_{\text{cell}} = 0.40 \text{ V} + 0.80 \text{ V} = 1.20$ V. Using the formula $E^0_{\text{cell}} = E^0_{\text{cathode}} - E^0_{\text{anode}}$, we get $E^0_{\text{cell}} = E^0_{Ag} - E^0_{Cd} = 0.80 \text{ V} - (-0.40 \text{ V}) = 1.20$ V. The cell diagram is $Cd(s) | Cd^{2+}(aq) || Ag^+(aq) | Ag(s)$ [20](#page=20) [21](#page=21). > **Example 2:** > For the cell reaction $Zn(s) | Zn^{2+}(aq) || H^+(aq) | H_2(g) | Pt$, the half-reactions and potentials are $Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^-; -E^0_{Zn} = 0.760$ V and $2H^+(aq) + 2e^- \rightarrow H_2(g); E^0_{H_2} = 0.00$ V. The cell potential is calculated as $E_{\text{cell}} = E^0_{H_2} - E^0_{Zn} = 0.00 \text{ V} - (-0.760 \text{ V}) = 0.760$ V [21](#page=21). > **Practice Question:** > Calculate the standard cell potential of the following voltaic cell at $25^\circ C$ using standard electrode potentials: $Al(s) | Al^{3+}(aq) || Fe^{2+}(aq)| Fe(s)$. What is the cell reaction [22](#page=22)? --- # Electrolysis and its applications This section details the principles and applications of electrolysis, including electrolytic cells, factors affecting ion discharge, molten and aqueous electrolysis, stoichiometric calculations based on Faraday's laws, and methods for corrosion protection. ### 5.1 Electrolytic cells An electrolytic cell is an electrochemical cell where an external electric current drives a non-spontaneous chemical reaction. The process occurring within this cell is called electrolysis, which involves the decomposition of an ionic compound when an electric current is passed through its aqueous solution or molten form via electrodes. This process effectively converts electrical energy into chemical energy [27](#page=27). #### 5.1.1 Components of an electrolytic cell * **Electrodes:** These are conductors that carry current into and out of the cell, typically made of metals like copper (Cu) or zinc (Zn), or graphite [27](#page=27). * **Anode:** This is the positively charged electrode where electrons leave the electrolyte, thus attracting negative ions (anions). Oxidation (loss of electrons) occurs at the anode [27](#page=27). * **Cathode:** This is the negatively charged electrode where electrons enter the electrolyte, attracting positive ions (cations). Reduction (gain of electrons) occurs at the cathode [27](#page=27). * **Electrolyte:** This is the compound that dissociates into ions when dissolved in water or in a molten state. Examples include mineral acids, alkalis, and salts [28](#page=28). * **Power Source:** A direct current (DC) source, such as a battery, is required to drive the electrolysis [28](#page=28). * **Anions:** These are negatively charged ions that migrate towards the anode during electrolysis [28](#page=28). * **Cations:** These are positively charged ions that migrate towards the cathode during electrolysis [28](#page=28). #### 5.1.2 The electrolytic process Electrolysis involves three key steps: 1. **Ionization of electrolyte and water:** The electrolyte and water dissociate to form ions, which then move randomly within the electrolyte. For example, copper(II) sulfate dissociates into $Cu^{2+}$ and $SO_4^{2-}$ ions, while water dissociates into $H^{+}$ and $OH^{-}$ ions [29](#page=29). $$CuSO_4 \rightarrow Cu^{2+} + SO_4^{2-}$$ $$H_2O \rightleftharpoons H^{+} + OH^{-}$$ 2. **Migration of ions to the electrodes:** Once the electrical circuit is completed, cations move towards the cathode, and anions move towards the anode [29](#page=29). 3. **Discharge of ions at the electrodes:** This step involves the gain of electrons (reduction) at the cathode and the loss of electrons (oxidation) at the anode, resulting in redox reactions [29](#page=29). ### 5.2 Molten electrolysis In molten electrolysis, ionic compounds are decomposed in their molten state. For example, molten copper(II) chloride ($CuCl_2$) dissociates into $Cu^{2+}$ and $Cl^{-}$ ions [30](#page=30). At the cathode: $$Cu^{2+} + 2e^{-} \rightarrow Cu(s)$$ At the anode: $$2Cl^{-} \rightarrow Cl_2(g) + 2e^{-}$$ Overall reaction: $$Cu^{2+} + 2Cl^{-} \rightarrow Cu(s) + Cl_2(g)$$ Similarly, molten sodium chloride (NaCl) can be electrolyzed: $$Na^{+} + e^{-} \rightarrow Na(s)$$ $$Cl^{-} \rightarrow \frac{1}{2}Cl_2(g) + e^{-}$$ Overall reaction: $$Na^{+} + Cl^{-} \rightarrow Na(s) + \frac{1}{2}Cl_2(g)$$ The electrolysis of molten NaCl is commercially significant for producing sodium metal in a Downs cell. This cell is designed to keep the reactive products separate. Adding calcium chloride to sodium chloride lowers the melting point from 801°C to approximately 580°C, reducing energy costs [30](#page=30). ### 5.3 Aqueous electrolysis When an aqueous solution of an ionic compound is electrolyzed, water can participate in the reactions at either or both electrodes. Water can be reduced to hydrogen gas or oxidized to oxygen gas [31](#page=31). Reduction half-reaction of water: $$2H_2O(l) + 2e^{-} \rightarrow H_2(g) + 2OH^{-}(aq)$$ Oxidation half-reaction of water: $$2H_2O(l) \rightarrow O_2(g) + 4H^{+}(aq) + 4e^{-}$$ For an aqueous solution of copper(II) sulfate ($CuSO_4$), both $Cu^{2+}$, $SO_4^{2-}$, and ions from water ($H^{+}$, $OH^{-}$) are present, and preferential discharge of ions occurs [31](#page=31). #### 5.3.1 Factors affecting preferential discharge of ions The preferential discharge of ions at the electrodes is influenced by several factors: * **Position in the activity series:** Ions lower in the electrochemical activity series are preferentially discharged over those above them in dilute solutions [32](#page=32). * **Cations:** The order of discharge (from easiest to hardest reduction) is approximately: $K^{+} > Na^{+} > Ca^{2+} > Mg^{2+} > Al^{3+} > Zn^{2+} > Fe^{2+} > Pb^{2+} > H^{+} > Cu^{2+} > Hg^{2+} > Ag^{+} > Au^{+} > Pt^{+}$ [32](#page=32). * **Anions:** The order of discharge (from easiest to hardest oxidation) is approximately: $SO_4^{2-} > NO_3^{-} > Cl^{-} > Br^{-} > OH^{-}$ [32](#page=32). * **Example:** If both $Cu^{2+}$ and $H^{+}$ ions are present at the cathode, $Cu^{2+}$ will be preferentially discharged in dilute solutions because it is lower in the activity series. The cathodic reaction would be $Cu^{2+} + 2e^{-} \rightarrow Cu(s)$ [32](#page=32). * **Concentration of electrolyte:** A high concentration of an ion can sometimes reverse the order of discharge, particularly if the ions are close in the activity series. For instance, in a concentrated NaCl or HCl solution, $Cl^{-}$ is discharged preferentially over $OH^{-}$ due to its much higher concentration. However, in dilute solutions, $OH^{-}$ might be discharged [33](#page=33). * **Nature of the electrode:** The material of the electrodes can influence which ion is discharged, as reactions tend to occur in a way that requires less energy. For example, using a mercury (Hg) electrode for the electrolysis of NaCl can lead to the formation of sodium amalgam ($NaHg$) instead of hydrogen gas, as it requires less energy than the discharge of $H^{+}$ [33](#page=33). #### 5.3.2 Examples of electrolysis of common electrolytes * Electrolysis of dilute $H_2SO_4$ (using inert electrodes) produces $H_2$ gas at the cathode and $O_2$ gas at the anode, similar to the electrolysis of water [34](#page=34). * Electrolysis of $CuSO_4(aq)$ using platinum electrodes results in the deposition of copper at the cathode and oxygen evolution at the anode (if the concentration of $Cu^{2+}$ is higher than that of $H^{+}$). If copper electrodes are used, the anode dissolves, replenishing $Cu^{2+}$ ions in the solution [34](#page=34). * Electrolysis of concentrated NaCl solution with inert electrodes produces hydrogen gas at the cathode and chlorine gas at the anode [34](#page=34). * Electrolysis of aqueous KI with inert electrodes produces hydrogen gas at the cathode and iodine at the anode [34](#page=34). * Electrolysis of aqueous $Na_2SO_4$ with platinum electrodes produces hydrogen gas at the cathode and oxygen gas at the anode [34](#page=34). ### 5.4 Applications of electrolysis Electrolysis has numerous industrial and practical applications: * **Purification of metals:** Impure metals like copper, silver, and gold can be purified by making them the anode in an electrolytic cell, leading to a purer metal deposited at the cathode [35](#page=35). * **Extraction of reactive metals:** Electrolysis is used to extract highly reactive metals such as sodium, potassium, calcium, magnesium, and aluminum from their ores [35](#page=35). * **Industrial preparation of gases:** Essential gases like hydrogen ($H_2$), oxygen ($O_2$), and chlorine ($Cl_2$) are produced industrially through electrolysis [35](#page=35). * **Industrial manufacture of compounds:** Important compounds such as sodium hydroxide (NaOH) are manufactured using electrolysis [35](#page=35). * **Electroplating:** This process involves coating one metal with a thin layer of another metal, primarily to protect against corrosion (e.g., plating iron with a less reactive metal) and to enhance aesthetic appeal (e.g., on cars, cutlery). The object to be plated is made the cathode, and the coating material is typically made the anode [35](#page=35). ### 5.5 Stoichiometry of electrolysis The quantitative aspects of electrolysis are governed by Faraday's Laws. #### 5.5.1 Faraday's laws of electrolysis * **First Law:** The mass of a substance liberated or deposited at an electrode during electrolysis is directly proportional to the quantity of electric charge passed through the electrolyte [36](#page=36). Mathematically: $m \propto Q$, or $m = ZQ$, where $m$ is the mass, $Q$ is the quantity of charge, and $Z$ is the electrochemical equivalent [36](#page=36). The quantity of electric charge ($Q$) can be calculated as: $Q = \text{electric current (A)} \times \text{time lapse (s)}$ [36](#page=36). One Faraday ($1F$) is equivalent to the charge of one mole of electrons and is equal to 96,485 Coulombs (C). The coulomb (C) is the SI unit of electric charge, equivalent to an ampere-second (A.s) [36](#page=36). * **Second Law:** For a given quantity of electric charge, the mass of any metal deposited is proportional to its equivalent mass (atomic mass divided by the charge on the metal ion) [37](#page=37). Alternatively, when the same quantity of electricity is passed through different electrolytes connected in series, the relative number of moles of elements deposited or liberated is inversely proportional to the charges on their respective ions [37](#page=37). Mathematically: $n \propto \frac{1}{e^{-}}$, where $n$ is the number of moles of the element deposited and $e^{-}$ is the charge on the ion of the element discharged [37](#page=37). For a general cathode reaction $M^{x+} + Xe^{-} \rightarrow M(s)$, if $1F$ of electricity is passed, it deposits $\frac{1}{x}$ moles of $M$. Therefore, passing $1F$ of electricity through solutions containing $Na^{+}$, $Cu^{2+}$, and $Al^{3+}$ would deposit 1 mole of Na, $\frac{1}{2}$ mole of Cu, and $\frac{1}{3}$ mole of Al, respectively [37](#page=37). #### 5.5.2 Examples of stoichiometric calculations > **Example 1:** Calculate the mass of copper metal deposited during the passage of 2.50 A of current through a solution of $CuSO_4$ for 50 minutes. (Atomic mass of Cu = 63.5) > **Calculation:** > Time in seconds, $t = 50 \text{ mins} \times 60 \text{ s/min} = 3000 \text{ s}$. > Charge, $Q = I \times t = 2.50 \text{ A} \times 3000 \text{ s} = 7500 \text{ C}$. > The reaction at the cathode is $Cu^{2+} + 2e^{-} \rightarrow Cu(s)$. This means 2 moles of electrons (2F) are required to deposit 1 mole of Cu (63.5 g). > Mass of Cu deposited = $\frac{\text{Charge}}{\text{Faraday's constant}} \times \frac{\text{Molar mass of Cu}}{\text{Number of electrons involved}}$ > Mass of Cu = $\frac{7500 \text{ C}}{96485 \text{ C/F}} \times \frac{63.5 \text{ g/mol}}{2 \text{ mol e}^{-}/\text{mol Cu}}$ $\approx 2.47 \text{ g}$ [38](#page=38). > **Example 2:** What volume of $O_2$ gas at STP is produced by the oxidation of water in the electrolysis of $CuSO_4$, 50 minutes after the passage of 2.50 A of current? > **Calculation:** > From Example 1, $Q = 7500 \text{ C}$. > The oxidation half-reaction for water is $2H_2O(l) \rightarrow O_2(g) + 4H^{+}(aq) + 4e^{-}$. This means 4 moles of electrons (4F) produce 1 mole of $O_2$. > Moles of $O_2$ produced = $\frac{\text{Charge}}{\text{Faraday's constant}} \times \frac{1 \text{ mol } O_2}{4 \text{ mol e}^{-}}$ > Moles of $O_2$ = $\frac{7500 \text{ C}}{96485 \text{ C/F}} \times \frac{1}{4} \approx 0.0194 \text{ mol}$. > Volume of $O_2$ at STP ($22.4 \text{ dm}^3/\text{mol}$) = $0.0194 \text{ mol} \times 22.4 \text{ dm}^3/\text{mol} \approx 0.435 \text{ dm}^3$ or $435 \text{ cm}^3$ [38](#page=38). ### 5.6 Corrosion Corrosion is a redox process where metals are oxidized by oxygen in the presence of moisture. This process occurs more readily in metals that are more active, especially at points of strain or imperfections [40](#page=40). #### 5.6.1 Mechanism of iron corrosion (rusting) Rusting is a common example of metal corrosion, typically occurring with iron and steel [40](#page=40). 1. **Anodic region:** At points of strain, iron acts as an anode and is oxidized to iron(II) ions ($Fe^{2+}$), forming pits [40](#page=40). $$Fe(s) \rightarrow Fe^{2+}(aq) + 2e^{-} \quad \text{(Oxidation, anode)}$$ 2. **Cathodic region:** Electrons released flow through the metal to areas exposed to oxygen. These areas act as cathodes where oxygen is reduced to hydroxide ions ($OH^{-}$) [40](#page=40). $$O_2(g) + 2H_2O(l) + 4e^{-} \rightarrow 4OH^{-}(aq) \quad \text{(Reduction, cathode)}$$ 3. **Formation of iron(II) hydroxide:** The $Fe^{2+}$ ions migrate and combine with $OH^{-}$ ions to form iron(II) hydroxide ($Fe(OH)_2$) [41](#page=41). 4. **Further oxidation:** Iron(II) ions are further oxidized by oxygen to iron(III) ions, which then form hydrated iron(III) oxides and hydroxides, commonly known as rust [41](#page=41). $$2Fe(s) + \frac{3}{2}O_2(g) + xH_2O(l) \rightarrow Fe_2O_3 \cdot xH_2O(s) \quad \text{(Rust)}$$ At the anode, pitting appears, while rust forms at the cathodic region [42](#page=42). #### 5.6.2 Corrosion protection Several methods can be employed to protect metals from corrosion: 1. **Plating:** Coating the metal with a thin layer of a less easily oxidized metal [42](#page=42). 2. **Galvanizing:** Coating steel with zinc, which is a more active metal and preferentially corrodes, protecting the steel [42](#page=42). 3. **Protective coatings:** Applying barriers like paint to isolate the metal from the environment [42](#page=42). 4. **Formation of protective film:** Allowing a natural oxide layer (e.g., on aluminum) to form and act as a protective barrier [42](#page=42). 5. **Sacrificial anode:** Connecting the metal to be protected directly to a more active metal (sacrificial anode) that will be preferentially oxidized [42](#page=42). --- ## Common mistakes to avoid - Review all topics thoroughly before exams - Pay attention to formulas and key definitions - Practice with examples provided in each section - Don't memorize without understanding the underlying concepts

| Term | Definition | |------|------------| | Electrochemistry | The branch of chemistry concerned with the relationship between electrical energy and chemical transformations. | | Electrolysis | A process where electrical energy is used to drive a nonspontaneous chemical reaction, typically involving the decomposition of a substance. | | Electrolytic cell | An electrochemical cell in which electrical energy from an external source causes nonspontaneous chemical reactions to occur. | | Voltaic cell (Galvanic cell) | An electrochemical cell in which spontaneous chemical reactions produce electricity and supply it to an external circuit. | | Electrode | A conductor on which oxidation or reduction half-reactions occur; it may or may not participate in the reaction. | | Cathode | The electrode at which reduction occurs, meaning species gain electrons. In voltaic cells, it is typically the positive electrode, and in electrolytic cells, it is typically the negative electrode. | | Anode | The electrode at which oxidation occurs, meaning species lose electrons. In voltaic cells, it is typically the negative electrode, and in electrolytic cells, it is typically the positive electrode. | | Metallic conduction | The conduction of electric current through metals via the flow of free electrons without movement of atoms. | | Ionic (electrolytic) conduction | The conduction of electric current by the motion of ions through a solution or a pure liquid. | | Salt bridge | A tube containing an electrolyte in a gel that connects the two half-cells of a voltaic cell, allowing ion flow while preventing the mixing of solutions. | | Cell potential (Ecell) | The maximum potential difference between the electrodes of a voltaic cell, also known as electromotive force (emf). | | Faraday constant (F) | The magnitude of electric charge on one mole of electrons, approximately $9.6485 \times 10^4$ C/mol e-. | | Standard electrode potential (E0) | The electrode potential of an electrode measured under standard-state conditions (1 M concentration for solutes, 1 atm pressure for gases, and a specified temperature, usually 25°C). | | Standard cell potential (E0cell) | The emf of a voltaic cell operating under standard-state conditions. | | Oxidation potential | The potential associated with an oxidation half-reaction. | | Reduction potential | The potential associated with a reduction half-reaction. | | Faraday's Laws of Electrolysis | Laws that describe the quantitative relationships between the amount of electricity passed through an electrolyte and the mass of substance liberated or deposited at the electrodes. | | Electrochemical equivalent (Z) | The mass of a substance liberated or discharged at an electrode by the passage of one coulomb of electric charge. | | Corrosion | A redox process where metals are oxidized by oxygen in the presence of moisture, leading to degradation of the metal. |

# Atomic structure and electron configuration This section delves into the fundamental building blocks of matter, exploring the composition of atoms, the properties of their constituent particles, and the arrangement of electrons within an atom. ### 1.1 The atom: fundamental particles and properties * An atom is the smallest particle of an element that can participate in any chemical change. * Atoms consist principally of three fundamental particles: protons, neutrons, and electrons. * The maximum mass of an atom is concentrated in its nucleus. * The nucleus of an atom contains protons and neutrons. * Particles that revolve around the nucleus are called electrons. * The mass of a proton is almost equal to the mass of a neutron, and both are significantly larger than the mass of an electron. Specifically, the mass of a proton is approximately 1836 times that of an electron. #### 1.1.1 Atomic number * The atomic number ($Z$) of an atom is defined as the number of protons in the nucleus. * The atomic number determines the element. * The number of protons and the number of electrons are always equal in a neutral atom. * If an atom has a given atomic number, it has that number of protons. For example, beryllium, which has 4 protons, has an atomic number of 4. #### 1.1.2 Mass number * The mass number ($A$) of an atom is the sum of the number of protons and neutrons in its nucleus. * It represents the total number of nucleons (protons and neutrons) in the nucleus. * The formula for the mass number is $A = Z + N$, where $Z$ is the atomic number and $N$ is the number of neutrons. #### 1.1.3 Isotopes * Isotopes are atoms of the same element that contain the same number of protons but different numbers of neutrons. * This means isotopes of an element have the same atomic number but different mass numbers. * Consequently, isotopes differ in the number of neutrons. * Example: Chlorine has two common isotopes, chlorine-35 ($^{35}$Cl) and chlorine-37 ($^{37}$Cl). * The number of neutrons in $^{238}_{94}$Pu is calculated as mass number - atomic number = $238 - 94 = 144$. #### 1.1.4 Atomic mass and relative atomic mass * The term for the average mass of isotopes of an element, taking into account their relative abundances, is the atomic weight or relative atomic mass. * The average atomic mass of an element depends on the abundance of its isotopes. * **Example:** Bromine is composed of $^{79}_{35}$Br with a mass of 78.9183 amu and $^{81}_{35}$Br with a mass of 80.9163 amu. A sample is 50.69% Br-79 and 49.31% Br-81. The atomic weight of bromine is calculated as: $(0.5069 \times 78.9183) + (0.4931 \times 80.9163) = 39.9963 + 39.9031 = 79.90$ amu. * The mass of 0.5 mol of NaCl (molar mass of NaCl ≈ 58.44 g/mol) is $0.5 \times 58.44 = 29.22$ grams. * The molar mass of H₂SO₄ is approximately $(2 \times 1.008) + 32.06 + (4 \times 15.999) = 98.07$ g/mol. * The molar mass of water (H₂O) is approximately $(2 \times 1.008) + 15.999 = 18.015$ g/mol. * The molar mass of NH₄NO₃ is approximately $(14.007) + (4 \times 1.008) + (14.007) + (3 \times 15.999) = 80.04$ g/mol. * The molar mass of CO₂ is approximately $12.011 + (2 \times 15.999) = 44.009$ g/mol. ### 1.2 Electron configuration The electron configuration of an element describes the arrangement of electrons in its atomic orbitals. #### 1.2.1 Quantum numbers * The arrangement and energy of electrons in an atom are described by a set of quantum numbers. * The four quantum numbers are: 1. **Principal quantum number ($n$):** Designates the main shell or energy level in which an electron resides. Values are positive integers (1, 2, 3, ...). It determines the size of the orbital. 2. **Angular momentum (azimuthal) quantum number ($l$):** Defines the shape of the subshell. Its values range from 0 to $n-1$. * $l=0$ corresponds to an s orbital (spherical shape). * $l=1$ corresponds to a p orbital (dumbbell shape). * $l=2$ corresponds to a d orbital. * $l=3$ corresponds to an f orbital. 3. **Magnetic quantum number ($m_l$):** Determines the orbital orientation in space within a subshell. Its values range from $-l$ to $+l$, including 0. 4. **Spin quantum number ($m_s$):** Describes the intrinsic angular momentum of an electron, which has two possible values: $+1/2$ or $-1/2$ (spin up or spin down). * Quantum numbers of an atom can be defined on the basis of the Schrödinger equation. * The angular momentum quantum number ($l$) determines the shape of the subshell. * The principal quantum number ($n$) indicates the energy level of an electron. For a 3p orbital, the principal quantum number is 3. #### 1.2.2 Atomic orbitals and subshells * A region of space in which the probability of finding an electron is high is called an atomic orbital. * The shape of an s orbital is spherical. * A p orbital has a dumbbell shape. * The p-orbital is further subdivided into three sub-orbitals, otherwise called p orbitals. * The number of orbitals in a d-subshell is 5. * The number of orbitals in the second energy level ($n=2$) is $1 (2s) + 3 (2p) = 4$. * The number of orbitals in a d-subshell is 5. * The maximum number of electrons that can be accommodated in a sublevel for which $l=3$ (an f subshell) is $2(2l+1) = 2(2 \times 3 + 1) = 2(7) = 14$. * The maximum number of electrons that can hold an f-orbital is 14. * A single orbital can hold a maximum of 2 electrons. #### 1.2.3 Electron filling principles * **Aufbau Principle:** Electrons fill the lowest energy orbitals first. According to Aufbau’s principle, 5s will be filled before 4d and 5p. The order of filling is generally: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. * **Hund's Rule of Maximum Multiplicity:** Electrons fill into orbitals singly before pairing begins within a subshell. All orbitals of the same energy level are occupied by single electrons with parallel spins before any two electrons occupy the same orbital. * **Pauli Exclusion Principle:** No two electrons in an atom can have the same set of four quantum numbers. This implies that an orbital can hold a maximum of two electrons, and these electrons must have opposite spins. #### 1.2.4 Electron configurations of elements * **spdf notation:** This notation represents the arrangement of electrons in shells and subshells. * **Fluorine (A = 9):** $1s^2 2s^2 2p^5$ * **Sulphur (A = 16):** $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4$ * **Chromium (A = 24):** Chromium is an exception to the Aufbau principle. It has the configuration $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1 3d^5$. This is because a half-filled d-subshell is more stable. * **Nickel (Z = 28):** $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^8$ * **Oxygen (A = 16):** $1s^2 2s^2 2p^4$ * **Silicon (Z = 14):** $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^2$ * **Argon:** $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$ * **Potassium (Z = 19):** $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1$ * **Calcium (Z = 20):** $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$ * **Ions:** * **Sodium ion, Na²⁺:** To form Na²⁺, two electrons are removed from neutral sodium (Na, Z=11, configuration $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$). The configuration becomes $1s^2 2s^2 2p^6$. * **P³⁻:** Phosphorus (Z=15) has configuration $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^3$. Gaining 3 electrons to form P³⁻ results in $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$. * An ion differs from an atom because it has an unequal number of protons and electrons, resulting in a net charge. * An ion with more protons than electrons is called a cation. * When a non-metal gains an electron, it forms an anion. * The chemical reactivity of an element is determined by its valence electrons. * The subatomic particles that determine chemical properties are electrons, particularly valence electrons. * The number of valence electrons often corresponds to the group number (for main group elements). * The group number of an element gives the number of valence electrons. * Elements that possess the same number of electrons have the same chemical properties. * The electron configuration of oxygen in spdf notation is $1s^2 2s^2 2p^4$. * The electronic configuration of an element with atomic number 20 is $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$. * The element with configuration ending in 3d⁶ is Iron (Fe, Z=26). * The element with configuration ending in 3p³ is Phosphorus (P, Z=15). * The element with configuration ending in 4s¹ is Potassium (K, Z=19). * The spdf configuration for silicon (Z = 14) is $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^2$. * The electronic configuration of an element with atomic number 20 is $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$. * The neutral atom that has 2 electrons in the first shell, 8 in the second, and 8 in the third has an atomic number of $2 + 8 + 8 = 18$. This element is Argon. * The electronic configuration of Nickel (Z = 28) is $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^8$. * The orbital that is filled after 3p in the Aufbau principle is 4s. * The 4d orbital belongs to the shell with principal quantum number 5. * The principal quantum number for the 3p orbital is 3. #### 1.2.5 Properties related to electron configuration * **Valency:** The valency of Carbon (C) is typically 4. * **Electronegativity:** The most electronegative element is Fluorine. * **Atomic radius:** Of the species P³⁻, Cl⁻, Ar, K⁺, the one with the largest radius is P³⁻ because it has the most electrons relative to its nuclear charge, leading to weaker attraction. * **Ionization energy:** The Period 3 element with the lowest first ionization energy is Potassium (K). * **Metallic character:** Between Na and Al, Sodium (Na) is more metallic. * **Full K and L shells:** An element with full K ($n=1$) and L ($n=2$) shells has an atomic number of $2 (\text{in K}) + 8 (\text{in L}) = 10$. This element is Neon. * **L shell capacity:** The L shell ($n=2$) can hold up to $2n^2 = 2(2^2) = 8$ electrons. ### 1.3 Historical context of atomic theory * Dalton proposed the atomic theory. * **Dalton's Laws (implied from the document):** While not explicitly listed as "laws," Dalton's atomic theory is based on several postulates, including: * Elements are composed of atoms, which are indivisible and indestructible particles. * Atoms of the same element are identical in mass and properties. * Atoms of different elements differ in mass and properties. * Atoms combine in simple whole-number ratios to form compounds. * Atoms are not created or destroyed in chemical reactions, only rearranged. * By chemical means, chemical elements cannot be broken down into simpler substances. * The electron was discovered by J.J. Thomson. * Charge to mass ratio was first calculated by J.J. Thomson. * The nucleus of an atom is where the protons and neutrons are concentrated. ### 1.4 Calculations involving atomic structure * **Empirical and Molecular Formulas:** * **Example:** A compound contains 14.4% hydrogen and 85.6% carbon by mass. To find the empirical formula, assume 100 g of the compound. This gives 14.4 g H and 85.6 g C. * Moles of H = $14.4 \text{ g} / 1.01 \text{ g/mol} \approx 14.26$ mol * Moles of C = $85.6 \text{ g} / 12.01 \text{ g/mol} \approx 7.13$ mol * Ratio H:C = $14.26 / 7.13 : 7.13 / 7.13 \approx 2:1$. * Empirical formula is CH₂. * **Example:** Determine the empirical formula for chrysotile asbestos with 28.03% Mg, 21.60% Si, 1.16% H, and 49.21% O. * Moles Mg = $28.03 / 24.305 \approx 1.153$ * Moles Si = $21.60 / 28.085 \approx 0.769$ * Moles H = $1.16 / 1.008 \approx 1.151$ * Moles O = $49.21 / 15.999 \approx 3.076$ * Divide by the smallest (0.769): Mg ≈ 1.5, Si = 1, H ≈ 1.5, O ≈ 4. * Multiply by 2 to get whole numbers: Mg = 3, Si = 2, H = 3, O = 8. * Empirical formula: Mg₃Si₂H₃O₈. * If the empirical formula is CH₂O and the molar mass is 180 g/mol, the molecular formula is found by calculating the empirical formula mass (12.01 + 2*1.008 + 15.999 ≈ 30.026 g/mol). The multiple is $180 / 30.026 \approx 6$. Molecular formula = $(CH_2O)_6 = C_6H_{12}O_6$. * **Percent Composition by Weight:** * **Example:** Calculate the percent by weight of carbon in 154 g of C₄H₈O₃. * Molar mass of C₄H₈O₃ = $(4 \times 12.01) + (8 \times 1.008) + (3 \times 15.999) = 48.04 + 8.064 + 47.997 = 104.1$ g/mol. * Mass of carbon in one mole = $4 \times 12.01 = 48.04$ g. * Percent by weight of carbon = $(48.04 / 104.1) \times 100\% \approx 46.15\%$. * **Example:** Find the percent composition S in N₂S₂. * Molar mass of N₂S₂ = $(2 \times 14.01) + (2 \times 32.06) = 28.02 + 64.12 = 92.14$ g/mol. * Mass of sulfur in one mole = $2 \times 32.06 = 64.12$ g. * Percent composition of S = $(64.12 / 92.14) \times 100\% \approx 69.60\%$. * **Atomic Weight Calculation:** * The atomic weight of magnesium is calculated using the abundance of its isotopes. * The relative atomic mass of copper can be determined from its mass spectrum. * **Number of particles:** * The number of atoms in 2 moles of CO₂ is $2 \times \text{Avogadro's number} = 2 \times 6.022 \times 10^{23} = 1.2044 \times 10^{24}$ molecules. * The number of moles in 88 g of CO₂ (molar mass ≈ 44 g/mol) is $88 \text{ g} / 44 \text{ g/mol} = 2$ mol. * **Number of protons, neutrons, and electrons:** * In an oxygen atom, the number of nucleons is 16. Since oxygen has atomic number 8 (8 protons), its mass number is $8 + (\text{number of neutrons})$. If the number of nucleons (mass number) is 16, then the number of neutrons is $16 - 8 = 8$. The atomic mass is generally taken as the mass number for isotopes in introductory contexts. * The number of protons and neutrons in $^{14}_6$C are 6 and $14-6=8$, respectively. * The number of protons, electrons, and neutrons in $^{35}_{17}$Cl⁻ are: Protons = 17, Electrons = $17+1 = 18$, Neutrons = $35-17 = 18$. * The number of electrons contained in $^{54}_{24}$Cr is 24, as it is a neutral atom. ### 1.5 Advanced concepts (briefly touched upon in the document) * **Atomic orbital is spherical in shape:** This refers to an s orbital. * **Quantum number that distinguishes s orbitals from p orbitals:** This is the angular momentum quantum number ($l$). For s orbitals, $l=0$, and for p orbitals, $l=1$. * **The spin quantum number of the last electron in oxygen:** Oxygen's configuration is $1s^2 2s^2 2p^4$. The last electron is in a 2p orbital. The electrons in the 2p subshell are paired as follows: 2px¹ 2py¹ 2pz¹. If the last electron added is in 2pz, its spin could be $+1/2$ or $-1/2$. * **The 3d orbital belongs to the shell with principal quantum number 4.** * **The energy required to remove one mole of electrons from one mole of gaseous atoms is called ionization energy.** * **The 4d orbital belongs to the shell with principal quantum number 5.** ### 1.6 Summary of key particles and properties * **Positively charged particle:** Proton. * **Neutral atom with K, L, and M shells full:** This would be an atom with 2 electrons in the first shell, 8 in the second, and 8 in the third, totaling 18 electrons. This neutral atom is Argon (Z=18). * **Neutral atom with full K and L shells:** Atomic number is 10 (Neon). * **Particles responsible for the mass of an atom:** Protons and neutrons. * **Particle with a negative charge:** Electron. * **Particle carrying a positive charge:** Proton. * **Subatomic particles in an atom:** Protons, neutrons, and electrons. * **The pathway of an electron:** This is generally referred to as an orbital. * **The fundamental particles of an atom:** Protons, neutrons, and electrons. --- # Chemical bonding and molecular structure This topic explores the nature of chemical bonds, including ionic and covalent bonding, and how these bonds determine the structure and properties of molecules. ### 2.1 Fundamental particles and atomic structure Atoms are the fundamental building blocks of all matter. They are composed of three primary subatomic particles: protons, neutrons, and electrons. * **Protons:** Positively charged particles located in the nucleus. The number of protons defines the atomic number of an element and determines its chemical identity. The symbol for proton number is $Z$. * **Neutrons:** Neutrally charged particles also found in the nucleus. Protons and neutrons are collectively referred to as nucleons and are responsible for the mass of an atom. * **Electrons:** Negatively charged particles that revolve around the nucleus in specific pathways called orbitals. The discovery of the electron is attributed to J.J. Thomson. The mass number ($A$) of an atom is the sum of its protons and neutrons: $$ A = \text{number of protons} + \text{number of neutrons} $$ An ion is an atom that has a different number of electrons than protons, resulting in a net electrical charge. A neutral atom has an equal number of protons and electrons. Elements with the same number of protons but different numbers of neutrons are called isotopes. ### 2.2 Electron configuration and quantum numbers The arrangement of electrons in an atom is known as its electron configuration, which can be described using spdf notation. This arrangement is governed by several principles and quantum numbers: * **Aufbau Principle:** Electrons fill the lowest energy orbitals first. * **Pauli Exclusion Principle:** No two electrons in an atom can have the same set of four quantum numbers. This also implies that a single orbital can hold a maximum of two electrons, and these electrons must have opposite spins. * **Hund's Rule of Maximum Multiplicity:** Electrons fill orbitals of the same energy singly before pairing begins. The quantum numbers describe the properties of atomic orbitals and electrons: * **Principal quantum number ($n$):** Designates the main energy level or shell an electron resides in. * **Angular momentum quantum number ($l$):** Defines the shape of the subshell and orbital. * $l=0$ corresponds to an s orbital, which is spherical in shape. * $l=1$ corresponds to a p orbital, which has a dumbbell shape. * $l=2$ corresponds to a d orbital, with more complex shapes. * $l=3$ corresponds to an f orbital, with even more complex shapes. The number of orbitals in a given energy level ($n$) is $n^2$. The L shell (n=2) can hold up to 8 electrons. The maximum number of electrons that can be accommodated in a sublevel for which $l = 3$ is $2(2l+1) = 2(2 \times 3 + 1) = 14$ electrons. * **Magnetic quantum number ($m_l$):** Determines the orientation of the orbital in space. * **Spin quantum number ($m_s$):** Describes the intrinsic angular momentum of an electron, which can be either spin-up ($+\frac{1}{2}$) or spin-down ($-\frac{1}{2}$). **Example:** The electronic configuration for oxygen (atomic number 8) in spdf notation is $1s^22s^22p^4$. The chemical properties of an element are determined by its valence electrons, which are the outermost electrons. ### 2.3 Chemical bonding Chemical bonding refers to the attractive forces that hold atoms together in compounds. These bonds typically involve the valence electrons. The electronegativity difference between two elements plays a crucial role in determining the type of bond formed. #### 2.3.1 Ionic bonding Ionic bonding occurs when there is a large electronegativity difference between two elements. One atom (typically a metal) loses electrons to form a positive ion (cation), and another atom (typically a non-metal) gains these electrons to form a negative ion (anion). The electrostatic attraction between these oppositely charged ions forms the ionic bond. **Example:** Sodium (Na) loses one electron to form a $\text{Na}^+$ ion, which is isoelectronic with Neon (Ne). Fluorine (F) gains an electron to form an $\text{F}^-$ ion. The compound formed is sodium fluoride (NaF). #### 2.3.2 Covalent bonding Covalent bonding occurs when atoms share electrons to achieve a stable electron configuration, typically a full outer shell. This type of bonding is common between non-metal elements where the electronegativity difference is smaller. * A single covalent bond involves sharing one pair of electrons. * A double covalent bond involves sharing two pairs of electrons. * A triple covalent bond involves sharing three pairs of electrons. **Example:** In hydrogen fluoride (HF), hydrogen shares one electron with fluorine, and fluorine shares one electron with hydrogen. In carbon dioxide ($\text{CO}_2$), carbon forms double bonds with each oxygen atom, sharing two pairs of electrons with each. ### 2.4 Molecular structure and empirical formulas The way atoms are arranged in a molecule, determined by the types and number of chemical bonds, is its molecular structure. * **Empirical Formula:** The simplest whole-number ratio of atoms of each element in a compound. **Example:** Analysis of a covalent compound showed it contained 14.4% hydrogen and 85.6% carbon by mass. To find the empirical formula, assume 100 g of the compound: 14.4 g H and 85.6 g C. Convert to moles: $14.4 \text{ g H} / 1.01 \text{ g/mol H} \approx 14.3 \text{ mol H}$ and $85.6 \text{ g C} / 12.01 \text{ g/mol C} \approx 7.13 \text{ mol C}$. The ratio of C to H is approximately 1:2. The empirical formula is $\text{CH}_2$. * **Molecular Formula:** The actual number of atoms of each element in a molecule. It is a multiple of the empirical formula. **Example:** If the empirical formula is $\text{CH}_2\text{O}$ and the molar mass is 180 g/mol, the molecular formula is calculated by finding the ratio of the molar mass to the empirical formula mass ($12.01 + 2(1.01) + 16.00 = 30.03$ g/mol). The ratio is $180 / 30.03 \approx 6$. Therefore, the molecular formula is $(\text{CH}_2\text{O})_6$, which is $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$. ### 2.5 Other relevant concepts * **Valency:** The combining power of an element, often related to the number of electrons it can gain, lose, or share. The valency of Carbon (C) is typically 4. * **Period Number:** In the periodic table, the period number indicates the principal energy level of the valence electrons. * **Atomic Radius:** The size of an atom. Species with the same number of electrons but different nuclear charges will have different radii; for example, among $\text{P}^{3-}$, $\text{Cl}^-$, Ar, and $\text{K}^+$, the one with the largest radius is $\text{P}^{3-}$ due to having the most electron shells and the least effective nuclear charge. * **First Ionization Energy:** The energy required to remove one mole of electrons from one mole of gaseous atoms. Elements in the same period generally show an increase in first ionization energy across the period. The Period 3 element with the lowest first ionization energy is Sodium (Na). * **Metallic Character:** The tendency of an element to lose electrons. Sodium (Na) is more metallic than Aluminum (Al). * **Electronegativity:** The ability of an atom to attract electrons in a covalent bond. Fluorine is the most electronegative element. * **Inner Electrons:** Electrons in shells closer to the nucleus reduce the pull of the nucleus on outer electrons due to the shielding effect. * **Noble Gases:** Found in Group 18 of the periodic table, these elements have full valence electron shells and are generally unreactive. * **Catalyst:** A substance that increases the rate of a chemical reaction without being consumed. In biological systems, these are called enzymes. * **Exothermic Reaction:** A reaction that releases energy, often in the form of heat, into the surroundings. The sign of $q$ for an exothermic process is negative, as is its enthalpy change ($\Delta H$). * **Endothermic Reaction:** A reaction that absorbs energy from the surroundings. * **Radioactivity:** The spontaneous emission of particles or energy from an unstable atomic nucleus. Products of radioactive decay include alpha particles ($\alpha$), beta particles ($\beta$), and gamma rays ($\gamma$). The rate of radioactive decay is not influenced by external factors like temperature or pressure but depends on the stability of the nucleus. The half-life of a radioactive isotope is the time required for half of the nuclide to decay. * **Nuclear Fission:** The splitting of a heavy nucleus into two or more lighter nuclei. * **Nuclear Fusion:** The merging of two light nuclei to form a heavier nucleus, releasing a large amount of energy. * **Mass Defect:** The difference in mass between a nucleus and its constituent nucleons, which is converted into energy according to Einstein's equation $E=mc^2$. * **Binding Energy:** The energy required to decompose a nucleus into its constituent nucleons. --- # Gas laws and kinetic theory This topic explores the macroscopic behavior of gases as described by empirical gas laws and explains these behaviors through the microscopic model of the kinetic theory of gases. ### 3.1 The kinetic theory of gases The kinetic theory of gases provides a microscopic explanation for the behavior of gases, based on several key assumptions about the nature of gas particles. #### 3.1.1 Assumptions of the kinetic theory The kinetic theory of gases is built upon the following postulates: * **Particles in motion:** Gases are composed of a large number of tiny particles (atoms or molecules) that are in constant, random, and straight-line motion. * **Negligible particle volume:** The volume occupied by the gas particles themselves is negligible compared to the total volume of the container. In essence, gas molecules are considered point masses. * **No intermolecular forces:** There are no attractive or repulsive forces between gas particles. They only interact during collisions. * **Elastic collisions:** Collisions between gas particles and between particles and the walls of the container are perfectly elastic. This means that kinetic energy is conserved during these collisions; no energy is lost or gained. * **Kinetic energy and temperature:** The average kinetic energy of the gas particles is directly proportional to the absolute temperature of the gas. #### 3.1.2 Macroscopic implications of kinetic theory The kinetic theory helps explain observable gas properties: * **Pressure:** Pressure exerted by a gas is due to the collisions of gas molecules with the walls of the container. * **Temperature:** Temperature is a measure of the average kinetic energy of the gas molecules. At a given temperature, all gases have the same average kinetic energy, though molecules of lighter gases move faster than those of heavier gases. * **Volume and shape:** Gases have neither a defined volume nor a defined shape. They expand to fill their container. * **Compressibility:** Gases are highly compressible because the interatomic distances are large, and the molecules rarely interact. ### 3.2 Empirical gas laws Empirical gas laws describe the relationships between macroscopic properties of gases: pressure ($P$), volume ($V$), temperature ($T$), and the amount of gas (in moles, $n$). #### 3.2.1 Boyle's Law Boyle's Law states that at a constant temperature and a fixed amount of gas, the volume of the gas is inversely proportional to its pressure. Mathematically, this can be expressed as: $$ P \propto \frac{1}{V} $$ Or, $$ PV = k_1 $$ where $k_1$ is a constant. For a given amount of gas at constant temperature, if the initial conditions are $P_1$ and $V_1$, and the final conditions are $P_2$ and $V_2$, then: $$ P_1V_1 = P_2V_2 $$ > **Tip:** Imagine a helium balloon. If you take it deep underwater, the increased external pressure will cause it to shrivel as the volume of the helium inside decreases. #### 3.2.2 Charles's Law Charles's Law states that at a constant pressure and a fixed amount of gas, the volume of the gas is directly proportional to its absolute temperature. Mathematically, this can be expressed as: $$ V \propto T $$ Or, $$ \frac{V}{T} = k_2 $$ where $k_2$ is a constant and $T$ is in Kelvin. For a given amount of gas at constant pressure, if the initial conditions are $V_1$ and $T_1$, and the final conditions are $V_2$ and $T_2$, then: $$ \frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2} $$ > **Example:** If you take a balloon to a cold place like the North Pole, it will shrink as the helium cools and decreases in volume. Conversely, on a hot tropical island, the balloon will expand as the helium heats up and increases in volume. #### 3.2.3 Avogadro's Law Avogadro's Law states that at a constant pressure and temperature, the volume of a gas is directly proportional to the number of moles of gas. Mathematically, this can be expressed as: $$ V \propto n $$ Or, $$ \frac{V}{n} = k_3 $$ where $k_3$ is a constant. This law implies that equal volumes of all gases at the same temperature and pressure contain the same number of molecules. ### 3.3 The Ideal Gas Law The Ideal Gas Law combines the relationships described by Boyle's Law, Charles's Law, and Avogadro's Law into a single equation that describes the behavior of an ideal gas. It relates pressure ($P$), volume ($V$), the number of moles ($n$), and absolute temperature ($T$). The Ideal Gas Law is given by: $$ PV = nRT $$ where $R$ is the ideal gas constant. The value of $R$ depends on the units used for $P$, $V$, and $T$. Common values include: * $0.0821 \text{ L} \cdot \text{atm} / (\text{mol} \cdot \text{K})$ * $8.314 \text{ J} / (\text{mol} \cdot \text{K})$ * $62.36 \text{ L} \cdot \text{Torr} / (\text{mol} \cdot \text{K})$ The Ideal Gas Law assumes that gas molecules have no volume and experience no intermolecular forces, which is an approximation that holds best at low pressures and high temperatures. > **Example:** To calculate the moles of nitrogen gas needed to pressurize a 60-liter air bag to 2.37 atm at 25°C, you would use the ideal gas law: > $V = 60 \text{ L}$ > $P = 2.37 \text{ atm}$ > $T = 25^\circ\text{C} = 298.15 \text{ K}$ > $R = 0.0821 \text{ L} \cdot \text{atm} / (\text{mol} \cdot \text{K})$ > > $$ n = \frac{PV}{RT} = \frac{(2.37 \text{ atm})(60 \text{ L})}{(0.0821 \text{ L} \cdot \text{atm} / (\text{mol} \cdot \text{K}))(298.15 \text{ K})} \approx 5.79 \text{ mol} $$ ### 3.4 Diffusion and Effusion Diffusion and effusion are phenomena related to the movement of gas particles. #### 3.4.1 Diffusion Diffusion is the process by which particles of one gas spread out and mix with particles of another gas, driven by the random motion of the particles. #### 3.4.2 Graham's Law of Diffusion and Effusion Graham's Law describes the rates of diffusion and effusion of gases. It states that the rate of diffusion or effusion of a gas is inversely proportional to the square root of its molar mass. Mathematically, for two gases A and B: $$ \frac{\text{Rate of diffusion of A}}{\text{Rate of diffusion of B}} = \sqrt{\frac{\text{Molar mass of B}}{\text{Molar mass of A}}} $$ > **Example:** Hydrogen ($H_2$, molar mass $\approx 2.0 \text{ g/mol}$) diffuses much faster than oxygen ($O_2$, molar mass $\approx 32.0 \text{ g/mol}$). The rate of diffusion of hydrogen to oxygen is approximately: > $$ \sqrt{\frac{32.0 \text{ g/mol}}{2.0 \text{ g/mol}}} = \sqrt{16} = 4 $$ > This means hydrogen diffuses about 4 times faster than oxygen. #### 3.4.3 Effusion Effusion is the process where gas molecules escape from a container through a small opening. Graham's Law also applies to effusion. > **Tip:** If gas A and gas B effuse in the same amount of time, and gas A contains 2 moles while gas B contains 1 mole, and assuming they have the same molar mass, then the rate of effusion for gas A is not necessarily twice that of gas B. The rate of effusion is dependent on molar mass and temperature, not just the number of moles. If the molar masses and temperatures are the same, then the rates would be equal. However, if their molar masses differ, then the comparison must be made using Graham's Law. ### 3.5 Deviations from ideal gas behavior Real gases deviate from ideal gas behavior, particularly at high pressures and low temperatures. These deviations occur because: * **Finite molecular volume:** Real gas molecules do occupy a finite volume, which becomes significant when the molecules are close together (high pressure). * **Intermolecular forces:** Real gas molecules do experience attractive and repulsive forces, which become more important at low temperatures when the molecules move slower and are closer. The Van der Waals equation is a modification of the ideal gas law that accounts for these deviations: $$ \left(P + \frac{an^2}{V^2}\right)(V - nb) = nRT $$ where $a$ and $b$ are constants specific to each gas that correct for intermolecular attractions and molecular volume, respectively. --- # Thermodynamics and energy transformations This section explores the fundamental principles of thermodynamics, focusing on energy interconversion, heat, work, enthalpy, and the classification of thermodynamic systems. ### 4.1 Introduction to thermodynamics Thermodynamics is the branch of physics that deals with the interconversion of various kinds of energy, studying processes in which energy is transferred as heat and as work, along with the changes in physical properties involved. ### 4.2 Laws of thermodynamics The first law of thermodynamics states that energy can neither be created nor destroyed but can only be transformed from one form to another. ### 4.3 Energy transfer: heat and work * **Heat** is a transfer of energy due to a difference in temperature. At a molecular level, heat is a transfer of energy that achieves chaotic or random motion in the surroundings. * **Work** is a transfer of energy that is not due to a temperature difference. Specifically, work arises when an object moves a distance $\Delta x$ against an opposing force $f$, described by the formula $w = f \Delta x$. ### 4.4 Work done by expanding gases The work done when a system expands through a given volume is determined by the opposing pressure. The greater the opposing pressure, the greater the work the system does. * **Free expansion**: Expansion against zero external pressure, where there is no external pressure, results in zero work done. * **Electrical work**: Electrical work is done when a body having a charge $q$ moves through a potential difference $\Delta V$. Work can be completely converted into heat by electrical resistance. ### 4.5 Exothermic and endothermic processes * A **process** where energy is released in the form of heat by the system into the surroundings is an **exothermic process**. The sign of $q$ for an exothermic process is negative, as is its enthalpy change. * An **endothermic process** involves energy absorbed by the system from the surroundings. ### 4.6 Thermodynamic systems and boundaries * A **system** is a part of the universe where we have a special interest. * A **boundary** is a real or imaginary surface that separates the system from its surroundings. ### 4.7 Types of thermodynamic systems * **Open systems** allow the free exchange of energy and matter through the boundary between the system and its surroundings. A cell can be thermodynamically regarded as an open system. * **Closed systems** allow the exchange of energy but not matter. * **Isolated systems** do not allow the exchange of either energy or matter. A thermos flask is an example of an isolated system, designed to keep its contents interacting minimally with the surroundings. ### 4.8 Enthalpy The enthalpy of a thermodynamic system is given by the equation $H = U + PV$, where $U$ is the internal energy, $P$ is the pressure, and $V$ is the volume. ### 4.9 Internal energy Internal energy, denoted by $U$, is the sum of the kinetic and potential energies of the particles that form the system. ### 4.10 Physical properties: intensive and extensive Physical properties of materials and systems can be categorized as either intensive or extensive. * An **intensive property** is a bulk property, meaning it is a local physical property of a system that does not depend on the system size or the amount of material. Examples include friction, temperature ($T$), refractive index ($n$), and density ($\rho$). Density is considered an intensive property because it remains constant regardless of the amount of substance. * An **extensive property** is a quantity that depends on the system size or the amount of material. Examples include heat capacity and mass. ### 4.11 Heat capacity Heat capacity is defined as the heat required to raise the temperature of a system or a unit mass of substance by one degree rise. ### 4.12 State functions and path functions * A **state function** is a quantity that describes the state of a system and is independent of the path by which the system arrived at that state. Examples include internal energy and enthalpy. * A **path function** is a quantity that depends on the history of a system and is dependent on the route by which the system arrives at its present location or state. Examples include heat ($q$) and work ($w$). ### 4.13 Isochoric processes An isochoric process is a thermodynamic process during which the volume of the closed system undergoing such a process remains constant. --- # Radioactivity and nuclear processes This topic explores the phenomena of radioactivity, including the different types of radioactive decay, the concept of half-life, and the processes of nuclear fusion and fission, along with their practical applications. ### 5.1 Radioactivity Radioactivity is the spontaneous emission of radiation from unstable atomic nuclei. The stability of a nucleus is dependent on the balance of forces within it. #### 5.1.1 Types of radioactive decay Radioactive decay involves the emission of particles or energy from the nucleus to achieve a more stable configuration. The rate of reaction during radioactivity is not influenced by external factors. ##### 5.1.1.1 Alpha ($\alpha$) decay Alpha decay involves the emission of an alpha particle, which is a helium nucleus ($_{2}^{4}\text{He}$). This results in a decrease in both the atomic number and the mass number of the parent nucleus. In radioactivity, the emission of an $\alpha$-particle is represented by the following general equation: $$_{Z}^{A}\text{X} \rightarrow _{Z-2}^{A-4}\text{Y} + _{2}^{4}\alpha$$ ##### 5.1.1.2 Beta ($\beta$) decay Beta decay involves the emission of a beta particle. There are two main types: * **Beta-minus ($\beta^-$) decay:** This involves the conversion of a neutron into a proton and an electron, with the electron (beta particle) being emitted. The atomic number increases by one, while the mass number remains the same. $$_{Z}^{A}\text{X} \rightarrow _{Z+1}^{A}\text{Y} + e^{-} + \bar{\nu}_e$$ * **Beta-plus ($\beta^+$) decay:** This involves the conversion of a proton into a neutron and a positron (the antiparticle of an electron), with the positron being emitted. The atomic number decreases by one, while the mass number remains the same. The other name for a $\beta^+$ particle is a positron. $$_{Z}^{A}\text{X} \rightarrow _{Z-1}^{A}\text{Y} + e^{+} + \nu_e$$ ##### 5.1.1.3 Gamma ($\gamma$) emission Gamma emission often accompanies alpha or beta decay. It involves the release of high-energy photons from an excited nucleus as it transitions to a lower energy state. Gamma rays are electromagnetic radiation and do not change the atomic or mass number of the nucleus. ##### 5.1.1.4 Other decay processes * **Electron capture:** A nucleus captures an inner-shell electron, which then combines with a proton to form a neutron. This results in a decrease in atomic number by one, while the mass number remains unchanged. $$_{Z}^{A}\text{X} + e^{-} \rightarrow _{Z-1}^{A}\text{Y} + \nu_e$$ * **Spontaneous fission:** A heavy nucleus splits into two or more lighter nuclei, along with the release of neutrons and energy. ##### 5.1.1.5 Alpha, Beta, and Gamma emissions During radioactive decay, particles like alpha, beta, and gamma rays are produced. Radioactivity is defined as the process by which unstable atomic nuclei lose energy by emitting radiation. ### 5.2 Half-life Half-life ($t_{1/2}$) is the time required for half of the radioactive nuclei in a sample to decay. This is a fundamental concept in understanding the rate of radioactive decay. The half-life refers to the time required for the mass of nuclides to reduce to half its initial value. The rate constant ($k$) for radioactive decay is related to the half-life by the equation: $$t_{1/2} = \frac{\ln(2)}{k}$$ > **Tip:** Half-life is a constant for a given isotope and is independent of the initial amount of the substance. **Example:** Carbon-14 dating is a method used for dating ancient artefacts made from wood or cloth. It relies on the predictable decay rate of carbon-14. ### 5.3 Nuclear processes Nuclear processes involve transformations within the nucleus of an atom, releasing significant amounts of energy. #### 5.3.1 Nuclear fission Nuclear fission involves the splitting of a heavy nucleus into two nuclei with smaller mass numbers. This process is typically initiated by the absorption of a neutron. The neutron bombardment of Uranium-235 often results in the release of energy and additional neutrons, which can sustain a chain reaction. #### 5.3.2 Nuclear fusion Nuclear fusion is the process where atomic nuclei with low atomic numbers fuse to form a heavier nucleus. This process releases a tremendous amount of energy and is the primary energy source for stars. In the Earth’s natural environment, the sun produces energy via nuclear fusion processes. #### 5.3.3 Mass defect and binding energy * **Mass defect ($\Delta m$)**: This refers to the change in mass that occurs when a nucleus is formed from its constituent nucleons (protons and neutrons). The mass of a nucleus is typically less than the sum of the masses of its individual components. * **Binding energy**: This is the energy required to decompose a nucleus into its constituent nucleons. It is also the energy released when a nucleus is formed from its nucleons. The relationship between the mass defect and energy released is given by Einstein's famous equation: $$E = \Delta m c^2$$ where $E$ is the energy released and $c$ is the speed of light. ### 5.4 Applications of radioactivity Radioactivity has numerous applications in various fields: * **Medical imaging and treatment:** Radioactive isotopes are used in diagnostic imaging techniques and in cancer therapy. * **Dating:** Radiometric dating techniques, such as carbon-14 dating, are used to determine the age of archaeological artifacts and geological formations. * **Industrial applications:** Radioactivity is used in gauging thickness, detecting leaks, and sterilizing materials. * **Nuclear power:** Nuclear fission is the basis for generating electricity in nuclear power plants. --- ## Common mistakes to avoid - Review all topics thoroughly before exams - Pay attention to formulas and key definitions - Practice with examples provided in each section - Don't memorize without understanding the underlying concepts

| Term | Definition | |------|------------| | Atomic orbital | A region of space around the nucleus of an atom where there is a high probability of finding an electron. | | Mass number | The total number of protons and neutrons in an atom's nucleus. | | Atomic number | The number of protons in the nucleus of an atom, which determines the element. | | Electron configuration | The arrangement of electrons in the orbitals of an atom. | | Isotopes | Atoms of the same element that have the same number of protons but different numbers of neutrons. | | Neutrons | Subatomic particles with no electrical charge, found in the nucleus of an atom. | | Protons | Positively charged subatomic particles found in the nucleus of an atom. | | Electrons | Negatively charged subatomic particles that orbit the nucleus of an atom. | | Sublevel | A subdivision of an electron shell, characterized by a specific value of the azimuthal quantum number. | | Energy level | A region around the nucleus where electrons can be found, each with a specific amount of energy. | | Mass spectrometry | A technique used to measure the mass-to-charge ratio of ions, often used to determine the isotopic composition of an element. | | Atomic mass unit (amu) | A unit of mass used to express the mass of atoms and molecules, defined as 1/12th the mass of a carbon-12 atom. | | Relative atomic mass | The ratio of the average mass of atoms of an element to 1/12th the mass of a carbon-12 atom. | | Molecular mass | The sum of the atomic masses of all atoms in a molecule. | | Empirical formula | The simplest whole-number ratio of atoms of each element present in a compound. | | Molecular formula | A formula that shows the number of atoms of each element in a molecule. | | Ionic bonding | A chemical bond formed by the electrostatic attraction between oppositely charged ions. | | Covalent bonding | A chemical bond formed by the sharing of electrons between atoms. | | Electronegativity | A measure of the tendency of an atom to attract electrons towards itself in a chemical bond. | | Lewis dot structure | A representation of a molecule or ion that shows valence electrons as dots around the chemical symbols of the atoms. | | Aufbau principle | A rule stating that electrons fill atomic orbitals in order of increasing energy. | | Pauli exclusion principle | A principle stating that no two electrons in an atom can have the same set of four quantum numbers. | | Hund's rule | A rule stating that electrons occupy orbitals within a sublevel singly before pairing up. | | Quantum numbers | A set of numbers that describe the properties of an electron in an atom, including its energy level, shape of orbital, orientation of orbital, and spin. | | Principal quantum number ($n$) | Denotes the main energy level or shell of an electron. | | Azimuthal quantum number ($l$) | Denotes the shape of an atomic orbital and the subshell it belongs to. | | Magnetic quantum number ($m_l$) | Denotes the orientation of an atomic orbital in space. | | Spin quantum number ($m_s$) | Denotes the intrinsic angular momentum of an electron, often referred to as its spin. | | Radioactivity | The spontaneous emission of radiation from the nucleus of an unstable atom. | | Alpha particle ($\alpha$) | A helium nucleus consisting of two protons and two neutrons, emitted during alpha decay. | | Beta particle ($\beta$) | An electron or positron emitted during beta decay. | | Half-life | The time required for half of the radioactive atoms in a sample to decay. | | Nuclear fusion | A nuclear reaction in which two or more atomic nuclei collide at very high speed and join to form a new type of atomic nucleus. | | Nuclear fission | A nuclear reaction in which a heavy nucleus splits into two or more lighter nuclei, releasing a large amount of energy. | | Thermodynamics | The branch of physics that deals with heat, work, temperature, and energy, and their interconversions. | | Exothermic process | A process that releases heat into its surroundings. | | Endothermic process | A process that absorbs heat from its surroundings. | | Enthalpy ($H$) | A thermodynamic quantity representing the total heat content of a system. | | Internal energy ($U$) | The sum of the kinetic and potential energies of the particles that form a system. | | Work ($w$) | The transfer of energy that is not due to a temperature difference. | | Heat ($q$) | The transfer of energy due to a difference in temperature. | | Ideal gas law | An equation of state that describes the behavior of a hypothetical ideal gas: $PV = nRT$. | | Pressure ($P$) | The force exerted per unit area. | | Volume ($V$) | The amount of space occupied by a substance. | | Amount of substance ($n$) | The quantity of a substance, measured in moles. | | Gas constant ($R$) | A physical constant that appears in the ideal gas law and other equations of state. | | Diffusion | The process by which particles spread out from an area of high concentration to an area of low concentration. | | Effusion | The process by which gas molecules escape from a container through a small opening. | | Electrochemistry | The branch of chemistry that deals with the relationship between electrical and chemical phenomena. | | Electrolysis | The decomposition of a substance by an electric current. | | Faraday's laws of electrolysis | Laws that relate the amount of substance produced or consumed at an electrode to the quantity of electricity passed. | | Catalyst | A substance that increases the rate of a chemical reaction without itself being consumed. | | Ionic compound | A compound formed by the electrostatic attraction between oppositely charged ions. | | Metallic bonding | A type of chemical bonding that arises from the electrostatic attractive force between conduction electrons and positively charged metal ions. |

# Intermoleculaire aantrekkingskrachten: soorten en sterkte Dit hoofdstuk behandelt de verschillende soorten intermoleculaire krachten (IMK), hun relatieve sterkte, en hoe deze krachten van invloed zijn op de fysische eigenschappen van stoffen. ### 3.1 Moleculen kunnen elkaar aantrekken Chemische bindingen houden atomen binnen een molecule bijeen en zijn relatief sterk. Intermoleculaire krachten (IMK), ook wel zwakke krachten genoemd, zijn aantrekkingskrachten die optreden *tussen* stabiele, neutrale moleculen. Johannes Diderik van der Waals postuleerde in 1873 het bestaan van deze zwakke krachten, die daarom ook wel van der Waalskrachten worden genoemd. IMK ontstaan door elektrostatische aantrekking tussen een positief geladen deel van de ene molecule en een negatief geladen deel van een andere molecule. De sterkte van deze IMK bepaalt de aggregatietoestand van een stof (gas, vloeistof, vast) en is relevant voor processen zoals smelten en verdampen. IMK zijn aanzienlijk zwakker dan covalente bindingen [1](#page=1) [2](#page=2) [3](#page=3). ### 3.2 Verschillende types intermoleculaire aantrekkingskrachten Er worden drie hoofdtypen IMK onderscheiden tussen neutrale moleculen [3](#page=3): #### 3.2.1 Dipool-dipoolkrachten: IMK tussen polaire moleculen Polaire moleculen hebben een netto dipoolmoment ($\mu_{\text{netto}} > 0$). Dit betekent dat ze een permanent partieel positieve lading ($\delta^+$) aan de ene kant en een partieel negatieve lading ($\delta^-$) aan de andere kant hebben. De dipool-dipoolkracht ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen de partieel negatieve zijde van de ene polaire molecule en de partieel positieve zijde van een naburige polaire molecule [4](#page=4). * **Sterkte:** Dipool-dipoolkrachten zijn ongeveer 100 maal zwakker dan covalente bindingen [5](#page=5). * **Afstandsafhankelijkheid:** De aantrekkingsenergie ($E$) is omgekeerd evenredig met de derde macht van de afstand ($r$) tussen de moleculen: $E \approx -\frac{\mu_1 \mu_2}{r^3}$. Dit impliceert een korte reikwijdte, waarbij de kracht snel afneemt met toenemende afstand [5](#page=5). * **Invloed polariteit:** Hoe groter het netto dipoolmoment ($\mu$) van de moleculen, hoe sterker de dipool-dipoolkracht [5](#page=5). * **Temperatuurinvloed:** Bij hogere temperaturen neemt de kinetische energie van moleculen toe, wat de interactie tussen dipolen bemoeilijkt en de effectiviteit van dipool-dipoolkrachten vermindert [5](#page=5). > **Tip:** Dipool-dipoolkrachten worden ook wel Keesomkrachten genoemd, naar de fysicus W.H. Keesom [5](#page=5). #### 3.2.2 Geïnduceerde dipool-dipoolkrachten: IMK tussen apolaire moleculen Apolaire moleculen hebben een gemiddeld symmetrische ladingsverdeling en een netto dipoolmoment van nul ($\mu_{\text{netto}} = 0$). Echter, de elektronen in deze moleculen zijn constant in beweging (dispersie), wat op elk willekeurig moment kan leiden tot een tijdelijke, fluctuërende dipool. Deze tijdelijke dipool in de ene molecule kan in een naburige molecule een dipoolmoment induceren (geïnduceerde dipool), doordat de positieve zijde van de tijdelijke dipool de elektronen van de naburige molecule aantrekt. Deze geïnduceerde dipolen fluctueren synchroon, wat leidt tot een elektrostatische aantrekking tussen apolaire moleculen [6](#page=6). * **Benamingen:** Deze krachten worden ook wel dispersiekrachten of Londonkrachten genoemd. De term 'van der Waals interactie' is een verzamelnaam voor alle IMK [7](#page=7). * **Sterkte:** Geïnduceerde dipool-dipoolkrachten zijn zwak vergeleken met covalente bindingen [7](#page=7). * **Afstandsafhankelijkheid:** De aantrekkingsenergie is omgekeerd evenredig met de zesde macht van de afstand ($r$) tussen de moleculen: $E \approx -\frac{1}{r^6}$. Verdubbeling van de afstand resulteert in 64 maal minder aantrekking [7](#page=7). * **Polariseerbaarheid ($\alpha$):** Dit is een maat voor hoe gemakkelijk de ladingsverdeling in een molecule kan worden verstoord en een tijdelijke dipool kan induceren. Moleculen met een hogere polariseerbaarheid vertonen sterkere geïnduceerde dipool-dipoolkrachten: $E \sim -\alpha_1 \alpha_2$ [8](#page=8). * **Factoren die polariseerbaarheid bepalen:** * **Molecuulgrootte:** Grotere moleculen hebben meer elektronen en een grotere ladingsseparatie, wat resulteert in een grotere induceerbare dipool en dus hogere polariseerbaarheid [8](#page=8). * **Aantal elektronen:** Meer elektronen vergroten de kans op asymmetrische elektronenverdeling en een groter dipoolmoment [8](#page=8). * **Molecuuloppervlak:** Een groter molecuuloppervlak vergroot de kans op inductie met een grotere dipool [9](#page=9). * **Molecuulvorm:** Lineaire en planaire moleculen kunnen dichter naderen en meer contactoppervlak hebben dan vertakte of sferische moleculen, wat leidt tot efficiëntere inductie en sterkere aantrekking [9](#page=9). * **Aanwezigheid:** Dispersiekrachten zijn aanwezig tussen alle moleculen, inclusief polaire moleculen, maar zijn de *enige* IMK tussen apolaire moleculen [9](#page=9). > **Vooruitblik:** Het verschil in polariseerbaarheid en molecuulvorm kan leiden tot aanzienlijke verschillen in kookpunten en aggregatietoestanden, zelfs voor moleculen met dezelfde molecuulmassa [8](#page=8) [9](#page=9). #### 3.2.3 Waterstofbrugvorming Waterstofbrugvorming is de sterkst mogelijke IMK tussen polaire moleculen en is essentieel voor het leven. Het is een sterkere variant van de dipool-dipoolinteractie, specifiek tussen sterk polaire moleculen [10](#page=10). * **Voorwaarden:** * **Donor molecule:** Bevat een H-atoom dat covalent gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (N, O, of F). Dit creëert een sterk gepolariseerde D-H binding met een partieel positief H-atoom met een hoge ladingsdichtheid [11](#page=11). * **Acceptor molecule:** Bevat een sterk elektronegatief atoom (N, O, of F) met minstens één vrij elektronenpaar. Elementen uit de tweede periode (N, O, F) zijn hierbij effectiever vanwege hun kleine diameter en geconcentreerde negatieve lading [11](#page=11). * **Proces:** Er ontstaat een sterke elektrostatische aantrekking tussen de partieel positieve H van de donor molecule en de partieel negatieve zijde (het vrije elektronenpaar) van het acceptoratoom in de acceptor molecule [11](#page=11). * **Sterkte:** Waterstofbruggen zijn ongeveer 40 maal zwakker dan een covalente binding, maar wel de sterkste IMK [12](#page=12). * **Voorbeelden:** * Watermoleculen kunnen zowel als donor (via de H-atomen) als acceptor (via de vrije elektronenparen op O) optreden, waardoor elke watermolecule maximaal vier waterstofbruggen kan vormen. Dit verklaart de hexagonale structuur van ijs en het feit dat ijs drijft op water, aangezien de geordende structuur van ijs minder dicht is dan vloeibaar water [12](#page=12). * Waterstofbrugvorming kan optreden tussen identieke moleculen (bv. water-water) of tussen verschillende moleculen (bv. water-ammoniak) [12](#page=12). #### 3.2.4 Elektrostatische aantrekking tussen ionen en (a)polaire moleculen Naast IMK tussen neutrale moleculen, treden er ook elektrostatische aantrekkingen op tussen ionen en moleculen [13](#page=13). * **Ion-dipoolinteractie:** Treedt op tussen een ion (positief of negatief geladen) en een polaire molecule. De polaire molecule oriënteert zich met de tegengestelde lading naar het ion, wat essentieel is voor het oplossen van zouten in polaire oplosmiddelen (hydratatie). De aantrekkingsenergie is $E \sim -\frac{q\mu}{r^2}$. Hoewel sterker dan dipool-dipoolkrachten, blijft dit een zwakke IMK [13](#page=13). * **Ion-geïnduceerde dipoolinteractie:** Treedt op tussen een ion en een apolaire molecule. Het ion induceert een tijdelijke dipool in de apolaire molecule. De aantrekkingsenergie is $E \sim -\frac{q\alpha}{r^4}$ [13](#page=13). * **Dipool-geïnduceerde dipoolkracht (Debye-kracht):** Treedt op tussen een polaire molecule en een apolaire molecule. De polaire molecule induceert een tijdelijke dipool in de apolaire molecule, leidend tot aantrekking. De aantrekkingsenergie is $E \sim -\frac{\mu\alpha}{r^6}$ [13](#page=13). ### 3.2.5 Relatieve sterkte van de verschillende types zwakke krachten De krachten kunnen globaal worden ingedeeld in sterke (metaalbinding, ionbinding, covalente binding) en zwakke krachten (IMK en interacties tussen ionen en moleculen). Bij het overwinnen van zwakke krachten behouden de deeltjes hun identiteit. Smelt- en kookpunten zijn indicaties van de relatieve sterkte van de zwakke krachten [14](#page=14). De algemene volgorde van sterkte van de zwakke krachten is: 1. **Waterstofbruggen** (sterkste IMK tussen neutrale moleculen) [10](#page=10) [12](#page=12). 2. **Dipool-dipoolkrachten** (tussen polaire moleculen) [5](#page=5). 3. **Geïnduceerde dipool-dipoolkrachten (Londonkrachten)** (tussen apolaire moleculen) [7](#page=7). Echter, de sterkte van Londonkrachten kan, door factoren als molecuulgrootte en vorm (hoge polariseerbaarheid), soms sterker zijn dan die van dipool-dipoolkrachten tussen kleinere polaire moleculen [15](#page=15). De relatieve sterkte wordt ook beïnvloed door: * **Afstand ($r$):** Krachten met een $1/r^6$ afhankelijkheid (Londonkrachten, dipool-geïnduceerde dipoolkrachten) zijn "short-ranged" [13](#page=13) [5](#page=5) [7](#page=7). * **Lading en dipoolmomenten:** Grotere ladingen ($q$) en dipoolmomenten ($\mu$) leiden tot sterkere interacties [13](#page=13) [5](#page=5). * **Polariseerbaarheid ($\alpha$):** Hogere polariseerbaarheid van moleculen versterkt geïnduceerde dipoolkrachten [13](#page=13) [8](#page=8). **Beslissingsschema voor het type IMK:** * **Tussen apolaire moleculen:** Alleen Londonkrachten [7](#page=7). * **Tussen polaire moleculen:** Dipool-dipoolkrachten en Londonkrachten [3](#page=3) [5](#page=5). * **Tussen moleculen die H-bruggen kunnen vormen:** Waterstofbruggen, dipool-dipoolkrachten en Londonkrachten [10](#page=10). * **Tussen ionen en moleculen:** Afhankelijk van of de molecule polair of apolair is, respectievelijk ion-dipool- of ion-geïnduceerde dipoolkrachten [13](#page=13). > **Let op:** Voor alle moleculen zijn dispersie- of Londonkrachten altijd aanwezig in combinatie met andere IMK [15](#page=15). --- # Aggregatietoestanden en de kinetisch moleculaire theorie Hier is een gedetailleerde samenvatting van "Aggregatietoestanden en de kinetisch moleculaire theorie", opgesteld volgens jouw instructies. ## 2. Aggregatietoestanden en de kinetisch moleculaire theorie Dit deel verklaart de drie aggregatietoestanden (gas, vloeistof, vaste stof) aan de hand van de kinetisch moleculaire theorie, waarbij de balans tussen kinetische energie van moleculen en intermoleculaire krachten centraal staat [1](#page=1) [20](#page=20). ### 2.1 Inleiding tot intermoleculaire krachten en aggregatietoestanden Chemische bindingen houden atomen binnen een molecuul bij elkaar. Intermoleculaire krachten (IMK) zijn echter aantrekkingskrachten *tussen* stabiele moleculen. Deze zwakke, niet-covalente, elektrostatische krachten ontstaan door de aantrekking tussen positief en negatief geladen delen van naburige moleculen. De sterkte van deze IMK is bepalend voor de aggregatietoestand van materie bij een gegeven temperatuur en druk. Processen zoals smelten en verdampen zijn direct gerelateerd aan de overwonnen IMK [1](#page=1) [2](#page=2). > **Tip:** Onthoud het cruciale onderscheid: intramoleculaire krachten (chemische bindingen) houden atomen binnen een molecuul, terwijl intermoleculaire krachten moleculen aan elkaar binden. Het verbreken van intramoleculaire krachten vernietigt de molecuul, het verbreken van IMK verandert de aggregatietoestand [1](#page=1). ### 2.2 Verschillende types intermoleculaire aantrekkingskrachten Er worden drie hoofdtypen IMK onderscheiden, die afhankelijk zijn van het polaire karakter van de moleculen [3](#page=3): * **Londonkrachten:** Dit zijn de enige IMK die optreden tussen apolaire moleculen. Ze ontstaan door tijdelijke, geïnduceerde dipolen in moleculen [3](#page=3). * **Dipool-dipoolkrachten:** Deze treden op tussen polaire moleculen, waar permanente positieve en negatieve ladingen elkaar aantrekken. Polaire moleculen maken ook gebruik van Londonkrachten [3](#page=3). * **Waterstofbruggen:** Dit zijn een specifieke, sterkere vorm van dipool-dipoolkrachten die optreden tussen uitzonderlijk polaire moleculen, zoals water [3](#page=3). De sterkte van IMK varieert en is cruciaal voor het voorspellen van fysische eigenschappen zoals aggregatietoestand, kookpunt en oplosbaarheid [3](#page=3). ### 2.3 De kinetisch moleculaire theorie (KMT) De kinetisch moleculaire theorie (KMT) is een model dat de aggregatietoestanden verklaart op basis van het gedrag van individuele deeltjes (atomen of moleculen) [21](#page=21). #### 2.3.1 Kernconcepten van de KMT De theorie rust op vier fundamentele concepten, die gelden voor alle aggregatietoestanden [21](#page=21): 1. **Deeltjesstructuur:** Alle materie bestaat uit kleine deeltjes (atomen, moleculen) [21](#page=21). 2. **Constante beweging:** Deze deeltjes zijn constant en willekeurig in beweging [21](#page=21). 3. **Kinetische energie en temperatuur:** Bewegende deeltjes bezitten kinetische energie (KE). De gemiddelde KE van een populatie deeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur (in Kelvin). Bij 0 K is de gemiddelde KE nul [21](#page=21). $$KE_{gem} \sim T$$ 4. **Intermoleculaire krachten:** Deeltjes oefenen zwakke elektrostatische aantrekkingskrachten (IMK) op elkaar uit. De mate waarin dit gebeurt, verschilt per aggregatietoestand [21](#page=21). #### 2.3.2 Energieverdeling binnen een deeltjespopulatie Binnen een collectie deeltjes bij een bepaalde temperatuur is er geen uniforme snelheid of energie. In plaats daarvan bestaat er een spreiding van kinetische energieën, bekend als de **Maxwell-Boltzmann-distributie**. Dit betekent dat er deeltjes zijn die langzaam bewegen met lage KE, en deeltjes die zeer snel bewegen met hoge KE [22](#page=22) [23](#page=23). > **Tip:** Hogere temperaturen verschuiven de Maxwell-Boltzmann-verdeling naar hogere snelheden en kinetische energieën, wat leidt tot een algemene toename van de beweging van deeltjes [23](#page=23). #### 2.3.3 Aggregatietoestanden volgens de KMT De aggregatietoestand wordt bepaald door de **balans** tussen twee factoren: 1. **Kinetische energie van de deeltjes (KE):** Bepaald door de temperatuur [23](#page=23). 2. **Onderlinge aantrekking tussen deeltjes (IMK):** Bepaald door het polaire karakter en de polariseerbaarheid van de deeltjes [23](#page=23). Deze twee factoren werken tegengesteld: hoge KE bevordert het uiteengaan van deeltjes (gas), terwijl sterke IMK deeltjes dichter bij elkaar houdt (vast) [23](#page=23) [24](#page=24). * **Gas:** De kinetische energie domineert over de IMK. De deeltjes hebben voldoende energie om de aantrekkingskrachten te overwinnen, wat expansie mogelijk maakt. Gassen bij kamertemperatuur suggereren zwakke IMK, wat wijst op weinig polaire of polariseerbare moleculen [24](#page=24). * **Vloeistof:** IMK en KE zijn in balans. De aantrekkingskrachten houden de moleculen dicht bij elkaar, maar zijn niet sterk genoeg om ze in een vaste positie te houden. Moleculen kunnen langs elkaar 'glijden'. Dit verklaart het vaste volume, de vormloosheid en de lage samendrukbaarheid van vloeistoffen [20](#page=20) [24](#page=24). * **Vaste stof:** IMK domineren over de KE. De deeltjes worden in gefixeerde posities gehouden en vertonen enkel vibratiebewegingen rond hun plek. Sterke IMK (en dus vaak sterke polariteit) resulteren in een vaste toestand bij kamertemperatuur [24](#page=24). Veranderingen in temperatuur en druk beïnvloeden deze balans. Verhoogde temperatuur verhoogt de KE, terwijl verhoogde druk de deeltjes dichter bij elkaar brengt en IMK efficiënter maakt [25](#page=25). > **Tip:** Een vaste stof bij kamertemperatuur duidt op intrinsiek sterke IMK. Een gas bij kamertemperatuur duidt op intrinsiek zwakke IMK [24](#page=24). ### 2.4 Aggregatietoestanden in detail #### 2.4.1 Gassen Gassen worden gekarakteriseerd door vier meetbare eigenschappen: hoeveelheid materie ($n$, in mol), druk ($P$), volume ($V$) en temperatuur ($T$, in K) [27](#page=27). ##### 2.4.1.1 Kinetisch moleculaire theorie voor gassen (ideaal gas) Voor gassen worden aanvullende aannames gemaakt, vooral voor het hypothetische **ideale gas**: * **Verwaarloosbaar deeltjesvolume:** Het volume van de gasdeeltjes zelf is verwaarloosbaar ten opzichte van het totale volume van de container. Voor een ideaal gas is het deeltjesvolume zelfs nul [26](#page=26) [27](#page=27). * **Willekeurige beweging in rechte lijnen:** Gasdeeltjes bewegen constant en willekeurig, waarbij botsingen met elkaar en de wanden plaatsvinden. Een zuurstofmolecule kan bijvoorbeeld snelheden tot 1600 km/u bereiken en miljarden keren per seconde botsen [26](#page=26) [27](#page=27). * **Verwaarloosbare intermoleculaire krachten:** De IMK tussen gasdeeltjes zijn verwaarloosbaar klein. Voor een ideaal gas worden deze krachten zelfs als niet-bestaand beschouwd, ongeacht de temperatuur [27](#page=27). * **KE en temperatuur:** De gemiddelde KE van gasdeeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur. Er is een Maxwell-Boltzmann-verdeling van KE binnen de populatie [27](#page=27). ##### 2.4.1.2 De universele gaswet De relatie tussen $P$, $V$, $n$ en $T$ voor een ideaal gas wordt beschreven door de universele gaswet: $$PV = nRT$$ Waarbij $R$ de universele gasconstante is [29](#page=29). * **Individuele gaswetten:** Deze zijn afgeleid uit de universele gaswet door twee variabelen constant te houden: * Druk-volume relatie (Boyle): $PV = k$ (bij constante $n, T$) [29](#page=29). * Volume-temperatuur relatie (Charles): $V \sim T$ (bij constante $n, P$) [29](#page=29). * Druk-temperatuur relatie (Gay-Lussac): $P \sim T$ (bij constante $n, V$) [29](#page=29). * Volume-hoeveelheid relatie (Avogadro): $V \sim n$ (bij constante $P, T$). Deze wet stelt dat gelijke volumes van verschillende gassen onder dezelfde druk en temperatuur hetzelfde aantal mol bevatten [29](#page=29). ##### 2.4.1.3 STP-condities en molaire volume Standaardcondities voor temperatuur en druk (STP) zijn gedefinieerd als 1 atm en 273 K (0 °C). Bij STP neemt één mol van elk ideaal gas een volume van 22,4 liter in beslag; dit is het **molaire volume** [30](#page=30). ##### 2.4.1.4 Dalton's wet van partiële drukken Voor gasmengsels geldt de wet van Dalton: de totale druk van een gasmengsel is de som van de partiële drukken die elk gas afzonderlijk zou uitoefenen [31](#page=31). $$P_{totaal} = P_1 + P_2 + P_3 + \dots$$ Dit is vanuit KMT-perspectief logisch omdat ideale gasdeeltjes geen interacties hebben en de totale druk enkel afhangt van het totale aantal deeltjes [31](#page=31). ##### 2.4.1.5 Reële gassen Reële gassen wijken af van ideale gassen bij hoge druk en lage temperatuur. Dit komt doordat [32](#page=32): * Het volume van de gasdeeltjes zelf niet meer verwaarloosbaar is [32](#page=32). * Intermoleculaire aantrekkingskrachten wel optreden [32](#page=32). De **van der Waals-vergelijking** corrigeert voor deze afwijkingen: $$(P + \frac{n^2a}{V^2})(V - nb) = nRT$$ De coëfficiënten $a$ en $b$ zijn specifiek voor elk gas en houden rekening met de sterkte van IMK en het deeltjesvolume respectievelijk [33](#page=33). > **Tip:** Bij atmosferische druk en kamertemperatuur gedragen de meeste reële gassen zich vrijwel ideaal [32](#page=32). #### 2.4.2 Vloeistoffen In een vloeistof zijn de IMK sterk genoeg om de moleculen dicht bij elkaar te houden, maar niet sterk genoeg om ze in vaste posities te fixeren. De moleculen 'rollen' langs elkaar, wat leidt tot vloeibaarheid, een vast volume en lage samendrukbaarheid [34](#page=34). ##### 2.4.2.1 Verdamping en dampdruk * **Verdamping:** Moleculen met voldoende hoge kinetische energie aan het vloeistofoppervlak kunnen de IMK overwinnen en overgaan naar de gasfase. Dit is een **endotherm proces** (vereist warmte) [34](#page=34) [35](#page=35). * **Condensatie:** Het omgekeerde proces, waarbij gasmoleculen terugkeren naar de vloeistoffase. Dit is een **exotherm proces** (geeft warmte vrij) [34](#page=34) [36](#page=36). * **Dampdruk:** De druk die de gasfase uitoefent boven een vloeistof in een gesloten container bij een bepaald temperatuur waar een dynamisch evenwicht heerst tussen verdamping en condensatie [36](#page=36). * De dampdruk is constant bij een gegeven temperatuur door het dynamische evenwicht [36](#page=36). * De dampdruk stijgt met toenemende temperatuur, omdat een groter deel van de moleculen voldoende KE heeft om te verdampen [37](#page=37). * De dampdruk wordt bepaald door het polair karakter van de moleculen. Zwakkere IMK leiden tot hogere dampdruk [38](#page=38). ##### 2.4.2.2 Koken en kookpunt * **Koken:** Het proces waarbij moleculen middenin de vloeistof ook de IMK kunnen overwinnen en in gasfase overgaan, wat leidt tot de vorming van gasbellen. Koken vindt plaats wanneer de dampdruk van de vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk. Dit is efficiënter dan verdampen [40](#page=40). * **Kookpunt:** De temperatuur waarbij de dampdruk van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk. Het **normaal kookpunt** is de temperatuur waarbij de dampdruk gelijk is aan 1 atm [40](#page=40). * Verbindingen met sterkere IMK (en hogere polariteit) hebben hogere kookpunten, omdat meer energie nodig is om de moleculen te laten ontsnappen [41](#page=41). #### 2.4.3 Vaste stoffen In een vaste stof zijn de IMK zo sterk dat ze de deeltjes in gefixeerde posities houden, typisch in een roosterstructuur. De deeltjes vibreren rond hun vaste positie [42](#page=42). * **Smelten:** De overgang van vast naar vloeibaar, een **endotherm proces** waarbij energie nodig is om de IMK te overwinnen en de deeltjes meer kinetische energie te geven voor vibratie [42](#page=42). * **Smeltpunt:** De temperatuur waarbij een dynamisch evenwicht bestaat tussen smelten en bevriezen [42](#page=42). * De sterkte van de niet-covalente aantrekkingskrachten (IMK, ionbinding, metaalbinding) bepaalt het smeltpunt. Moleculaire vaste stoffen, zouten en metalen zijn de drie types vaste stoffen. Sterkere IMK leiden tot hogere smeltpunten [42](#page=42). --- # Gassen en de universele gaswet Dit onderwerp behandelt de eigenschappen van gassen, de kinetisch moleculaire theorie (KMT) toegepast op ideale gassen, de universele gaswet, en de afwijkingen van reële gassen onder verschillende omstandigheden. ### 3.1 Kinetisch moleculaire theorie (KMT) voor gassen - ideaal gas De KMT verklaart de macroscopische eigenschappen van gassen op basis van de bewegings- en energie-eigenschappen van de individuele deeltjes. Voor gassen worden enkele specifieke aannames gedaan, die voor een 'ideaal gas' nog verder worden aangescherpt [26](#page=26). #### 3.1.1 Aangepaste KMT voor gassen * **Volume van deeltjes:** De deeltjes hebben een massa maar hun volume is verwaarloosbaar ten opzichte van het totale volume van de container. Voor een ideaal gas wordt aangenomen dat het deeltjesvolume exact nul is. Dit is gebaseerd op het feit dat gasdeeltjes gemiddeld op grote afstand van elkaar staan, waardoor een gas voornamelijk uit lege ruimte bestaat [26](#page=26). * **Beweging van deeltjes:** Gasdeeltjes zijn constant in willekeurige beweging. Deze beweging verloopt volgens rechte lijnen, omdat de onderlinge afstand groot is. De deeltjes botsen met elkaar en met de wanden van de container. Een zuurstofgasmolecule bij kamertemperatuur beweegt bijvoorbeeld met ongeveer 500 m/s en botst meer dan 7 miljard keer per seconde [26](#page=26) [27](#page=27). * **Intermoleculaire krachten (IMK):** De aantrekkingskrachten tussen gasdeeltjes zijn onbestaande of verwaarloosbaar. Sterk bewegende gasdeeltjes ondervinden geen significante onderlinge aantrekking, ook niet door de containerwanden. Voor een ideaal gas wordt aangenomen dat IMK helemaal niet optreden, ongeacht de temperatuur [27](#page=27). * **Kinetische energie en temperatuur:** De gemiddelde kinetische energie van een populatie gasdeeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur in Kelvin (K). Binnen de populatie is er een verdeling van kinetische energie volgens de Boltzmann-verdeling [27](#page=27). ### 3.2 Vier meetbare eigenschappen definiëren een gas Een gas wordt gekarakteriseerd door vier meetbare eigenschappen: hoeveelheid materie (n), druk (P), volume (V), en temperatuur (T). De aard van de gasdeeltjes is in een ideaal gas onbelangrijk omdat het volume van de deeltjes en IMK genegeerd worden [27](#page=27). #### 3.2.1 Gasdruk (P) Gasdruk wordt gedefinieerd als de kracht uitgeoefend door de gasdeeltjes per eenheid van oppervlakte van het materiaal waarmee het gas in contact staat. Voorbeelden zijn de druk in een fietsband of de druk die een ballon zijn vorm geeft. De atmosferische druk op aarde is gemiddeld 1 atmosfeer (atm) op zeeniveau. Verschillende drukeenheden bestaan, waaronder Pascal (SI-eenheid), atm, mm Hg, PSI en torr [27](#page=27) [28](#page=28). De gasdruk kan vanuit de KMT begrepen worden als het gevolg van de botsingen van bewegende gasdeeltjes met de containerwand. Een hogere temperatuur leidt tot snellere deeltjes, grotere impact bij botsing, en dus hogere gasdruk [28](#page=28). #### 3.2.2 Hoeveelheid materie (n) De hoeveelheid materie (n) wordt algemeen uitgedrukt in de SI-eenheid 'mol'. Eén mol is per conventie gelijk aan het aantal specifieke eenheden (deeltjes) in 12,000 gram koolstof-12. Dit aantal is het getal van Avogadro ($N_A$), dat experimenteel is bepaald als $6,022 \times 10^{23}$ deeltjes [28](#page=28). De relatie tussen het totaal aantal deeltjes (N) en het aantal mol (n) is: $$n = \frac{N}{N_A}$$ [28](#page=28). ### 3.3 De universele gaswet De universele gaswet (ook wel ideale of gecombineerde gaswet genoemd) beschrijft de relatie tussen de vier meetbare eigenschappen van een gas (P, V, n, T). Deze wet is afgeleid uit verschillende experimentele gaswetten die de relatie tussen telkens twee eigenschappen vaststelden, terwijl de andere constant bleven [29](#page=29): * **Boyle's wet (druk-volume relatie):** Bij constante n en T is $P \propto \frac{1}{V}$, dus $PV = k$ of $P_1V_1 = P_2V_2$. Het volume van een vaste hoeveelheid gas bij constante temperatuur is omgekeerd evenredig met de druk [29](#page=29). * **Charles' wet (volume-temperatuur relatie):** Bij constante n en P is $V \propto T$, dus $V = k'T$ of $\frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2}$. Het volume van een vaste hoeveelheid gas bij constante druk is recht evenredig met de temperatuur [29](#page=29). * **Gay-Lussac's wet (druk-temperatuur relatie):** Bij constante n en V is $P \propto T$, dus $P = \frac{k}{T}$ of $\frac{P_1}{T_1} = \frac{P_2}{T_2}$. De druk van een vaste hoeveelheid gas bij constant volume is recht evenredig met de temperatuur [29](#page=29). * **Wet van Avogadro (volume-hoeveelheid relatie):** Bij constante P en T is $V \propto n$, dus $V = k''n$ of $\frac{V_1}{n_1} = \frac{V_2}{n_2}$. Het volume van een gas bij constante druk en temperatuur wordt bepaald door het aantal deeltjes (of mol). Gelijke volumes van verschillende gassen bij dezelfde druk en temperatuur bevatten een gelijk aantal mol en deeltjes [29](#page=29). De combinatie van deze wetten leidt tot de universele gaswet: $$PV = nRT$$ [29](#page=29). Hierin is R de universele gasconstante, die afhankelijk is van de gebruikte eenheden voor druk en volume. Temperatuur T moet uitgedrukt worden in Kelvin [29](#page=29). #### 3.3.1 Toepassingen van de universele gaswet * **Berekenen van één onbekende eigenschap:** De ideale gaswet kan worden gebruikt om één onbekende eigenschap (P, V, n, of T) van een ideaal gas te bepalen wanneer de andere drie bekend zijn [30](#page=30). * Voorbeeld: 2 mol zuurstofgas in 22,4 liter bij 0 °C (273 K) heeft een druk van $P = \frac{nRT}{V} = \frac{(2,00 \text{ mol})(0,08206 \text{ l atm/mol K})(273 \text{ K})}{22,4 \text{ liter}} = 2,00 \text{ atm}$ [30](#page=30). * **Overgang tussen toestanden (n constant):** Wanneer een ideaal gas van de ene toestand ($P_1, V_1, T_1$) naar een andere ($P_2, V_2, T_2$) wordt gebracht met een constante hoeveelheid gas (n), geldt: $$\frac{P_1V_1}{T_1} = \frac{P_2V_2}{T_2}$$ [30](#page=30). Deze formule kan vereenvoudigd worden tot de individuele gaswetten als druk, temperatuur of volume constant blijft [30](#page=30). * **STP-condities en molaire volume:** Standaardcondities van temperatuur en druk (STP) zijn gedefinieerd als P = 1 atm en T = 273 K (0 °C). Bij STP neemt één mol van elk ideaal gas een volume in van 22,4 liter. Dit wordt het molaire volume genoemd en is onafhankelijk van de aard van de gasdeeltjes [30](#page=30). $$\text{Molaire volume} = \frac{nRT}{P} = \frac{(1 \text{ mol})(0,08206 \text{ liter atm K}^{-1} \text{ mol}^{-1})(273 \text{ K})}{1 \text{ atm}} = 22,4 \text{ liter}$$ [30](#page=30). #### 3.3.2 Wet van Dalton (partiële drukken) Voor een ideaal gasmengsel geldt de Wet van Dalton, ook wel de wet van partiële drukken genoemd. De totale druk die een gasmengsel uitoefent in een container met vast volume en bij een bepaalde temperatuur, is de som van de partiële drukken die elk gas afzonderlijk zou uitoefenen onder dezelfde omstandigheden [31](#page=31). $$P_{\text{totaal}} = P_1 + P_2 + P_3 + \dots$$ [31](#page=31). Vanuit KMT-perspectief is dit logisch omdat, bij afwezigheid van IMK en bij gelijke kinetische energie, het niet uitmaakt of botsingen met dezelfde of verschillende moleculen plaatsvinden. De totale druk wordt bepaald door het totale aantal deeltjes in het mengsel. Dit kan ook uit de ideale gaswet worden afgeleid [31](#page=31): $$P_{\text{totaal}} = \frac{n_1RT}{V} + \frac{n_2RT}{V} + \dots = \frac{(n_1 + n_2 + \dots)RT}{V} = \frac{n_{\text{totaal}}RT}{V}$$ [31](#page=31). ### 3.4 Reële gassen Reële gassen gedragen zich in veel situaties (zoals bij atmosferische druk en kamertemperatuur) redelijk ideaal, waardoor de universele gaswet gebruikt kan worden. Echter, onder omstandigheden van hoge druk en/of lage temperatuur wijken reële gassen af van het ideale gedrag. Dit komt doordat twee aannames voor ideale gassen niet langer opgaan voor reële gassen [32](#page=32): 1. **Volume van deeltjes:** In reële gassen hebben de deeltjes wel een volume en nemen ze een deel van de ruimte in beslag. Dit vermindert het voor beweging beschikbare volume, wat merkbaar wordt bij hoge druk [32](#page=32). 2. **Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK):** Bij voldoende hoge dichtheid (hoge druk of lage temperatuur) kunnen moleculen van een reëel gas elkaar wel aantrekken. Deze aantrekking verzwakt de impact van deeltjes op de containerwand, wat leidt tot een lagere druk dan voorspeld door de ideale gaswet [32](#page=32). Deze afwijkingen manifesteren zich in de waarde van PV/RT voor 1 mol van een reëel gas, die groter of kleiner dan 1 kan zijn, afhankelijk van de druk en temperatuur [32](#page=32). #### 3.4.1 Van der Waals vergelijking Om het gedrag van reële gassen onder alle condities te beschrijven, werd de van der Waals vergelijking opgesteld als een aanpassing van de ideale gaswet [32](#page=32): $$\left(P + \frac{n^2a}{V^2}\right)(V - nb) = nRT$$ [33](#page=33). * De term $ \frac{n^2a}{V^2} $ corrigeert voor de aantrekkingskrachten tussen moleculen (real pressure correction). * De term $nb$ corrigeert voor het volume van de moleculen zelf (real volume correction). De constanten 'a' en 'b' zijn de van der Waalscoëfficiënten en moeten experimenteel worden bepaald voor elk gas. Deze coëfficiënten nemen toe met de massa en het volume van de gasmoleculen, en de polariteit beïnvloedt de 'a'-waarde [33](#page=33). * **Voorbeeld:** 100 mol zuurstofgas in 22,4 liter bij 0 °C zou volgens de ideale gaswet een druk van 100 atm hebben. Met de van der Waalsvergelijking en de experimenteel bepaalde coëfficiënten voor O$_2$ wordt een reële gasdruk van 89,5 atm afgeleid [33](#page=33). | gas | a (l$^2$ atm/mol$^2$) | b (l/mol) | | :-- | :------------------- | :-------- | | He | 0,0341 | 0,0237 | | H$_2$ | 0,244 | 0,0266 | | O$_2$ | 1,36 | 0,0318 | | H$_2$O | 5,46 | 0,0305 | | CCl$_4$ | 20,4 | 0,1383 | --- # Vloeistoffen: verdamping, dampdruk en kookpunt Dit hoofdstuk bespreekt de processen van verdamping, de vorming van dampdruk en het kookpunt van vloeistoffen, verklaard door middel van de kinetisch moleculaire theorie en de rol van intermoleculaire krachten [34](#page=34). ### 4.1 Verdampingsproces en dampdruk van een vloeistof Verdamping is de overgang van een verbinding in vloeibare vorm naar gasvormige toestand en vereist een temperatuursverhoging, wat het een endotherm proces maakt. Het omgekeerde proces, condensatie, is exotherm [34](#page=34). #### 4.1.1 Kinetische moleculaire verklaring van verdamping Vloeistoffen houden moleculen dicht bij elkaar door intermoleculaire aantrekkingen (IMK). De kinetische energie van moleculen in een vloeistof is verdeeld volgens de Boltzmannverdeling. Moleculen aan het oppervlak met voldoende hoge kinetische energie kunnen de IMK overwinnen en de vloeistof verlaten, wat leidt tot verdamping [34](#page=34) [35](#page=35). #### 4.1.2 Dampdruk De **dampdruk** ($P$) van een vloeistof bij een temperatuur $T$ is de druk die wordt uitgeoefend door de dampfase die ontstaat door het ontsnappen van hoogenergetische vloeistofmoleculen. De dampdruk is een maat voor de mate van verdamping en geeft informatie over de aard van de vloeistof [36](#page=36). Kenmerken van dampdruk: 1. Bij een bepaalde temperatuur $T$ is de dampdruk van een specifieke vloeistof constant [36](#page=36). 2. De dampdruk stijgt met stijgende temperatuur [36](#page=36) [37](#page=37). 3. De dampdruk bij een bepaalde temperatuur $T$ wordt bepaald door het polaire karakter van de moleculen [36](#page=36). **Dynamisch evenwicht:** Bij een temperatuur $T$ in een gesloten systeem bestaat een evenwicht tussen de vloeibare en dampfase. Verdamping (vloeistof naar gas) is endotherm, terwijl condensatie (gas naar vloeistof) exotherm is. Een **dynamisch evenwicht** treedt op wanneer de snelheid van verdamping gelijk is aan de snelheid van condensatie. De druk in de dampfase bij dit evenwicht is de dampdruk, die constant is zolang de temperatuur gelijk blijft [36](#page=36) [37](#page=37). **Invloed van temperatuur op dampdruk:** Een hogere temperatuur leidt tot een hogere gemiddelde kinetische energie van de moleculen. Hierdoor bezit een grotere fractie van de moleculen voldoende kinetische energie om de IMK te overwinnen en te verdampen, wat resulteert in een hogere dampdruk. Dit kan worden verklaard met het **Principe van Le Châtelier**: een systeem in evenwicht reageert op een verandering (stress) door deze tegen te werken. Bij verwarming wordt het endotherme proces (verdamping) bevorderd, waardoor het evenwicht verschuift naar de dampfase en de dampdruk stijgt [37](#page=37) [38](#page=38). **Invloed van moleculair karakter op dampdruk:** Vloeistoffen met zwakkere intermoleculaire aantrekkingskrachten (bijvoorbeeld minder polaire moleculen) hebben bij een bepaalde temperatuur een hogere dampdruk dan vloeistoffen met sterkere IMK (bijvoorbeeld meer polaire moleculen of moleculen die waterstofbruggen vormen). Dit komt doordat minder energie nodig is om moleculen met zwakkere IMK in gasfase te laten overgaan. Vloeistoffen met zwakke IMK zijn vluchtiger [38](#page=38) [39](#page=39). > **Voorbeeld:** > Water (H₂O), een polaire molecuul met waterstofbruggen, heeft bij 25°C een dampdruk van 24 mmHg. Diethylether, minder polair en met zwakkere dipool-dipoolkrachten, heeft bij 25°C een dampdruk van 545 mmHg [38](#page=38). > **Tip:** De dampdruk van een vloeistof neemt toe naarmate de intermoleculaire aantrekkingskrachten tussen de moleculen zwakker zijn [38](#page=38). #### 4.1.3 Koken, kookpunt en normaal kookpunt Het **kookpunt** van een vloeistof is de temperatuur $T$ waarbij de dampdruk gelijk is aan de omgevingsdruk [39](#page=39). **Verschil tussen verdampen en koken:** Verdampen vindt plaats aan het oppervlak van de vloeistof. Koken is een efficiënter proces waarbij moleculen middenin de vloeistof, met voldoende kinetische energie, ook aan de IMK kunnen ontsnappen en in gasfase overgaan. Dit leidt tot de vorming van gasbellen in de vloeistof die naar het oppervlak stijgen. Bij temperaturen lager dan het kookpunt worden interne gasbellen gevormd, maar deze imploderen door de hogere externe druk. Bij het kookpunt zijn de interne gasbellen stabiel omdat de druk in de bellen gelijk is aan de omgevingsdruk [39](#page=39) [40](#page=40). Koken is een endotherm proces. Bij het kookpunt ontstaat een dynamisch evenwicht tussen verdamping en condensatie. Zolang vloeistof aanwezig is, wordt toegevoegde warmte gebruikt om de intermoleculaire krachten te overwinnen en niet om de temperatuur te verhogen [40](#page=40). Het **normaal kookpunt** van een vloeistof is de temperatuur waarbij de dampdruk gelijk is aan 1 atmosfeer (atm). Bijvoorbeeld, het normaal kookpunt van water is 100°C, waarbij de dampdruk 1 atm (= 101,3 kPa) bedraagt [40](#page=40). **Invloed van druk en moleculair karakter op het kookpunt:** Het kookpunt van een vloeistof kan worden veranderd door de omgevingsdruk te variëren. Op grote hoogte, waar de omgevingsdruk lager is, kookt water bij een lagere temperatuur dan 100°C [41](#page=41). Net als bij de dampdruk geldt dat vloeistoffen met sterkere intermoleculaire aantrekkingskrachten (en hogere polariteit) hogere (normale) kookpunten hebben. Er is meer energie nodig om moleculen met sterke IMK aan de aantrekking te laten ontsnappen, waardoor de dampdruk pas bij hogere temperaturen gelijk wordt aan de omgevingsdruk. Moleculen met hogere polariteit of polariseerbaarheid hebben dus hogere kookpunten [41](#page=41). --- # Vaste stoffen en hun eigenschappen Dit onderdeel beschrijft de vaste aggregatietoestand vanuit moleculair oogpunt, inclusief de types vaste stoffen en hun eigenschappen zoals smeltpunt. ### Vaste toestand vanuit moleculair oogpunt In een vaste verbinding zijn de intermoleculaire krachten tussen naburige moleculen sterk genoeg om deze in gefixeerde posities te houden. De moleculen bevinden zich in een rooster en zijn constant in contact met dezelfde nabuurmoleculen. Ze beschikken niet over voldoende kinetische energie om zich van elkaar te verwijderen; ze vibreren en roteren wel rond een vaste plaats in de ruimte ten opzichte van hun nabuurmoleculen [42](#page=42). Wanneer de temperatuur toeneemt, zullen de deeltjes gemiddeld sterker gaan vibreren, wat leidt tot lichte uitzetting van de vaste stof. Bij verdere temperatuurstijging kunnen de deeltjes voldoende kinetische energie (vibratie-energie) verkrijgen om uit het rooster te ontsnappen, wat resulteert in het smelten van de vaste stof (overgang van vast naar vloeibaar). Dit proces is endotherm en verbruikt warmte. Het omgekeerde proces, condensatie (vloeibaar naar vast), is een exotherm proces waarbij warmte vrijkomt [42](#page=42). Het smeltpunt van een vaste stof bij een bepaalde druk is de temperatuur waarbij een dynamisch evenwicht bestaat tussen smelten en bevriezen. Smelten vereist energie om de aantrekkingskrachten tussen de deeltjes in de vaste stof deels te overwinnen, wat mogelijk wordt gemaakt door een hogere gemiddelde kinetische energie van de deeltjes [42](#page=42). ### Types vaste stoffen en hun eigenschappen Moleculaire vaste stoffen, zouten en metalen zijn de drie typen vaste stoffen waarin de deeltjes door niet-covalente elektrostatische aantrekkingskrachten bij elkaar worden gehouden [42](#page=42). * **Moleculaire vaste stoffen:** De intermoleculaire krachten (IMK's) tussen de moleculen bepalen de eigenschappen [42](#page=42). * **Zouten:** Worden bijeengehouden door sterke ionbindingen [42](#page=42). * **Metalen:** Worden bijeengehouden door sterke metaalbindingen [42](#page=42). De relatieve waarde van het smeltpunt is direct gerelateerd aan de sterkte van de niet-covalente aantrekkingskrachten tussen de deeltjes [42](#page=42). > **Voorbeeld:** Water smelt bij 0 graden Celsius, natriumchloride (zout) bij 801 graden Celsius en magnesiumoxide (zout, met 2+ en 2- lading op de ionen) bij 2852 graden Celsius [42](#page=42). ### Smeltwarmte Smeltwarmte wordt gedefinieerd als de hoeveelheid warmte die vereist is om 1 gram van een vaste stof om te zetten in vloeibare vorm [42](#page=42). --- # Biologisch belang van intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten, hoewel zwak in vergelijking met covalente bindingen, spelen een fundamentele en onmisbare rol in een breed scala aan biologische processen en structuren [16](#page=16). ### 6.1 Het belang van niet-covalente interacties in biologische systemen Niet-covalente interacties zijn cruciaal voor het functioneren van biologische macromoleculen en biologische structuren. Deze zwakke krachten zijn essentieel voor de stabiliteit, vorm en functie van biomoleculen, wat het voortbestaan van leven zoals wij dat kennen mogelijk maakt [16](#page=16). #### 6.1.1 Hydrofiel versus hydrofoob gedrag Het vermogen van moleculen om met water te interageren, de meest voorkomende stof in biologische systemen, bepaalt hun eigenschappen. Moleculen die wel met water kunnen interageren, worden hydrofiel (waterminnend) genoemd en zijn doorgaans polair. Moleculen die dat niet kunnen, zijn hydrofoob (watervrezend) en apolair. Dit onderscheid is fundamenteel voor talloze fenomenen en toepassingen, zoals waterafstotende coatings en de interactie van moleculen in waterige biologische milieus [16](#page=16). #### 6.1.2 Belang in de opbouw en interactie van biologische macromoleculen **Eiwitten:** De driedimensionale structuur van eiwitten, essentieel voor hun functie, wordt mogelijk gemaakt door zwakke krachten tussen verschillende chemische groepen van de aminozuurbouwstenen. Kennis van deze krachten, zoals die de opvouwing en aggregatie van het β-amyloïde peptide bepalen, is cruciaal voor de ontwikkeling van medicijnen tegen ziekten als Alzheimer [16](#page=16). **Eiwitcomplexen:** Eiwitten vormen specifieke complexen met andere eiwitten, waarbij complementaire oppervlakken elkaar via zwakke krachten vinden en binden. Voorbeelden hiervan zijn de interactie van antilichamen met bacteriële of virale eiwitten, de binding van enzymen aan substraten (bv. lactase aan lactose), de O₂-binding door hemoglobine, en de interactie van eiwitten met DNA (bv. DNAse, transcriptiefactoren) en vetmoleculen (bv. in celmembranen en bij cholesteroltransport) [17](#page=17). **DNA dubbelhelix:** De twee strengen van de DNA-molecuul worden bij elkaar gehouden door waterstofbruggen, wat zorgt voor specifieke en dynamische interacties [17](#page=17). #### 6.1.3 Belang in de opbouw van biologisch belangrijke structuren **Celmembranen:** Celmembranen, die cellen scheiden van hun omgeving en een gecontroleerde interne omgeving handhaven, bestaan uit vetmoleculen. De apolaire staarten trekken elkaar aan via Londonkrachten, terwijl de polaire koppen interageren via dipool-dipoolkrachten en met polaire moleculen zoals water. Dit vormt dubbellagen die selectief permeabel zijn voor moleculen [17](#page=17). #### 6.1.4 Belang voor functioneel bloedtransport Het transport van nutriënten, ionen en afvalstoffen in het bloed is afhankelijk van oplosbaarheid in bloedplasma. Ionen (bv. Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺) worden getransporteerd via ion-dipoolinteracties met water (hydratatie). Suikermoleculen zoals glucose worden gesolvateerd door dipool-dipoolinteracties met watermoleculen, wat ook geldt voor andere polaire moleculen [17](#page=17). #### 6.1.5 Belang voor warmtehuishouding De warmtehuishouding van warmbloedige organismen is mede te danken aan de waterstofbrugvorming van water. Het verdampen van water, een proces dat relatief veel energie vereist om de waterstofbruggen te verbreken, wordt door warmbloedigen benut om lichaamswarmte af te voeren via de huid en longen [17](#page=17). #### 6.1.6 Belang voor specifieke biologische functies Functies zoals spreken zijn ook afhankelijk van de rol van moleculen zoals hyaluronzuur in stembanden, wat op zijn beurt weer gerelateerd is aan intermoleculaire krachten [18](#page=18). ### 6.2 Hoe zwakke krachten toch significant zijn #### 6.2.1 Sommatie van zwakke krachten Individuele zwakke krachten dragen weinig bij aan de stabiliteit van grote moleculen. Echter, tussen grote biologische moleculen zoals DNA en eiwitten treden zeer veel van deze zwakke interacties op, waardoor de som van hun energiebijdragen voldoende stabiliteit genereert [18](#page=18). #### 6.2.2 Coöperativiteit Wanneer aantrekking optreedt tussen delen van chemische groepen, brengt dit andere groepen dichter bij elkaar, waardoor verdere attracties mogelijk worden. Dit fenomeen wordt coöperativiteit genoemd [18](#page=18). #### 6.2.3 Voordelen van het zwakke karakter Het zwakke karakter van intermoleculaire aantrekkingen maakt deze interacties dynamisch, wat cruciaal is voor de werking van moleculaire machines. Een delicate balans tussen samenwerken en loslaten is essentieel, wat met sterke krachten niet mogelijk zou zijn omdat deze de systemen rigide en minder regelbaar zouden maken [18](#page=18). **Voorbeelden van dynamische processen:** * **DNA duplicatie en transcriptie:** Waterstofbruggen in de DNA-dubbelhelix moeten op bepaalde momenten worden verbroken om duplicatie en transcriptie mogelijk te maken [18](#page=18). * **Motormoleculen:** Motormoleculen in cellen bewegen over eiwitvezels door herhaaldelijk te interageren en los te laten met de vezels, mogelijk gemaakt door zwakke krachten [18](#page=18). * **Gecko's:** Gecko's kunnen zich stevig vasthouden aan verticale oppervlakken en deze beklimmen dankzij een groot aantal zwakke Londonkrachten tussen hun pootjes en het oppervlak. Het loslaten vereist weinig energie door de hoek van de krachtuitoefening, waardoor de krachten individueel kunnen worden verbroken. Dit principe wordt onderzocht voor de ontwikkeling van "superlijm" [18](#page=18). > **Tip:** Begrijpen waarom zwakke krachten essentieel zijn voor biologische processen is cruciaal. Denk aan de dynamiek en flexibiliteit die ze mogelijk maken, in tegenstelling tot de starheid van covalente bindingen. De sommatie en coöperativiteit van zwakke krachten maken complexe structuren en functies mogelijk. > **Voorbeeld:** Vergelijk het effect van een paar sterke magneten die twee objecten onwrikbaar aan elkaar binden, met de honderden kleine magneten op een koelkastdeur die objecten vasthouden maar ook gemakkelijk te verplaatsen zijn. De laatste illustreert het principe van sommatie van zwakke krachten. --- # Inleiding tot organische moleculen en koolstofchemie Hier is een gedetailleerde samenvatting over "Inleiding tot organische moleculen en koolstofchemie" gebaseerd op de verstrekte documentatie, inclusief alle vereiste opmaak en citaties. ## 7 Inleiding tot organische moleculen en koolstofchemie Dit hoofdstuk introduceert de fundamentele rol van koolstof in organische verbindingen, diverse manieren om deze moleculen voor te stellen, hun indeling in families op basis van functionele groepen, en de invloed van polariteit op hun fysische en chemische eigenschappen [49](#page=49) [50](#page=50) [51](#page=51) [52](#page=52) [53](#page=53) [54](#page=54) [55](#page=55) [56](#page=56) [57](#page=57) [58](#page=58) [59](#page=59) [60](#page=60) [61](#page=61) [62](#page=62) [63](#page=63) [64](#page=64) [65](#page=65). ### 7.1 Koolstof als basiselement van organische verbindingen Koolstof, hoewel niet het meest voorkomende element in de aardkorst, is essentieel voor al het leven vanwege zijn unieke eigenschappen. Het bezit een elektronenconfiguratie van $1s^2 2s^2 2p^2$ en staat in groep IVA van het Periodiek Systeem. Door zijn relatief lage elektronegativiteit (2,55) en hoge ionisatie-energieën, vormt koolstof voornamelijk covalente bindingen en komen koolstofionen niet voor. Elk koolstofatoom vormt doorgaans 4 covalente bindingen, wat betekent dat het tetravalent is en zo een octetconfiguratie bereikt. Koolstof bindt zich niet alleen aan elementen zoals waterstof (H), zuurstof (O), stikstof (N), fosfor (P) en zwavel (S), maar ook aan andere koolstofatomen. De stabiliteit van koolstof-koolstof bindingen, die vergelijkbaar zijn met die van koolstof met andere atomen, maakt de vorming van een enorme diversiteit aan stabiele moleculen mogelijk die sterk variëren in grootte en vorm. Organische verbindingen kenmerken zich door koolstofketens (vertakt of onvertakt) of koolstofringen, die het koolstofskelet vormen. De binding van koolstof met andere elementen vergroot deze diversiteit nog verder. De capaciteit van koolstof om zo'n groot aantal verschillende moleculen te vormen, is een belangrijke basis voor de complexiteit van levende organismen [50](#page=50). ### 7.2 Voorstelling en inleiding tot de nomenclatuur van organische moleculen De structuur van organische verbindingen kan worden weergegeven via Lewisstructuren, die echter geen informatie geven over bindingshoeken. Ruimtelijke oriëntaties kunnen worden aangeduid met specifieke notaties voor bindingen in, voor of achter het schrijfvlak. Vanwege de complexiteit van organische moleculen worden vaak sterk vereenvoudigde voorstellingen gebruikt, waarbij covalente bindingen of zelfs koolstof- en waterstofatomen worden weggelaten [51](#page=51). * **Voorstelling 1:** Een lijnweergave waarbij C-H bindingen niet expliciet zijn weergegeven, maar de C-C bindingen wel [51](#page=51). * **Voorstelling 2:** Hier zijn de H-atomen per C-atoom getoond, maar de C-H bindingen zijn weggelaten. Het aantal H-atomen wordt aangegeven met een subscript. De zigzaglijn tussen de C-atomen weerspiegelt de tetrahedrale omringing [51](#page=51). * **Voorstelling 3 (Skeletstructuur/Zaagtandstructuur):** Alleen een zigzaglijn wordt gebruikt. Elk eind- of knikpunt vertegenwoordigt een C-atoom. H-atomen zijn weggelaten, aangezien C altijd tetravalent is en dit uit de structuur kan worden afgeleid. Alle C-atomen worden verondersteld verzadigd te zijn met H-atomen [51](#page=51). * **Voorstelling 4 (Gecondenseerde schrijfwijzen):** Dit leidt uiteindelijk tot de brutoformule, die enkel de atomaire samenstelling weergeeft [51](#page=51). > **Tip:** Een brutoformule kan voorkomen bij verschillende moleculen (isomeren) [51](#page=51). De naamgeving van organische verbindingen volgt de IUPAC-regels. Een systematische naam bestaat uit [52](#page=52): * Een **stamnaam** die het aantal koolstofatomen in de langste keten (hoofdketen) aangeeft. Voor ketens tot 12 C-atomen zijn er specifieke stamnamen [52](#page=52). * Zijkoolstofketens dragen een stamnaam met de uitgang "-yl". De algemene naam voor een koolstofzijketen is alkyl, vaak afgekort met 'R' [52](#page=52). * Een **voorvoegsel (prefix)** en/of **achtervoegsel (suffix)** dat de familie van de verbinding aanduidt. Bijvoorbeeld, in "ethaan" slaat "eth-" op twee C-atomen en "-aan" is het achtervoegsel voor de alkanenfamilie [52](#page=52). ### 7.3 Koolstof-koolstof bindingen en hybridisatie Een C-atoom bereikt tetravalentie (en octetconfiguratie) door vier enkelvoudige covalente bindingen aan te gaan, of een combinatie van enkelvoudige en meervoudige bindingen. De ruimtelijke omringing rond een C-atoom is afhankelijk van zijn hybridisatietoestand ($sp^3$, $sp^2$, of $sp$) [53](#page=53) [54](#page=54) [55](#page=55) [56](#page=56). * **$sp^3$-hybridisatie:** Wanneer een C-atoom vier enkelvoudige bindingen aangaat, is het $sp^3$-gehybridiseerd. Dit leidt tot een tetraëdrische omringing met bindingshoeken van ongeveer 109,5°. De $\sigma$-bindingen rond deze C-atomen maken vrije draaibaarheid mogelijk, wat resulteert in flexibele moleculen [54](#page=54). * **$sp^2$-hybridisatie:** Bij één dubbele binding en twee enkelvoudige bindingen is het C-atoom $sp^2$-gehybridiseerd. Dit resulteert in een trigonale planaire omringing met bindingshoeken van ongeveer 120°. De aanwezigheid van een $\pi$-binding in de dubbele binding (naast een $\sigma$-binding) verhindert vrije rotatie, waardoor de moleculen op deze plaats minder flexibel zijn en de gebonden atomen in één vlak liggen [55](#page=55). * **$sp$-hybridisatie:** Twee dubbele bindingen of één driedubbele binding rond een C-atoom leiden tot $sp$-hybridisatie. Dit resulteert in een lineaire omringing met bindingshoeken van 180°. Net als bij $sp^2$-hybridisatie, verhinderen de $\pi$-bindingen vrije rotatie, wat de flexibiliteit beperkt [56](#page=56). > **Tip:** Kennis van de geometrie rond C-atomen geeft inzicht in de vorm en flexibiliteit van moleculen, wat cruciaal is voor het begrijpen van hun chemische en fysische eigenschappen. De aanwezigheid van meervoudige bindingen (dubbel of driedubbel) beperkt de flexibiliteit aanzienlijk. Ringstructuren dragen ook bij aan beperkte rotatie en dus aan de vorm en flexibiliteit van een molecule [54](#page=54) [56](#page=56). ### 7.4 Indeling van de organische verbindingen Vanwege het grote aantal beschreven organische verbindingen (meer dan zeven miljoen), worden ze ingedeeld in families op basis van specifieke eigenschappen. Deze families worden gekenmerkt door het voorkomen van een **functionele groep**, een groep atomen die op specifieke wijze aan elkaar gebonden zijn en deel uitmaken van het koolstofskelet. De functionele groep draagt zijn specifieke chemische en fysische eigenschappen over aan de gehele molecule [57](#page=57). > **Voorbeeld:** Alkenen zijn organische verbindingen met minstens één koolstof-koolstof dubbele binding als functionele groep. Etheen is het eenvoudigste alkeen en reageert met waterstofgas. Complexere moleculen met dezelfde functionele groep reageren op een vergelijkbare manier [57](#page=57). Organische verbindingen kunnen meer dan één functionele groep bevatten. Bij de naamgeving van moleculen met meerdere functionele groepen wordt een prioriteitssysteem gehanteerd, waarbij de groep met de hoogste prioriteit het achtervoegsel bepaalt [57](#page=57). Tabel 7.2 geeft een overzicht van de belangrijkste families: | Familie | Functionele groep | Algemene structuur | Naamgeving | | :---------------- | :------------------------------------ | :-------------------- | :--------------------------- | | Alkanen | Geen specifieke (alleen C-C) | R-H | Stamnaam + aan | | Alkenen | Minstens 1 C=C | R−CH=CH−R' | Stamnaam + een | | Alkynen | Minstens 1 C≡C | R−C≡C−R' | Stamnaam + yn | | Halo-alkanen | Minstens 1 F, Cl, Br of I gebonden op C | R-X | Fluor/Chloor/Broom/Jood + stamnaam | | Alcoholen | Minstens 1 OH-groep | R-OH | Stamnaam + ol | | Ethers | Minstens 1 O-atoom tussen 2 C-atomen | R-O-R’ | Alkoxy + stamnaam of stamnaam + ether | | Amines | Minstens 1 N-atoom gebonden op C | R-NH₂, R-NH-R', R₃-N | Amino + stamnaam of stamnaam + amine | | Aldehyden | Carbonylfunctie op eind-C | R-CHO | Stamnaam + al | | Ketonen | Carbonylfunctie | R-CO-R’ | Stamnaam + on | | Carbonzuren | Carboxylgroep | R-COOH | Stamnaam + carbonzuur | | Esters | | RCOOR’ | Alkyl…anoaat | | Amides | | RCONH₂ | Alkyl…amide | | Zuurchloriden | | RCOCl | Carbonylzuurchloride | | Fosfaat-esters | | R-P(O)-(OR')₂ | | ### 7.5 Polariteit van organische verbindingen – Fysische eigenschappen Organische verbindingen bestaan voornamelijk uit C-C en C-H bindingen, die respectievelijk niet en weinig gepolariseerd zijn. Hierdoor is het nettodipoolmoment ($\mu_{netto}$) van organische moleculen vaak nul of heel klein [59](#page=59). * **Apolaire moleculen:** Moleculen met $\mu_{netto} = 0$ zijn apolair. Tussen apolaire moleculen werken enkel zwakke Londonkrachten (geïnduceerde dipool-dipoolkrachten). Apolaire moleculen, zoals koolwaterstoffen, hebben hierdoor relatief hoge dampdrukken en lage kookpunten, die toenemen met het molecuulgewicht en de grootte van het contactoppervlak. Ze mengen slecht met polaire oplosmiddelen zoals water [59](#page=59). > **Voorbeeld:** Vergelijk methaan (CH₄) en propaan (CH₃-CH₂-CH₃). Beide zijn apolair met $\mu_{netto} = 0$, maar propaan heeft een hoger molecuulgewicht en kookpunt (-42 °C) dan methaan (-162 °C) [59](#page=59). * **Polaire moleculen:** De aanwezigheid van een functionele groep met een C gebonden aan een meer elektronegatief element (zoals O, N, S, P of een halogeen) verhoogt de polariteit. Covalente bindingen in functionele groepen zijn doorgaans sterk gepolariseerd. Polaire organische verbindingen hebben hogere kookpunten en lossen beter op in water. Polaire groepen maken dipool-dipoolkrachten of waterstofbruggen mogelijk tussen moleculen, wat de intermoleculaire aantrekkingen verhoogt [60](#page=60). > **Voorbeeld:** Vergelijk propaan (apolair, kookpunt -42 °C), methylchloride (CH₃Cl, polair, kookpunt -24 °C) en aceton (CH₃-CO-CH₃, polair, kookpunt 56 °C). Ondanks vergelijkbaar molecuulgewicht, leiden de polaire functionele groepen tot hogere kookpunten [59](#page=59) [60](#page=60). * **Amfifatische moleculen:** Deze moleculen hebben een polair deel (functionele groep) en een apolair deel (lange koolstofketen). Hun eigenschappen worden bepaald door beide delen. Oleïnezuur is een voorbeeld met een carboxylgroep en een lange koolstofketen [60](#page=60). ### 7.6 Polariteit en chemische reactiviteit De elektronenverdeling in een molecule, inclusief gepolariseerde bindingen en partiële ladingen, beïnvloedt de chemische reactiviteit [60](#page=60). * **Partiële ladingen:** In de carbonylgroep (C=O) is de binding gepolariseerd met $\delta^-$ op O en $\delta^+$ op C. Nucleofielen (negatief geladen deeltjes) reageren bij voorkeur met de $\delta^+$ koolstof, terwijl elektrofielen (positief geladen deeltjes) de $\delta^-$ zuurstof kunnen aanvallen [60](#page=60). * **Inductief effect:** Partiële polarisatie kan zich voortplanten naar naburige covalente bindingen, wat het inductief effect wordt genoemd. Elektronenzuigende groepen trekken bindingselektronen aan, terwijl elektronduwende groepen elektronen afstoten [60](#page=60) [61](#page=61). > **Voorbeeld 1:** In chloorethaan (CH₃-CH₂-Cl) is de C-Cl binding gepolariseerd ($\delta^+$ op C1, $\delta^-$ op Cl). C1 trekt elektronen aan uit de C1-C2 binding, waardoor C2 ook partieel positief wordt ($\delta\delta^+$). De CH₃-groep gedraagt zich als een elektron-duwende groep [61](#page=61). > **Voorbeeld 2:** Chloorazijnzuur is een sterker zuur dan azijnzuur omdat het sterk elektronegatieve Cl-atoom een elektronzuigend effect uitoefent, wat de H⁺-afscheiding van het H-atoom in de carboxylgroep bevordert [61](#page=61). ### 7.7 Chemische reacties tussen organische verbindingen In de organische chemie worden reactietypes onderscheiden op basis van wat er met het **substraat** (de organische molecule) gebeurt: * **Substitutiereacties:** Atomen of groepen aan koolstof worden vervangen door andere [62](#page=62). * **Additiereacties:** Extra atomen of groepen worden covalent gebonden aan oorspronkelijk meervoudig gebonden koolstof [62](#page=62). * **Eliminatiereacties:** Atomen of groepen gebonden aan koolstof worden verwijderd [62](#page=62). Bij chemische reacties worden bindingen verbroken en nieuwe gevormd. Reagentia die een elektronenpaar naar het substraat brengen worden **nucleofielen (Nu⁻)** genoemd, en degenen die een elektronenpaar accepteren worden **elektrofielen (E⁺)** genoemd [62](#page=62). * **Nucleofiel:** "Kern-minnend", brengt een elektronenpaar aan en reageert met een (partieel) positief deel van het substraat [62](#page=62). * **Elektrofiel:** Heeft een elektrontekort, is elektron-minnend en reageert met een (partieel) negatief deel van het substraat [62](#page=62). > **Voorbeeld Nucleofielen:** OH⁻, H₂O, ROH, NH₃ [62](#page=62). > **Voorbeeld Elektrofielen:** H⁺, Br⁺ [62](#page=62). Reacties kunnen verder worden onderverdeeld in: nucleofiele substitutie, elektrofiele substitutie, nucleofiele additie en elektrofiele additie [63](#page=63). Veel reacties verlopen in meerdere stappen met vorming van kortlevende **tussenproducten (intermediaten)**. Kennis van deze intermediairen en reactiemechanismen is essentieel om reactieproducten te verklaren [63](#page=63). > **Voorbeeld 1 (Nucleofiele substitutie):** OH⁻ (nucleofiel) + CH₃-Cl → HO-CH₃ + Cl⁻ [63](#page=63). > **Voorbeeld 2 (Elektrofiele additie):** H⁺ (elektrofiel) + CH₂=CH₂ → CH₃-CH₂⁺ → CH₃-CH₂Cl [63](#page=63). ### 7.8 Oefeningen op voorstellingswijzen van koolwaterstofverbindingen Dit gedeelte bevat oefeningen over het tekenen van skeletstructuren, het opstellen van brutoformules en het geven van Lewisstructuren van organische verbindingen [63](#page=63). ### 7.9 Objectieven (Checklist) * Koppelen van C-bindingswijzen (enkelvoudig, dubbel, driedubbel) aan hybridisatietoestanden ($sp^3$, $sp^2$, $sp$) en bijbehorende geometrieën (tetraëdrisch, trigonaal planair, lineair) [64](#page=64). * Begrijpen van rotatievrijheid rond C-C bindingen afhankelijk van enkelvoudige, dubbele of driedubbele bindingen, en de rol van $\sigma$- en $\pi$-bindingen [64](#page=64). * Vlot kunnen gebruiken en interpreteren van verschillende voorstellingswijzen van organische moleculen, inclusief stamnamen en de betekenis van 'R-' (alkylgroep) [64](#page=64). * Conceptuele basis van de indeling van organische verbindingen in families op basis van functionele groepen kennen [65](#page=65). * Kennen van de belangrijkste families uit Tabel 7.2, hun karakteristieke functionele groepen, namen en algemene structuren [65](#page=65). * Algemene uitspraken kunnen doen over het (a)polaire karakter van organische verbindingen en de invloed daarvan op fysische en chemische eigenschappen [65](#page=65). * Het effect kennen van elektronenzuigende groepen op chemische eigenschappen [65](#page=65). * Begrippen kennen zoals: koolstof(hoofd)keten, koolstofzijketen, functionele groep, alkylgroep, polair, apolair, hydrofiel, hydrofoob, amfifatisch, elektronenzuigende/duwende groep, inductief effect, nucleofiel, elektrofiel, substitutie-, additie- en eliminatiereactie [65](#page=65). --- ## 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 | |---|---| | Intermoleculaire krachten (IMK) | Zwakke elektrostatische aantrekkingskrachten die tussen moleculen optreden, en die verantwoordelijk zijn voor de aggregatietoestanden van materie en fysische eigenschappen zoals kookpunten en smeltpunten. | | Intramoleculaire krachten | Krachten die de atomen binnen een molecuul bijeenhouden, zoals covalente bindingen. Deze zijn veel sterker dan intermoleculaire krachten. | | Aggregatietoestanden | De verschillende fysische vormen waarin materie kan voorkomen: gasvormig, vloeibaar en vast. Deze toestanden worden bepaald door de balans tussen de kinetische energie van de deeltjes en de intermoleculaire aantrekkingskrachten. | | Kinetische energie (KE) | De energie van beweging die deeltjes bezitten. In de kinetisch moleculaire theorie is deze energie recht evenredig met de absolute temperatuur. | | Kinetisch moleculaire theorie (KMT) | Een model dat de fysische eigenschappen van materie verklaart op basis van het gedrag van de individuele deeltjes (moleculen, atomen, ionen) en hun interacties. | | Dipool-dipoolkrachten | Intermoleculaire krachten die optreden tussen polaire moleculen, veroorzaakt door de elektrostatische aantrekking tussen partieel positieve en partieel negatieve delen van naburige moleculen. | | Geïnduceerde dipool-dipoolkracht (Londonkracht) | Intermoleculaire krachten die optreden tussen apolaire moleculen. Ze ontstaan door tijdelijke, fluctuerende dipolen die ontstaan door elektronenbeweging, welke vervolgens dipolen induceren in naburige moleculen. | | Waterstofbrugvorming | Een specifieke, sterke vorm van dipool-dipoolinteractie die optreedt tussen een waterstofatoom covalent gebonden aan een sterk elektronegatief atoom (N, O, F) en een vrij elektronenpaar op een naburig elektronegatief atoom (N, O, F). | | Polariseerbaarheid | Een maat voor hoe gemakkelijk de elektronenschil van een molecuul kan worden vervormd door een extern elektrisch veld, wat leidt tot de inductie van een dipoolmoment. | | Dampdruk | De druk die de gasfase van een vloeistof uitoefent wanneer deze in evenwicht is met de vloeibare fase in een gesloten systeem. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampdruk van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk, waardoor de vloeistof begint te koken. | | Normaal kookpunt | Het kookpunt van een vloeistof bij een standaarddruk van 1 atmosfeer. | | Ideale gaswet | Een vergelijking (PV=nRT) die het gedrag van ideale gassen beschrijft, waarbij ervan wordt uitgegaan dat moleculen geen volume innemen en geen intermoleculaire krachten ondervinden. | | Universele gasconstante (R) | Een constante in de ideale gaswet die de relatie tussen druk, volume, hoeveelheid stof en temperatuur kwantificeert. | | STP-condities | Standaard temperatuur en druk (0°C of 273,15 K en 1 atm), waaronder veel gassen zich ideaal gedragen. | | Molair volume | Het volume dat één mol van een ideaal gas inneemt bij STP-condities, wat ongeveer 22,4 liter is. | | Dynamisch evenwicht | Een toestand in een gesloten systeem waarbij twee tegengestelde processen (bijv. verdamping en condensatie) met dezelfde snelheid verlopen, waardoor de nettoverandering van de hoeveelheid stof in elke fase nul is. | | Principe van Le Châtelier | Een principe dat stelt dat als een systeem in dynamisch evenwicht wordt verstoord, het systeem zal reageren om de verstoring tegen te gaan en een nieuw evenwicht zal instellen. | | Functionele groep | Een specifieke groep atomen binnen een organische molecuul die bepalend is voor de chemische en fysische eigenschappen van de molecuul. | | Koolstofskelet | De structuur van koolstofatomen die de basis vormt van een organische molecuul, waaraan functionele groepen zijn gebonden. | | Amfifatische moleculen | Moleculen die zowel een hydrofiel (polair) als een hydrofoob (apolaire) deel bezitten, wat hun gedrag in polaire oplosmiddelen zoals water beïnvloedt. | | Inductief effect | Het effect waarbij de polariteit van een covalente binding de elektronenverdeling in naburige bindingen beïnvloedt, waardoor secundaire polarisaties ontstaan. | | Nucleofiel | Een deeltje (molecuul of ion) dat een elektronenpaar kan doneren om een covalente binding te vormen met een elektrondeficiënt centrum (elektrofiel). | | Elektrofiel | Een deeltje (molecuul of ion) dat een elektronenpaar kan accepteren om een covalente binding te vormen met een elektronrijk centrum (nucleofiel). | | C-C binding | De covalente binding tussen twee koolstofatomen, die enkelvoudig (sigma), dubbel (sigma en pi) of driedubbel (sigma en twee pi) kan zijn, met verschillende flexibiliteit en geometrische implicaties. | | Sigma (σ) binding | Een covalente binding gevormd door de axiale overlap van atoomorbitalen, die rotatie rond de bindingsas toelaat. | | Pi (π) binding | Een covalente binding gevormd door de zijdelingse overlap van atoomorbitalen (p-orbitalen), die rotatie rond de bindingsas verbiedt en de molecule stijver maakt. | | VSEPR-theorie | Valence Shell Electron Pair Repulsion theorie, een model dat de geometrie van moleculen voorspelt op basis van de afstoting tussen elektronenparen in de valentieschil van het centrale atoom. | | Hybridisatie | Het proces waarbij atoomorbitalen van een atoom worden gemengd om nieuwe hybride orbitalen te vormen die geschikter zijn voor het vormen van covalente bindingen, met specifieke ruimtelijke oriëntaties (sp, sp², sp³). |

# Intermoleculaire aantrekkingskrachten en aggregatietoestanden Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK) bepalen de aggregatietoestanden en macroscopische eigenschappen van materie [1](#page=1). ## 1. Moleculen kunnen elkaar aantrekken [1](#page=1). Chemische bindingen zijn krachten die atomen *in* een molecuul bijeenhouden. Intermoleculaire krachten (IMK) zijn de aantrekkingskrachten die *tussen* stabiele, neutrale moleculen optreden. Deze krachten zijn elektrostatisch van aard en ontstaan door aantrekking tussen positieve en negatieve ladingen op verschillende moleculen. De sterkte van deze IMK bepaalt de aggregatietoestand van een stof bij een bepaalde temperatuur en druk. Het verbreken van IMK is veel minder energierijk dan het verbreken van chemische bindingen [1](#page=1) [2](#page=2) [3](#page=3). ## 2. Verschillende types intermoleculaire aantrekkingskrachten [3](#page=3). Er worden drie hoofdtypen intermoleculaire krachten onderscheiden tussen neutrale moleculen, afhankelijk van het polaire karakter van de moleculen [3](#page=3): ### 2.1 Dipool-dipoolkrachten: IMK tussen polaire moleculen [4](#page=4). * Polaire moleculen hebben een nettodipoolmoment ($\mu_{\text{netto}} > 0$). Dit betekent dat ze permanente partieel positieve ($\delta^+$) en negatieve ($\delta^-$) geladen zijden hebben [4](#page=4). * Dipool-dipoolkrachten ontstaan door de elektrostatische aantrekking tussen de $\delta^-$ zijde van de ene polaire molecule en de $\delta^+$ zijde van een naburige polaire molecule [4](#page=4). * Deze krachten zijn ongeveer 100 keer zwakker dan covalente bindingen [5](#page=5). * De aantrekkingsenergie is evenredig met het product van de dipoolmomenten en omgekeerd evenredig met de derde macht van de afstand ($r$) tussen de moleculen: $E \approx -\frac{\mu_1 \mu_2}{r^3}$. Een verdubbeling van de afstand leidt tot een 8 keer kleinere aantrekkingsenergie [5](#page=5). * Dipool-dipoolkrachten hebben een korte reikwijdte [5](#page=5). ### 2.2 Geïnduceerde dipool-dipoolkrachten: IMK tussen apolaire moleculen [6](#page=6). * Apolaire moleculen hebben gemiddeld gezien een symmetrische ladingsverdeling en een nettodipoolmoment van nul ($\mu_{\text{netto}} = 0$) [6](#page=6). * Echter, de elektronen in apolaire moleculen bewegen constant (dispersie), wat tijdelijke asymmetrische ladingsverdelingen en dus tijdelijke dipoolmomenten kan veroorzaken (transiënte dipolen). Deze fluctuaties worden "fluctuatie dipolen" genoemd [6](#page=6). * Een tijdelijke dipool in één molecule kan een dipool induceren in een naburige molecule door de elektronen van die naburige molecule aan te trekken. Dit is een *geïnduceerde dipool* [7](#page=7). * Deze tijdelijke dipolen fluctueren synchroon in de tijd, wat leidt tot een elektrostatische aantrekking tussen apolaire moleculen [7](#page=7). * Dit type IMK wordt ook wel **dispersiekracht** of **Londonkracht** genoemd [7](#page=7). * De aantrekkingsenergie is omgekeerd evenredig met de zesde macht van de afstand: $E \approx \frac{1}{r^6}$. Een verdubbeling van de afstand betekent 64 keer minder aantrekking [7](#page=7). * De sterkte van de Londonkracht hangt af van: * **Afstand ($r$)**: Zeer korte reikwijdte [7](#page=7). * **Polariseerbaarheid ($\alpha$)**: De mate waarin de ladingsverdeling in een molecule gemakkelijk kan worden verstoord om een tijdelijke dipool te induceren. De aantrekkingsenergie is evenredig met het product van de polariseerbaarheden van de interagerende moleculen: $E \sim -\alpha_1 \alpha_2$ [8](#page=8). * **Factoren die polariseerbaarheid bepalen**: * **Grootte van de molecule**: Grotere moleculen hebben elektronen die verder van de kernen verwijderd zijn, wat leidt tot grotere ladingsseparatie en dus grotere induceerbare dipoolmomenten ($\mu$) [8](#page=8). * **Aantal elektronen**: Een groter aantal elektronen verhoogt de kans op asymmetrische verdelingen en dus grotere dipoolmomenten [8](#page=8). * **Molecuuloppervlak en -vorm**: Een groter molecuuloppervlak vergroot de kans op interactie. Lineaire en planaire moleculen kunnen elkaar dichter naderen en een groter contactoppervlak vormen dan vertakte of sferische moleculen, wat leidt tot efficiëntere inductie en sterkere aantrekking [9](#page=9). * Londonkrachten treden ook op tussen polaire moleculen, en tussen polaire en apolaire moleculen, maar tussen apolaire moleculen is het de *enige* aantrekkingskracht [9](#page=9). ### 2.3 Waterstofbrugvorming [10](#page=10). * Waterstofbruggen (H-bruggen) zijn de sterkst mogelijke IMK tussen polaire moleculen, maar zijn nog steeds zwakker dan covalente bindingen [10](#page=10). * Ze treden op tussen sterk polaire moleculen die een H-atoom covalent gebonden hebben aan een sterk elektronegatief atoom (Donor: D-H, met D = O, N, of F) en een ander sterk elektronegatief atoom (Acceptor: A, met A = O, N, of F) dat een vrij elektronenpaar bezit [11](#page=11). * **Voorwaarden**: * **Donor molecule**: Moet een H-atoom bevatten dat covalent gebonden is aan O, N of F. Deze O/N/F atomen trekken het valentie-elektron van H sterk naar zich toe, waardoor het H-atoom een sterke partieel positieve lading ($\delta^+$) krijgt en zijn kern bijna onbeschermd achterblijft [11](#page=11). * **Acceptor molecule**: Moet een O, N of F atoom bevatten met een vrij elektronenpaar. Vanwege de hoge elektronegativiteit en kleine diameter van deze atomen uit periode 2, is de lading $\delta^-$ ter hoogte van het acceptoratoom zeer geconcentreerd [11](#page=11). * De aantrekking is elektrostatisch tussen de $\delta^+$ van de donor-H en de $\delta^-$ van het acceptoratoom [11](#page=11). * Watermoleculen kunnen maximaal vier H-bruggen vormen (twee als donor via de H-atomen, twee als acceptor via de vrije elektronenparen op O). Dit verklaart de lage dichtheid van ijs ten opzichte van vloeibaar water [12](#page=12). * H-bruggen kunnen optreden tussen identieke of verschillende moleculen [12](#page=12). ### 2.4 Elektrostatische aantrekking tussen ionen en (a)polaire moleculen [13](#page=13). * **Ion-dipoolinteractie**: Tussen een ion en een polaire molecule. De sterkte hangt af van de ionlading, het dipoolmoment van de molecule en de afstand. Dit is relevant bij het oplossen van zouten in water (hydratatie). De aantrekkingsenergie is $E \sim -\frac{q\mu}{r^2}$ [13](#page=13). * **Ion-geïnduceerde dipoolinteractie**: Tussen een ion en een apolaire molecule. Het ion induceert een dipool in de apolaire molecule. De aantrekkingsenergie is $E \sim -\frac{q\alpha}{r^4}$ [13](#page=13). * **Dipool-geïnduceerde dipoolkracht (Debye-kracht)**: Tussen een polaire molecule en een apolaire molecule. De polaire molecule induceert een tijdelijke dipool in de apolaire molecule. De aantrekkingsenergie is $E \sim -\frac{\mu\alpha}{r^6}$ [13](#page=13). ### 2.5 Relatieve sterkte van de verschillende types zwakke krachten [14](#page=14). De krachten worden gerangschikt van sterk naar zwak: 1. Metaalbinding 2. Ionbinding 3. Covalente Binding 4. Zwakke krachten (IMK): * Ion-dipoolkracht * Waterstofbruggen (sterkste IMK) * Dipool-dipoolkracht * Ion-geïnduceerde dipoolkracht * Dipool-geïnduceerde dipoolkracht (Debye-kracht) * Dispersiekracht (Londonkracht) (zwakste IMK) * Sterke krachten (bindingen) behouden de identiteit van de deeltjes; hun verbreking leidt tot verlies van identiteit [14](#page=14). * Zwakke krachten (IMK) worden overwonnen zonder verlies van identiteit van de deeltjes. Smelt- en kookpunten zijn indicaties van de relatieve sterkte van zwakke krachten [14](#page=14). * **Belangrijke regels voor relatieve sterkte**: * De sterkte van Londonkrachten neemt toe met de grootte van de molecule en de polariseerbaarheid [15](#page=15). * Polaire moleculen hebben zowel dipool-dipoolkrachten (en evt. H-bruggen) als Londonkrachten. De totale IMK is de som hiervan [15](#page=15). * Sterke Londonkrachten (door grote polariseerbaarheid) kunnen soms sterker zijn dan dipool-dipoolkrachten tussen kleine polaire moleculen [15](#page=15). ### 2.6 (Biologisch) Belang van intermoleculaire, niet-covalente krachten [16](#page=16). * **Hydrofiel versus hydrofoob**: De interactie met watermoleculen bepaalt of een stof hydrofiel (polair, waterminnend) of hydrofoob (apolaire, watervrezend) is. Dit is cruciaal voor veel biologische processen en toepassingen (bv. waterafstotende coatings) [16](#page=16). * **Biologische macromoleculen**: Zonder IMK geen eiwitten, DNA, etc. De 3D-structuur van eiwitten en de stabiliteit van de DNA-dubbelhelix berusten op een groot aantal zwakke interacties [17](#page=17). * **Cellen**: Het celmembraan, opgebouwd uit vetmoleculen, organiseert zich via IMK (Londonkrachten en dipool-dipoolkrachten) om een afgescheiden micro-milieu te creëren [17](#page=17). * **Bloedtransport**: Oplossen van stoffen in het bloed voor transport (bv. ionen via ion-dipoolinteractie, suikers via dipool-dipoolinteractie) is afhankelijk van IMK [17](#page=17). * **Warmtehuishouding**: De verdamping van water, een endotherm proces dat veel energie vereist door het verbreken van H-bruggen, helpt warmbloedige organismen hun lichaamstemperatuur te reguleren [17](#page=17). * **Dynamiek**: Het zwakke karakter van IMK maakt biologische processen dynamisch, waardoor moleculen kunnen samenwerken en weer loslaten (bv. DNA-replicatie, eiwitvezels). Coöperativiteit, waarbij de interactie van één groep andere groepen dichterbij brengt, versterkt deze interacties [18](#page=18). ## 3. De aggregatietoestanden van de materie [20](#page=20). Materie komt voor in drie aggregatietoestanden: gas, vloeistof en vaste stof. Deze toestanden verschillen macroscopisch in volume, vorm, dichtheid en samendrukbaarheid, en op moleculair niveau in de afstand en interactie tussen de deeltjes [20](#page=20). ### 3.1 De Kinetisch Moleculaire Theorie (KMT) [21](#page=21). De KMT verklaart de fysische veranderingen in materie op moleculaire schaal. Vier basale concepten zijn van toepassing op alle aggregatietoestanden: 1. Materie bestaat uit kleine deeltjes (moleculen, atomen) [21](#page=21). 2. Deze deeltjes zijn constant in willekeurige beweging [21](#page=21). 3. De bewegende deeltjes bezitten kinetische energie (KE), die evenredig is met de absolute temperatuur ($KE_{\text{gem}} \sim T$). Bij $T=0$ K is $KE_{\text{gem}}=0$ [21](#page=21). 4. De deeltjes oefenen intermoleculaire aantrekkingskrachten op elkaar uit (IMK) [21](#page=21). #### 3.1.1 Verdeling van kinetische energie [22](#page=22). Niet alle deeltjes in een populatie hebben dezelfde snelheid of KE bij een gegeven temperatuur. Er bestaat een specifieke verdeling van snelheden en KE, de **Maxwell-Boltzmann-distributie**. Deze verdeling is asymmetrisch, met een gemiddelde KE ($KE_{\text{gem}}$) die iets hoger ligt dan de meest voorkomende KE (het maximum van de curve). Hogere temperaturen verschuiven de verdeling naar hogere snelheden/KE [22](#page=22) [23](#page=23). #### 3.1.2 Aggregatietoestanden volgens KMT [23](#page=23). De aggregatietoestand wordt bepaald door de balans tussen: 1. **Kinetische energie van de deeltjes (temperatuurafhankelijk)** 2. **Sterkte van de intermoleculaire krachten (IMK) (deeltjesafhankelijk)** * **Gas**: Kinetische energie domineert over IMK ($KE \gg IMK$). Deeltjes bewegen vrij en onafhankelijk. Gasdeeltjes hebben weinig tot geen volume en oefenen nauwelijks IMK uit [23](#page=23) [26](#page=26). * **Vloeistof**: Balans tussen KE en IMK ($KE \approx IMK$). Deeltjes blijven dicht bij elkaar door IMK, maar hebben voldoende KE om langs elkaar te glijden. Dit geeft de vloeistof een vast volume maar geen vaste vorm [23](#page=23) [24](#page=24). * **Vaste stof**: IMK domineren over KE ($IMK \gg KE$). Deeltjes worden in gefixeerde posities gehouden, met enkel vibratie-energie [23](#page=23) [24](#page=24). ### 3.2 Gassen [26](#page=26). * **Aangepaste KMT voor gassen (ideaal gas)**: * Volume van de deeltjes is verwaarloosbaar [26](#page=26). * Geen intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK) [27](#page=27). * Deeltjes bewegen in rechte lijnen en botsen met elkaar en de wanden van de container [26](#page=26). * Botsingen met de wand veroorzaken gasdruk [27](#page=27). * **Vier meetbare eigenschappen**: Hoeveelheid deeltjes ($n$), druk ($P$), volume ($V$), temperatuur ($T$) [27](#page=27). * **Druk ($P$)**: Kracht per eenheid van oppervlak uitgeoefend door de botsende gasdeeltjes. Eenheden zijn o.a. Pa (SI), atm, mmHg, torr [27](#page=27) [28](#page=28). * **Hoeveelheid materie ($n$)**: Uitgedrukt in mol. Eén mol bevat Avogadro's getal ($N_A = 6.022 \times 10^{23}$) deeltjes. $n = N/N_A$ [28](#page=28). * **Universele gaswet**: $PV = nRT$, waarbij $R$ de universele gasconstante is. Deze wet beschrijft het gedrag van ideale gassen [29](#page=29). * Voor een verandering van condities: $\frac{P_1 V_1}{T_1} = \frac{P_2 V_2}{T_2}$ [30](#page=30). * **STP-condities**: $1$ atm en $273$ K ($0$ °C). Bij STP neemt 1 mol ideaal gas een volume van $22.4$ liter in (molair volume) [30](#page=30). * **Reële gassen**: Wijken af van het ideale gedrag bij hoge druk en/of lage temperatuur omdat deeltjesvolume en IMK dan niet meer verwaarloosbaar zijn. De Van der Waals-vergelijking corrigeert hiervoor: $(P + \frac{n^2 a}{V^2})(V - nb) = nRT$. Reële gassen gedragen zich ideaal bij STP-condities [32](#page=32) [33](#page=33). * **Wet van Dalton (partiëeldrukken)**: De totale druk van een gasmengsel is de som van de partiëeldrukken van de individuele gassen [31](#page=31). ### 3.3 Vloeistoffen [34](#page=34). * **Eigenschappen**: Vloeistoffen hebben een vast volume maar geen vaste vorm, en zijn weinig samendrukbaar, omdat de IMK sterk genoeg zijn om de moleculen dicht bij elkaar te houden, maar niet om ze in vaste posities te fixeren [34](#page=34). * **Verdampen**: De overgang van vloeistof naar gas. Moleculen aan het oppervlak met voldoende KE ontsnappen. Dit is een endotherm proces [34](#page=34) [35](#page=35). * **Dampdruk ($P$)**: De druk van de dampfase die ontstaat bij verdamping van een vloeistof in een gesloten systeem [36](#page=36). * De dampdruk is constant bij een bepaalde temperatuur (dynamisch evenwicht tussen verdamping en condensatie) [36](#page=36). * De dampdruk stijgt met stijgende temperatuur [37](#page=37). * Vloeistoffen met zwakkere IMK hebben een hogere dampdruk bij dezelfde temperatuur (ze zijn vluchtiger) [38](#page=38). * **Koken**: De temperatuur waarbij de dampdruk van de vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk. Verdamping vindt plaats in de hele vloeistof, niet alleen aan het oppervlak. Koken is een endotherm proces [39](#page=39) [40](#page=40). * **Normaal kookpunt**: Het kookpunt bij een omgevingsdruk van 1 atm. Hogere polariteit/sterkere IMK leiden tot hogere kookpunten [40](#page=40) [41](#page=41). ### 3.4 Vaste stoffen [42](#page=42). * **Eigenschappen**: Deeltjes zitten in gefixeerde posities in een rooster (kristallijn) of willekeurig (amorf), met enkel vibratie-energie [42](#page=42). * **Smelten**: De overgang van vast naar vloeibaar. Vereist energie om de IMK in het rooster te overwinnen [43](#page=43). * **Smeltpunt**: De temperatuur waarbij een dynamisch evenwicht bestaat tussen smelten en bevriezen [43](#page=43). * **Types vaste stoffen**: * **Moleculaire vaste stoffen**: Gehouden door IMK (H-bruggen, dipool-dipool, Londonkrachten). Meestal zacht, met lage smeltpunten (bv. glucose) [43](#page=43). * **Ionische verbindingen (zouten)**: Gehouden door sterke ionbindingen. Hard en breekbaar, met hoge smeltpunten (bv. NaCl) [43](#page=43). * **Metalen**: Gehouden door metaalbindingen. Hard of zacht, smeedbaar, met hoge smeltpunten (bv. zilver) [43](#page=43). * **Netwerk atomaire vaste stoffen**: Gehouden door covalente bindingen. Extreem hoge smeltpunten (bv. diamant, kwarts) [43](#page=43). --- # Kinetische moleculaire theorie en gaswetten De kinetische moleculaire theorie (KMT) verklaart de eigenschappen van materie op moleculair niveau, met een focus op gassen, de definitie van een ideaal gas, de meetbare eigenschappen van gassen, en de universele gaswet. ### 2.1 De kinetische moleculaire theorie (KMT) De kinetische moleculaire theorie (KMT) is een model dat de materie verklaart aan de hand van het gedrag van individuele deeltjes. Het beschrijft fysische veranderingen in materie op moleculaire schaal en is gebaseerd op de wetten van beweging en energie toegepast op moleculen. Dit model kan worden samengevat in vier concepten, die toepasbaar zijn op alle aggregatietoestanden [21](#page=21). #### 2.1.1 Basisconcepten van de KMT 1. **Deeltjes:** Alle materie bestaat uit een verzameling kleine deeltjes, zoals moleculen of atomen [21](#page=21). 2. **Beweging:** Deze deeltjes zijn constant in willekeurige beweging. De bewegingen zijn evenredig verdeeld over alle richtingen en kunnen alle mogelijke energieën hebben [21](#page=21). 3. **Kinetische energie (KE):** De bewegende deeltjes bezitten kinetische energie. Voor een collectie deeltjes wordt de gemiddelde kinetische energie ($KE_{gem}$) en de gemiddelde snelheid ($v_{gem}$) gedefinieerd. De gemiddelde kinetische energie van een populatie deeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur ($T$) in Kelvin [21](#page=21): $KE_{gem} \sim T$ [21](#page=21). De absolute temperatuur (Kelvin) staat in direct verband met moleculaire beweging; bij $T=0$ K is $KE_{gem}=0$ [21](#page=21). 4. **Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK):** De deeltjes oefenen zwakke, niet-covalente, elektrostatische aantrekkingskrachten op elkaar uit. De sterkte hiervan verschilt per aggregatietoestand [21](#page=21). #### 2.1.2 De verdeling van kinetische energie In een populatie deeltjes bewegen niet alle deeltjes met dezelfde snelheid of energie, zelfs bij een constante temperatuur. Er bestaat een specifieke verdeling van snelheden en bijbehorende kinetische energieën over de deeltjes. Deze spreiding wordt de Maxwell-Boltzmann-distributie genoemd [22](#page=22). * Het maximum van de Boltzmann-verdeling op de x-as geeft de snelheid weer waarmee het grootste aantal moleculen bewegen [23](#page=23). * De verdeling is asymmetrisch, waardoor de gemiddelde snelheid ($v_{gem}$) iets hoger is dan de meest voorkomende snelheid [23](#page=23). * Bij een stijgende temperatuur bewegen deeltjes gemiddeld sneller, wat resulteert in een verschuiving van de verdeling naar hogere snelheden en kinetische energieën [23](#page=23). * Het oppervlak onder de curve van de snelheids- of kinetische energiedistributie is een maat voor het aantal moleculen dat aan die energievoorwaarden voldoet [23](#page=23). #### 2.1.3 Aggregatietoestanden volgens de KMT De aggregatietoestand van materie wordt bepaald door de balans tussen twee factoren: 1. **Kinetische energie van de deeltjes ($KE_{gem}$):** Deze is afhankelijk van de temperatuur. 2. **Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK):** Deze worden bepaald door het polaire karakter en/of de polariseerbaarheid van de deeltjes. De aggregatietoestand ontstaat uit de balans tussen de kinetische energie van de deeltjes en de sterkte van de intermoleculaire krachten (IMK) [23](#page=23). * **Gas:** $KE_{gem}$ domineert over IMK. De deeltjes hebben voldoende energie om intermoleculaire aantrekking te overwinnen, wat expansie toelaat. Dit duidt op zwakke IMK, wat kenmerkend is voor weinig polaire of polariseerbare moleculen [24](#page=24). * **Vloeistof:** IMK en $KE_{gem}$ zijn in balans. De aantrekkingskrachten houden de deeltjes dicht bij elkaar, maar zijn niet sterk genoeg om ze in een gefixeerde positie te houden. Deeltjes kunnen langs elkaar 'glijden' [24](#page=24). * **Vaste stof:** IMK domineren over $KE_{gem}$. De deeltjes worden in gefixeerde posities gehouden, en vertonen voornamelijk vibratie-energie rond die posities. Dit duidt op intrinsiek sterke IMK, vaak door sterke polariteit van de deeltjes [24](#page=24). Veranderingen in temperatuur en druk beïnvloeden deze balans en daarmee de aggregatietoestand. Een hogere temperatuur verhoogt de $KE_{gem}$, terwijl verhoogde druk de moleculen dichter bij elkaar brengt, waardoor IMK efficiënter werken [25](#page=25). ### 2.2 Gassen #### 2.2.1 Kinetische moleculaire theorie (KMT) voor gassen en het ideale gas De algemene KMT-concepten gelden ook voor gassen, maar door de grote verschillen met gecondenseerde fasen worden aanvullende aannames gemaakt, vaak specifiek voor een **ideaal gas**. Een ideaal gas is een hypothetisch gas dat de gaswetten volgt en waarvan het gedrag reële gassen benadert, zeker onder gangbare druk- en temperatuuromstandigheden [26](#page=26). Aangepaste KMT-aannames voor gassen: * **Volume van deeltjes:** De deeltjes hebben wel een massa, maar hun volume is verwaarloosbaar ten opzichte van het totale volume van de container. Een gas is voornamelijk lege ruimte. Voor een ideaal gas wordt aangenomen dat het volume van de deeltjes nul is [26](#page=26). * **Beweging:** Gasdeeltjes zijn constant in willekeurige, rechte lijn beweging. Ze botsen met elkaar en met de wanden van de container. Een zuurstofmolecuul kan bijvoorbeeld met ongeveer 500 m/s bewegen en miljarden keren per seconde botsen [26](#page=26) [27](#page=27). * **Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK):** IMK tussen gasdeeltjes zijn onbestaande of verwaarloosbaar. Sterk bewegende gasdeeltjes ondervinden geen aantrekking, ook niet van de containerwanden. In een ideaal gas worden intermoleculaire krachten zelfs bij lage temperaturen niet verondersteld [27](#page=27). * **Kinetische energie en temperatuur:** De gemiddelde kinetische energie van gasdeeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur in Kelvin. Er is een Maxwell-Boltzmann-verdeling van kinetische energie binnen de populatie [27](#page=27). #### 2.2.2 Vier meetbare eigenschappen van een gas Een gas wordt gekarakteriseerd door vier meetbare eigenschappen: * **Hoeveelheid/aantal deeltjes ($n$):** Uitgedrukt in mol [27](#page=27). * **Druk ($P$):** De kracht uitgeoefend door de gasdeeltjes per eenheid van oppervlakte waarmee het gas in contact staat [27](#page=27). * Eenheden van druk zijn onder andere Pascal (Pa, SI-eenheid), millimeter kwik (mm Hg), torr, en atmosfeer (atm). 1 atm is ongeveer 101325 Pa [28](#page=28). * Gasdruk ontstaat door de botsingen van bewegende gasdeeltjes met de wanden van de container. Een hogere temperatuur leidt tot snellere deeltjes, hardere en frequentere botsingen, en dus hogere druk [28](#page=28). * **Volume ($V$):** Uitgedrukt in liter of m³ [27](#page=27). * **Temperatuur ($T$):** Uitgedrukt in Kelvin (K) [27](#page=27). #### 2.2.3 De universele gaswet Historisch gezien hebben verschillende gaswetten het verband tussen deze eigenschappen vastgelegd, met name door telkens twee eigenschappen constant te houden: * **Druk-volume relatie (Boyle):** $P \sim 1/V$ bij constante $n$ en $T$ [29](#page=29). * **Volume-temperatuur relatie (Charles):** $V \sim T$ bij constante $n$ en $P$ [29](#page=29). * **Druk-temperatuur relatie (Gay-Lussac):** $P \sim T$ bij constante $n$ en $V$ [29](#page=29). * **Volume-hoeveelheid relatie (Avogadro):** $V \sim n$ bij constante $P$ en $T$. Gelijke volumes van verschillende gassen bij dezelfde druk en temperatuur bevatten een zelfde aantal mol en deeltjes [29](#page=29). De combinatie van deze wetten leidt tot de **universele gaswet**: $$PV = nRT$$ [29](#page=29). waarin $R$ de universele gasconstante is [29](#page=29). * De temperatuur $T$ moet uitgedrukt worden in Kelvin [29](#page=29). * De waarde van $R$ hangt af van de gebruikte eenheden voor druk en volume. Een veelgebruikte waarde is $R \approx 0,08206$ liter atm/mol K [29](#page=29) [30](#page=30). * De universele gaswet laat toe om een gas volledig te beschrijven, zolang het zich 'ideaal' gedraagt [29](#page=29). De wet kan ook gebruikt worden in de vorm: $$\frac{P_1V_1}{T_1} = \frac{P_2V_2}{T_2}$$ [30](#page=30). voor situaties waarbij een ideaal gas van de ene conditie naar de andere wordt gebracht. **Standaardcondities (STP):** Druk $P = 1$ atm en temperatuur $T = 273$ K (0 °C). Onder STP-condities neemt 1 mol van elk ideaal gas een volume in van 22,4 liter, het zogenaamde **molair volume** [30](#page=30). > **Tip:** Het molair volume van een ideaal gas is onafhankelijk van de aard van de gasdeeltjes, omdat het volume van de deeltjes verwaarloosbaar is en er geen aantrekkingskrachten zijn [30](#page=30). #### 2.2.4 De Wet van Dalton (partieeldrukken) Voor een ideaal gasmengsel geldt de Wet van Dalton, die stelt dat de totale druk van een mengsel gelijk is aan de som van de partiële drukken van de individuele gassen: $$P_{totaal} = P_1 + P_2 + P_3 + \dots$$ [31](#page=31). Vanuit KMT-perspectief is dit logisch omdat deeltjes in een ideaal gasmengsel onafhankelijk van elkaar botsen en er geen intermoleculaire krachten zijn [31](#page=31). #### 2.2.5 Reële gassen Reële gassen gedragen zich bij atmosferische druk (1 atm) en kamertemperatuur (25 °C, 298 K) grotendeels ideaal. Afwijkingen van het ideale gedrag treden op bij hoge druk en/of lage temperatuur, omdat dan twee aannames van de ideale gas KMT niet meer opgaan [32](#page=32): 1. **Volume van deeltjes:** In reële gassen hebben deeltjes wel een volume, wat het effectief beschikbare volume voor beweging verkleint, vooral merkbaar bij hoge druk [32](#page=32). 2. **Intermoleculaire aantrekkingskrachten:** Bij voldoende dichte nadering van moleculen kunnen IMK optreden, wat de impact van botsingen op de containerwand verzwakt, vooral bij lage temperatuur [32](#page=32). De **van der Waals-vergelijking** corrigeert voor deze afwijkingen: $$\left(P + \frac{n^2a}{V^2}\right)(V - nb) = nRT$$ [33](#page=33). Hierin corrigeren de termen $\frac{n^2a}{V^2}$ voor de reële druk (en IMK) en $-nb$ voor het reële volume van de deeltjes. De constanten $a$ en $b$ zijn specifieke van der Waalscoëfficiënten die experimenteel bepaald worden voor elk gas. Deze coëfficiënten nemen toe met de massa en het volume van de moleculen, en de polariteit (bijvoorbeeld de $a$-waarde voor waterdamp is hoger dan voor zuurstofgas) [33](#page=33). --- # Fysische eigenschappen van organische moleculen Dit deel introduceert de basisprincipes van organische chemie, met een focus op de structuur, representatie en de eigenschappen van koolstofverbindingen, en hoe deze eigenschappen de fysische kenmerken van moleculen beïnvloeden. ### 7.1 Koolstof als basiselement van organische verbindingen Koolstof, hoewel niet het meest voorkomende element in de aardkorst, is essentieel voor het leven vanwege zijn unieke combinatie van eigenschappen. Het behoort tot groep IVA van het Periodiek Systeem en heeft vier valentie-elektronen. Door zijn relatief lage elektronegativiteit en hoge ionisatie-energieën vormt koolstof uitsluitend covalente bindingen, waarbij het steeds vier covalente bindingen aangaat (tetravalent) en zo een stabiele octetconfiguratie bereikt [50](#page=50). Koolstof kan covalente bindingen aangaan met elementen zoals H, O, N, P, en S, maar cruciaal ook met andere koolstofatomen. De stabiliteit van C-C bindingen, die nagenoeg even sterk zijn als C-andere element bindingen, stelt koolstof in staat om een enorme diversiteit aan stabiele moleculen te vormen, variërend in grootte en vorm. Deze moleculen bestaan uit koolstofketens (lineair of vertakt) of koolstofringen, die het koolstofskelet vormen. De binding van koolstof aan andere elementen vergroot deze diversiteit verder [50](#page=50). > **Tip:** De capaciteit van koolstof om zo'n grote variëteit aan moleculen te vormen, is fundamenteel voor de complexiteit van levende organismen [50](#page=50). ### 7.2 Voorstelling en inleiding tot de nomenclatuur van organische moleculen De structuur van organische verbindingen kan op verschillende manieren worden weergegeven. Lewisstructuren tonen alle atomen en bindingen, maar geven geen informatie over bindingshoeken. Ruimtelijke weergaven tonen de driedimensionale oriëntatie van bindingen [51](#page=51). Voor complexe organische moleculen worden vereenvoudigde voorstellingen gebruikt waarbij bindingen en atomen worden weggelaten. De volgende voorstellingen worden gehanteerd [51](#page=51): 1. Volledige structuurformule, waarbij alle C-H bindingen expliciet worden getoond [51](#page=51). 2. Gecondenseerde structuurformule, waarbij het aantal H-atomen per C-atoom met een subscript wordt aangegeven en C-H bindingen worden weggelaten. De zigzaglijn tussen C-atomen reflecteert de tetrahedrale omringing [51](#page=51). 3. Skeletstructuur (zaagtandstructuur), waarbij een zigzaglijn wordt gebruikt; elk eind- of knikpunt vertegenwoordigt een C-atoom, en H-atomen zijn weggelaten omdat de tetravalentie van koolstof wordt verondersteld [51](#page=51). 4. Meest gecondenseerde voorstelling is de brutoformule, die enkel de atomaire samenstelling weergeeft [51](#page=51). > **Tip:** Bij de skeletstructuur zijn alle C-atomen verzadigd met H-atomen, tenzij anders aangegeven [51](#page=51). De naamgeving van organische verbindingen volgt de IUPAC-regels. Een systematische naam bestaat uit [52](#page=52): * **Stamnaam:** Geeft het aantal koolstofatomen in de langste koolstofketen (hoofdketen) aan. Tabel 7.1 bevat de stamnamen voor ketens tot 12 C-atomen [52](#page=52). * **Voorvoegsel (prefix) en/of achtervoegsel (suffix):** Geeft de familie van de verbinding aan. Bijvoorbeeld, '-aan' is het achtervoegsel voor alkanen [52](#page=52). Zij-koolstofketens (alkylgroepen, aangeduid met 'R') worden ook benoemd met een stamnaam gevolgd door de uitgang '-yl' [52](#page=52). ### 7.3 Koolstof-koolstofbindingen Een C-atoom kan tetravalentie bereiken door vier enkelvoudige covalente bindingen, of een combinatie van enkelvoudige en meervoudige bindingen. De ruimtelijke omringing rond elk C-atoom wordt bepaald door de VSEPR-theorie en hybridisatie (sp, sp², sp³), en varieert afhankelijk van het type bindingen. Kennis van de geometrie rond de C-atomen geeft inzicht in de vorm en flexibiliteit van moleculen, wat cruciaal is voor hun chemische en fysische eigenschappen [53](#page=53) [54](#page=54). #### Koolstofatomen met vier enkelvoudige bindingen (sp³-hybridisatie) * **Geometrie:** Tetraëdrisch met bindingshoeken van ongeveer 109.5° [54](#page=54). * **Voorbeeld:** Methaan (CH₄) en ethaan (C₂H₆) [54](#page=54). * **Flexibiliteit:** Er is vrije draaibaarheid rond elke sigma-binding, wat leidt tot flexibele moleculen [54](#page=54). #### Koolstofatomen met een dubbele binding en twee enkelvoudige bindingen (sp²-hybridisatie) * **Geometrie:** Trigonaal planair met bindingshoeken van 120° [55](#page=55). * **Voorbeeld:** Etheen (C₂H₄) en formaldehyde [55](#page=55). * **Flexibiliteit:** Er is geen vrije draaibaarheid rond de dubbele binding (C=C) vanwege de aanwezigheid van een pi-binding. Dit beperkt de flexibiliteit en zorgt ervoor dat de gebonden atomen in één vlak liggen [55](#page=55). #### Koolstofatomen met twee dubbele bindingen of een drievoudige binding (sp-hybridisatie) * **Geometrie:** Lineair met een bindingshoek van 180° [56](#page=56). * **Voorbeeld:** Ethyn (C₂H₂) en koolstofdioxide (CO₂) [56](#page=56). * **Flexibiliteit:** Er is geen vrije draaibaarheid rond de drievoudige binding (C≡C) of de dubbele bindingen. Dit beperkt de flexibiliteit van de molecuul op die plaats [56](#page=56). > **Tip:** De flexibiliteit van moleculen, bepaald door de aard van de C-C bindingen, beïnvloedt hun interactie via intermoleculaire krachten [56](#page=56). Ringstructuren beperken de rotatie rond C-C assen, wat de vorm en flexibiliteit van de molecule verder beïnvloedt, afhankelijk van de hybridisatietoestand van de koolstofatomen in de ring [56](#page=56). ### 7.4 Indeling van de organische verbindingen Vanwege het grote aantal organische verbindingen worden ze ingedeeld in families, gekenmerkt door specifieke functionele groepen. Een functionele groep is een atoomgroep die op een specifieke manier covalent gebonden is en de chemische en fysische eigenschappen van de hele molecule bepaalt [57](#page=57). Tabel 7.2 geeft een overzicht van de belangrijkste families met hun kenmerkende functionele groepen, algemene structuur en naamgeving [58](#page=58). | Familie | Functionele groep | Algemene structuur | Naam | | :---------------- | :--------------------------------- | :----------------- | :----------------------- | | Alkanen | - | R-H | Stamnaam + aan | | Alkenen | minstens 1 C=C | R−CH=CH−R' | Stamnaam + een | | Alkynen | minstens 1 C≡C | R−C≡C−R' | Stamnaam + yn | | Halo-alkanen | minstens 1 F, Cl, Br of I op C-keten | R-X | Fluor/Chloor/Broom/Jood + stamnaam | | Alcoholen | minstens 1 OH-groep | R-OH | Stamnaam + ol | | Ethers | minstens 1 O-atoom tussen 2 C-atomen | R-O-R’ | Alkoxy + stamnaam of stamnaam + ether | | Amines | minstens 1 N-atoom op C | R-NH₂, R-NH-R’, R₃-N | Amino + stamnaam of stamnaam + amine | | Aldehyden | Carbonylfunctie op laatste C | R-CHO | Stamnaam + al | | Ketonen | Carbonylfunctie | R-CO-R’ | Stamnaam + on | | Carbonzuren | Carboxylgroep | R-COOH | Stamnaam + carbonzuur | | Esters | | RCOOR’ | Alkyl...anoaat | | Amides | | RCONH₂ | Alkyl...amide | | Zuurchloriden | | RCOCl | Carbonylzuurchloride | | Fosfaatesters | | R-P(O)-(OR') | | > **Tip:** De algemene structuurformules van de families zijn belangrijk om te kennen. Bij organische moleculen met meer dan één functionele groep, bepaalt de prioriteit (Bijlage 6) welke groep het suffix in de naam levert [57](#page=57) [58](#page=58). ### 7.5 Polariteit van organische verbindingen – Fysische eigenschappen Organische verbindingen, bestaande uit C en H, hebben voornamelijk apolaire C-C en weinig gepolariseerde C-H bindingen. Dit resulteert in een netto dipoolmoment ($\mu_{netto}$) van 0 of zeer klein. Moleculen met $\mu_{netto}$ = 0 zijn apolair [59](#page=59). * **Apolaire moleculen:** Enkel zwakke Londonkrachten (geïnduceerde dipool-dipoolkrachten) zijn werkzaam. Ze hebben relatief hoge dampdrukken en lage kookpunten, die toenemen met molecuulgewicht en contactoppervlak. Ze mengen slecht met polaire solventen zoals water [59](#page=59). * **Moleculen met polaire functionele groepen:** De aanwezigheid van functionele groepen met C gebonden aan meer elektronegatieve elementen (O, N, S, P, halogenen) verhoogt de polariteit. Deze moleculen zijn meestal polair, hebben hogere kookpunten en lossen beter op in water. Polaire groepen maken intermoleculaire aantrekkingen (dipool-dipoolkrachten, waterstofbruggen) mogelijk [60](#page=60). **Amfifatische moleculen** hebben een polair en een apolair deel, wat hun eigenschappen bepaalt. Oleïnezuur is een voorbeeld [60](#page=60). Tabel 7.3 vergelijkt de fysische eigenschappen van moleculen met vergelijkbaar molecuulgewicht: | Formule | Structuur/geometrie | Naam | $\mu_{netto}$ (debye) | Molecuulgewicht (a.m.e.) | Kookpunt (°C) | | :--------- | :------------------ | :-------------- | :------------------- | :----------------------- | :------------ | | CH₄ | tetraheder | methaan | 0.0 | 16 | -162 | | CH₃-CH₂-CH₃ | tetraheder | propaan | 0.0 | 55 | -42 | | CH₃Cl | tetraheder | methylchloride | 1.9 | 50 | -24 | | CCl₄ | tetraheder | tetrachloormethaan | 0.0 | 152 | 77 | | CH₃-CO-CH₃ | trigonaal planair | aceton | 2.7 | 58 | 56 | ### 7.6 Polariteit en chemische reactiviteit De elektronenverdeling in een molecule, inclusief gepolariseerde bindingen en partiële ladingen, beïnvloedt de chemische reactiviteit [60](#page=60). * **Gepolariseerde bindingen:** In de carbonylgroep (C=O) is de binding gepolariseerd met $\delta^-$ op O en $\delta^+$ op C. Nucleofielen ($\text{Nu}^-$) reageren bij voorkeur met het $\delta^+$ koolstofatoom, terwijl elektrofielen ($\text{E}^+$) het $\delta^-$ zuurstofatoom aanvallen [60](#page=60). * **Inductief effect:** Partiële polarisatie kan secundaire polarisaties veroorzaken in naburige covalente bindingen [60](#page=60). * **Elektronenzuigende groepen:** Trekken bindingselektronen sterker aan dan waterstof (bv. Cl). Dit kan de zuurgraad van een molecule verhogen, zoals bij chloorazijnzuur vergeleken met azijnzuur [61](#page=61). * **Elektronenduwende groepen:** Trekken minder sterk aan dan waterstof (bv. CH₃-groep) [61](#page=61). ### 7.7 Chemische reacties tussen organische verbindingen Organische reacties worden ingedeeld op basis van wat er met het substraat (de organische molecule) gebeurt: * **Substitutiereacties:** Atomen of atoomgroepen worden vervangen door andere [62](#page=62). * **Additiereacties:** Extra atomen of groepen worden covalent gekoppeld aan meervoudig gebonden koolstofatomen [62](#page=62). * **Eliminatiereacties:** Atomen of atoomgroepen worden verwijderd [62](#page=62). Reagentia kunnen **nucleofielen** (Nu⁻, brengen een elektronenpaar) of **elektrofielen** (E⁺, hebben een elektronentekort) zijn [62](#page=62). * **Nucleofielen** 'minnen' kernen en reageren doorgaans met positieve of partieel positieve delen van het substraat [62](#page=62). * **Elektrofielen** zijn elektronarm en reageren doorgaans met negatieve of partieel negatieve delen van het substraat [62](#page=62). Reacties kunnen worden ingezet door een nucleofiel of een elektrofiel, wat leidt tot nucleofiele of elektrofiele substitutie- en additiereacties [63](#page=63). **Meerstapsreacties:** Sommige reacties verlopen in meerdere stappen, waarbij **tussenproducten (intermediaten)** worden gevormd. Kennis van deze intermediairen is cruciaal om reactiemechanismen en productvorming te verklaren [63](#page=63). > **Voorbeeld nucleofiele substitutie:** OH⁻ (nucleofiel) + CH₃-Cl → HO-CH₃ + Cl⁻ [63](#page=63). > **Voorbeeld elektrofiele additie:** H⁺ + CH₂=CH₂ → CH₃-CH₂⁺ → CH₃-CH₂Cl [63](#page=63). ### 7.8 Oefeningen op voorstellingswijzen van koolwaterstofverbindingen Dit gedeelte bevat oefeningen om de vaardigheid in het tekenen en interpreteren van skeletstructuren en het bepalen van brutoformules te oefenen [63](#page=63). ### 7.9 Objectieven (checklist) Na dit hoofdstuk dient de student in staat te zijn om: * De bindingswijzen van C (enkelvoudig, dubbel, drievoudig) te koppelen aan de hybridisatietoestand (sp³, sp², sp) van de C-atomen en de bijbehorende geometrie te benoemen [64](#page=64). * De rotatievrijheid rond C-C bindingen te verklaren op basis van de bindingstypes (enkelvoudig, dubbel, drievoudig) en de concepten van $\sigma$- en $\pi$-bindingen, en dit toe te passen op fysische en chemische eigenschappen [64](#page=64). * De verschillende voorstellingswijzen van organische moleculen te gebruiken en interpreteren, stamnamen tot 10 te kennen, en de betekenis van 'R-' (alkylgroep) te begrijpen [64](#page=64). * De indeling van organische verbindingen in families op basis van functionele groepen te begrijpen [65](#page=65). * De verschillende families uit Tabel 7.2, hun functionele groepen, naamgeving en algemene voorstelling te kennen [65](#page=65). * Algemene uitspraken te doen over het (a)polaire karakter van organische verbindingen en de invloed hiervan op hun eigenschappen [65](#page=65). * Het effect van elektronenzuigende groepen op chemische eigenschappen te begrijpen [65](#page=65). * De begrippen koolstofketen, zijketen, functionele groep, alkylgroep, polair, apolair, hydrofiel, hydrofoob, amfifatisch, elektronenzuigende/duwende groep, inductief effect, nucleofiel, elektrofiel, substitutie-, additie- en eliminatiereactie te kennen en toe te passen [65](#page=65). --- ## 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 | |---|---| | Intermoleculaire krachten (IMK) | Zwakke elektrostatische aantrekkingskrachten die optreden tussen moleculen. Deze krachten zijn verantwoordelijk voor de aggregatietoestanden van materie en beïnvloeden eigenschappen zoals kookpunten en smeltpunten. | | Aggregatietoestanden | De verschillende vormen waarin materie kan voorkomen: gas, vloeistof en vaste stof. De overgangen tussen deze toestanden worden bepaald door de balans tussen kinetische energie van de deeltjes en de sterkte van intermoleculaire krachten. | | Kinetische moleculaire theorie (KMT) | Een verklarend model dat de fysische veranderingen in materie op moleculair niveau beschrijft, gebaseerd op de beweging en energie van deeltjes. Het stelt dat alle materie uit deeltjes bestaat die constant bewegen en kinetische energie bezitten, en dat deze deeltjes ook intermoleculaire krachten op elkaar uitoefenen. | | Dipool-dipoolkrachten | Intermoleculaire krachten die optreden tussen polaire moleculen. Deze worden veroorzaakt door de aantrekking tussen de partieel positieve zijde van de ene molecule en de partieel negatieve zijde van een naburige molecule. | | Geïnduceerde dipool-dipoolkrachten (Londonkrachten) | Intermoleculaire krachten die optreden tussen apolaire moleculen. Ze ontstaan door tijdelijke, fluctuerende dipolen die worden veroorzaakt door de beweging van elektronen binnen de moleculen, en die op hun beurt dipolen induceren in naburige moleculen. | | Waterstofbrugvorming | Een bijzonder sterke vorm van dipool-dipoolinteractie die optreedt tussen moleculen waarbij een waterstofatoom covalent gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (zoals N, O of F) en dat waterstofatoom wordt aangetrokken tot een ander elektronegatief atoom met een vrij elektronenpaar in een naburige molecule. | | Polariseerbaarheid | Een maat voor hoe gemakkelijk de elektronendistributie in een neutrale molecule kan worden vervormd, wat resulteert in de inductie van een tijdelijk dipoolmoment. Grotere moleculen met meer elektronen zijn doorgaans polariseerbaarder. | | Universele gaswet | Een vergelijking ($PV=nRT$) die de relatie beschrijft tussen de druk (P), het volume (V), de hoeveelheid stof (n) en de temperatuur (T) van een ideaal gas, waarbij R de universele gasconstante is. | | Dampdruk | De druk die de dampfase van een vloeistof uitoefent wanneer deze in evenwicht is met de vloeibare fase in een gesloten systeem. De dampdruk stijgt met toenemende temperatuur. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampdruk van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk. Bij deze temperatuur kunnen gasbellen midden in de vloeistof ontstaan en opstijgen. | | Functionele groep | Een specifieke groep atomen binnen een organische molecule die kenmerkende chemische en fysische eigenschappen verleent aan de molecule en bepaalt tot welke familie de verbinding behoort. | | Apolair | Een molecule die geen netto dipoolmoment heeft, wat betekent dat de ladingsverdeling symmetrisch is en er geen permanente partiele ladingen ontstaan. Apolaire moleculen worden voornamelijk bij elkaar gehouden door Londonkrachten. | | Polair | Een molecule die een netto dipoolmoment heeft, wat resulteert in een ongelijke ladingsverdeling met partieel positieve en negatieve ladingen op verschillende delen van de molecule. Polaire moleculen ervaren dipool-dipoolkrachten en/of waterstofbruggen. | | Amfifatisch | Moleculen die zowel een polair (hydrofiel) als een apolair (hydrofoob) deel bezitten. Deze moleculen hebben eigenschappen die worden bepaald door beide delen en spelen een belangrijke rol in biologische membranen. | | Nucleofiel | Een chemische soort die een elektronenpaar aanbiedt om een nieuwe covalente binding te vormen, typisch met een partieel positief geladen atoom of een leeg orbitaal in het substraat. | | Elektrofiel | Een chemische soort die een elektronentekort heeft en reageert met een partieel negatief geladen deel van een substraat, waarbij het elektrofiel een elektronenpaar accepteert om een nieuwe covalente binding te vormen. |

# Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK) Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK) beschrijven de zwakke elektrostatische krachten die tussen moleculen optreden en bepalen de macroscopische eigenschappen van materie. ## 1. Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK) en aggregatietoestanden van materie Chemische bindingen, zoals covalente bindingen, houden atomen *binnen* een molecule bij elkaar en zorgen voor stabiliteit. Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK), daarentegen, zijn krachten *tussen* stabiele, neutrale moleculen. Deze krachten zijn elektrostatisch van aard en ontstaan door de aantrekking tussen positief en negatief geladen delen van naburige moleculen. De sterkte van IMK bepaalt de aggregatietoestand van materie (gas, vloeistof, vaste stof) en is essentieel voor processen als smelten en verdampen. IMK zijn aanzienlijk zwakker dan covalente bindingen en worden daarom ook wel 'zwakke krachten' of 'niet-covalente krachten' genoemd [1](#page=1) [2](#page=2) [3](#page=3). ### 1.1 Moleculen kunnen elkaar aantrekken Intermoleculaire krachten ontstaan wanneer moleculen elkaar voldoende naderen. Deze aantrekkingen worden ook wel 'van der Waals krachten' genoemd, naar Johannes Diderik van der Waals die het bestaan ervan in 1873 postuleerde. De mate van aantrekking varieert en beïnvloedt eigenschappen zoals dichtheid, de energie die nodig is om te verdampen, en kookpunten. De polariteit van moleculen speelt een cruciale rol bij de sterkte van deze aantrekkingen [2](#page=2). **Samenvatting en vooruitblik:** Intermoleculaire krachten (IMK) zijn zwakke elektrostatische aantrekkingskrachten tussen moleculen die fysische eigenschappen zoals aggregatietoestand, kook- en smeltpunt, en oplosbaarheid bepalen. Ze verschillen van covalente bindingen doordat er geen elektronen worden gedeeld, waardoor ze veel zwakker zijn [3](#page=3). ### 1.2 Verschillende types intermoleculaire aantrekkingskrachten Er worden drie hoofdtypen IMK onderscheiden tussen neutrale moleculen, waarvan de aard afhangt van het polaire karakter van de moleculen [3](#page=3): * **Londonkrachten:** De enige IMK die optreden tussen apolaire moleculen [3](#page=3). * **Dipool-dipoolkrachten:** Treden op tussen polaire moleculen [3](#page=3). * **Waterstofbruggen:** Een specifieke, sterke vorm van dipool-dipoolkrachten tussen uitzonderlijk polaire moleculen [3](#page=3). Polaire moleculen maken gebruik van zowel dipool-dipoolkrachten als Londonkrachten (additieve IMK). De sterkte van deze krachten is cruciaal voor het begrijpen van fysische eigenschappen [3](#page=3). #### 1.2.1 Dipool-dipoolkrachten: IMK tussen polaire moleculen Polaire moleculen hebben een permanent nettodipoolmoment ($\mu_{netto} > 0$). Eén zijde van de molecule draagt een partieel positieve lading ($\delta^+$) en de tegenovergestelde zijde een partieel negatieve lading ($\delta^-$). De dipool-dipoolkracht ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen de partieel negatieve zijde van de ene molecule en de partieel positieve zijde van een naburige polaire molecule [4](#page=4). > **Tip:** Bij het bepalen van het nettodipoolmoment en partiële ladingen moet rekening gehouden worden met de grootte, richting en relatieve oriëntatie van de bindingsdipoolmomenten van de covalente bindingen [4](#page=4). Deze krachten zijn ongeveer 100 maal zwakker dan covalente bindingen. Ze zijn alleen effectief wanneer moleculen elkaar voldoende naderen en nemen snel af met toenemende afstand. De aantrekkingsenergie ($E$) is omgekeerd evenredig met de derde macht van de afstand ($r$) tussen de moleculen [5](#page=5): $$E \approx -\frac{\mu_1 \mu_2}{r^3}$$ [5](#page=5). waarbij $\mu_1$ en $\mu_2$ de nettodipoolmomenten zijn. Het negatieve teken geeft aantrekking aan [5](#page=5). > **Tip:** De 'kop-staartschikking' is een specifieke oriëntatie waarbij de positieve pool van de ene dipool naar de negatieve pool van de andere wijst, wat leidt tot maximale aantrekking [4](#page=4) [5](#page=5). De sterkte van dipool-dipoolkrachten is direct gerelateerd aan de grootte van de dipoolmomenten van de interagerende moleculen. Deze krachten zijn 'short-ranged' en alleen werkzaam als de intermoleculaire aantrekkingsenergie gelijk of groter is dan de kinetische energie van de moleculen bij een bepaalde temperatuur [5](#page=5). #### 1.2.2 Geïnduceerde dipool-dipoolkrachten: IMK tussen apolaire moleculen Apolaire moleculen hebben gemiddeld een symmetrische ladingsverdeling en een nettodipoolmoment van nul ($\mu_{netto}=0$). Echter, de constant bewegende elektronen in apolaire moleculen kunnen tijdelijk leiden tot een asymmetrische ladingsverdeling, wat resulteert in een **transiënte dipool** (ook wel fluctuerende dipool). Deze transiënte dipool kan op zijn beurt een dipool induceren in naburige apolaire moleculen. De synchronisatie van deze fluctuerende en geïnduceerde dipolen veroorzaakt elektrostatische aantrekking [6](#page=6). > **Tip:** De beweging van elektronen in een molecule wordt 'dispersie' genoemd [6](#page=6). Deze geïnduceerde dipool-dipoolkrachten worden ook wel **dispersiekrachten** of **Londonkrachten** genoemd. De term 'van der Waals interactie' is een verzamelnaam voor alle typen IMK [7](#page=7). De sterkte van de geïnduceerde dipool-dipoolkracht hangt af van: a. **De onderlinge afstand $r$ tussen de betrokken moleculen:** De aantrekkingsenergie is omgekeerd evenredig met de zesde macht van de afstand: $$E \approx -\frac{1}{r^6}$$ [7](#page=7). Dit impliceert een zeer korte reikwijdte; verdubbeling van de afstand vermindert de aantrekking 64 maal [7](#page=7). b. **De polariseerbaarheid ($\alpha$) van de betrokken moleculen:** Dit is een maat voor hoe gemakkelijk de ladingsverdeling in een molecule kan worden verstoord om een tijdelijke dipool te induceren. De aantrekkingsenergie is evenredig met het product van de polariseerbaarheden van de twee moleculen [8](#page=8): $$E \sim -\alpha_1 \alpha_2$$ [8](#page=8). Factoren die de polariseerbaarheid beïnvloeden zijn: * **Grootte van de molecule:** Grotere moleculen hebben elektronen die verder van de kernen verwijderd zijn, wat leidt tot een grotere ladingsseparatie en dus een groter induceerbaar dipoolmoment ($\mu$). De polariseerbaarheid is recht evenredig met de grootte van de induceerbare $\mu$, waarbij $\mu = |q|r'$ (met $r'$ de ladingsseparatie) [8](#page=8). * **Aantal elektronen:** Een groter aantal elektronen vergroot de kans op asymmetrische elektronenverdelingen en een groter dipoolmoment [8](#page=8). * **Molecuuloppervlak:** Een groter molecuuloppervlak verhoogt de kans op inductie van een dipool met een grotere waarde van $\mu$ [9](#page=9). * **Moleculaire vorm:** Lineaire en planaire moleculen kunnen elkaar dichter naderen en hebben een groter contactoppervlak dan vertakte of sferische moleculen, wat leidt tot efficiëntere inductie van dipoolmomenten en sterkere aantrekking [9](#page=9). > **Voorbeeld:** n-pentaan en neopentaan (isomeren van C5H12) hebben dezelfde moleculaire massa, maar n-pentaan is lintvormig en neopentaan sferisch. n-pentaanmoleculen kunnen elkaar dichter naderen en maken contact over een groter oppervlak, wat leidt tot sterkere dispersiekrachten en een hoger kookpunt voor n-pentaan [9](#page=9). Dispersiekrachten treden ook op tussen polaire moleculen, maar zijn de enige IMK tussen apolaire moleculen. Over het algemeen leiden apolaire moleculen tot lagere smelt- en kookpunten [9](#page=9). #### 1.2.3 Waterstofbrugvorming Waterstofbrugvorming is de sterkste IMK tussen polaire moleculen en is essentieel voor leven. Het is een sterkere variant van de dipool-dipoolinteractie die optreedt tussen **sterk polaire moleculen** [10](#page=10). **Voorwaarden voor waterstofbrugvorming:** * **Donor (D) molecule:** Een H-atoom covalent gebonden aan een atoom met een hoge elektronegativiteit (EN), zoals O, N, of F. Dit creëert een sterk gepolariseerde D-H binding met een $\delta^+$ op H en $\delta^-$ op D [11](#page=11). * **Acceptor (A) molecule:** Een O, N, of F atoom met minstens één vrij elektronenpaar. De hoge EN van het acceptoratoom en de concentratie van het elektronenpaar op een kleine diameter zorgen voor een sterke $\delta^-$ lading op A [11](#page=11). De aantrekking vindt plaats tussen de sterke $\delta^+$ op H van de donormolecule en de sterke $\delta^-$ op het acceptoratoom van de acceptormolecule. De waterstofbrug is grotendeels elektrostatisch van aard [11](#page=11) [12](#page=12). > **Tip:** De term 'donor' en 'acceptor' duidt op de aanwezigheid van deeltjes die waterstof kunnen afstaan respectievelijk opnemen, niet op uitwisseling van het H-atoom zelf [12](#page=12). Een waterstofbrug is ongeveer 40 maal zwakker dan een covalente binding, maar is de sterkste IMK. De sterkte is maximaal in een lineaire configuratie [12](#page=12). Watermoleculen kunnen meerdere waterstofbruggen vormen. Elke watermolecule kan als donor (via de twee H-atomen gebonden aan O) en als acceptor (via de twee vrije elektronenparen op O) optreden, waardoor ze maximaal vier waterstofbruggen kunnen vormen. Dit verklaart de specifieke ruimtelijke ordening en lagere dichtheid van ijs vergeleken met vloeibaar water, waardoor ijs op water drijft [12](#page=12). #### 1.2.4 Elektrostatische aantrekking tussen ionen en (a)polaire moleculen Naast de interacties tussen neutrale moleculen, zijn er ook interacties tussen ionen en moleculen [13](#page=13). a. **Ion-dipoolinteractie:** Ontstaat tussen een ion (geladen deeltje, $q$) en een polaire molecule ($\mu_{netto} > 0$). De aantrekkingsenergie is [13](#page=13): $$E \sim -\frac{q\mu}{r^2}$$ [13](#page=13). Deze interactie treedt op bij het oplossen van zouten in water (hydratatie), waarbij watermoleculen zich oriënteren naar de ionen. Hoewel sterker dan dipool-dipoolkrachten, blijft het een zwakke IMK [13](#page=13). b. **Ion-geïnduceerde dipoolkracht:** Een ion kan in een apolaire molecule een tijdelijke dipool induceren, wat leidt tot aantrekking. De geassocieerde aantrekkingsenergie is [13](#page=13): $$E \sim -\frac{q\alpha}{r^4}$$ [13](#page=13). c. **Dipool-geïnduceerde dipoolkracht (Debye-kracht):** Een polaire molecule met een permanent dipoolmoment kan een tijdelijke dipool induceren in een apolaire molecule. De geassocieerde aantrekkingsenergie is [13](#page=13): $$E \sim -\frac{\mu\alpha}{r^6}$$ [13](#page=13). ### 1.3 Relatieve sterkte van de verschillende types zwakke krachten De krachten worden geclassificeerd als sterk (metaalbinding, ionbinding, covalente binding) en zwak (IMK en ion-molecuul interacties). Bij het overwinnen van zwakke krachten blijft de identiteit van de deeltjes behouden. Kook- en smeltpunten geven een indicatie van de relatieve sterkte van deze zwakke krachten [14](#page=14). **Algemene regels voor relatieve sterkte:** * Voor moleculen met vergelijkbare massa en vorm: Polaire moleculen hebben sterkere IMK dan apolaire moleculen door de toevoeging van dipool-dipoolkrachten [15](#page=15). * Voor apolaire moleculen van verschillende grootte: Grotere moleculen met hogere polariseerbaarheid hebben sterkere Londonkrachten [15](#page=15). * Grote apolaire moleculen (met hoge polariseerbaarheid) kunnen sterkere Londonkrachten hebben dan kleine polaire moleculen [15](#page=15). Een beslissingsschema helpt bij het bepalen welk type zwakke kracht werkzaam is tussen specifieke deeltjes, waarbij dispersiekrachten (Londonkrachten) altijd aanwezig zijn naast andere geïdentificeerde interacties [15](#page=15). #### 1.3.1 (Biologisch) Belang van intermoleculaire, niet-covalente krachten Zwakke krachten zijn fundamenteel voor biologische structuren en processen [16](#page=16). 1. **Hydrofiel versus hydrofoob:** De interactie met watermoleculen bepaalt of een deeltje hydrofiel (waterminnend, polair) of hydrofoob (watervrezend, apolair) is. Dit is essentieel voor fenomenen als waterafstotende coatings en het verzamelen van olie [16](#page=16). 2. **Opbouw en interacties van biologische macromoleculen:** * **Eiwitten:** Hun driedimensionale structuur, cruciaal voor hun functie, wordt bepaald door zwakke krachten tussen verschillende delen van de aminozuurketen. Kennis hierover helpt bij medicijnontwikkeling, zoals bij Alzheimer [16](#page=16). * **Eiwitcomplexen:** Specifieke interacties tussen eiwitten, of tussen eiwitten en andere moleculen (enzymen, hemoglobine, DNA, vetmoleculen), zijn gebaseerd op zwakke krachten die een 'sleutel-slot'-mechanisme mogelijk maken [17](#page=17). * **DNA dubbelhelix:** De twee strengen van DNA blijven bij elkaar door specifieke waterstofbruggen, die dynamisch verbroken en gevormd kunnen worden voor replicatie en transcriptie [17](#page=17). 3. **Opbouw van biologisch belangrijke structuren (cellen):** Celmembranen, bestaande uit vetmoleculen, gebruiken Londonkrachten (tussen apolaire staarten) en dipool-dipoolkrachten (tussen polaire koppen en met water) om een dubbellaag te vormen die selectief permeabel is [17](#page=17). 4. **Functioneel bloedtransport:** Het transport van ionen (via ion-dipoolinteractie met water) en polaire moleculen zoals glucose (via dipool-dipoolinteractie met water, solvatatie) in het bloed is afhankelijk van IMK [17](#page=17). 5. **Warmtehuishouding:** De verdamping van water, dat veel energie vereist om waterstofbruggen te verbreken, helpt warmbloedige organismen overtollige lichaamswarmte af te voeren [17](#page=17). 6. **'Vele kleintjes maken één groot':** Hoewel individuele zwakke krachten zwak zijn, kan de som van vele van dergelijke interacties tussen macromoleculen een stabiel complex vormen. Coöperativiteit, waarbij de interactie van één groep de interactie van andere groepen beïnvloedt, versterkt dit effect [18](#page=18). Het zwakke karakter van IMK maakt ze dynamisch, wat essentieel is voor de flexibiliteit en regelbaarheid van moleculaire machines, zoals de DNA-dubbelhelix die kan 'openritsen' of motorproteïnen die bewegen. Een macroscopisch voorbeeld is de manier waarop gekko's zich met hun poten aan verticale oppervlakken hechten via een groot aantal zwakke Londonkrachten, die ook weer met weinig energie losgemaakt kunnen worden [18](#page=18). --- # Aggregatietoestanden van materie Hier is een gedetailleerde studiehandleiding over aggregatietoestanden van materie, gebaseerd op de verstrekte documentatie: ## 2. Aggregatietoestanden van materie De aggregatietoestanden van materie (vast, vloeibaar, gas) worden verklaard door de kinetische moleculaire theorie, die de balans tussen de kinetische energie van deeltjes en intermoleculaire krachten centraal stelt [20](#page=20). ### 2.1 Inleiding tot aggregatietoestanden Een chemische verbinding kan voorkomen als gas, vloeistof of vaste stof; dit zijn de drie aggregatietoestanden. Deze toestanden verschillen in waarneembare eigenschappen zoals intermoleculaire afstand en aantrekking. Vloeistoffen en vaste stoffen worden samen de "gecondenseerde fasen" genoemd. Om naar een minder gecondenseerde fase over te gaan (bv. van vloeistof naar gas), is energie toevoeging noodzakelijk. De kinetische moleculaire theorie, oorspronkelijk ontwikkeld voor de gasfase, biedt een fundamentele verklaring voor deze toestanden en de overgangen ertussen [20](#page=20). ### 2.2 De kinetisch moleculaire theorie (KMT) De kinetisch moleculaire theorie (KMT) is een model dat het gedrag van materie verklaart vanuit het perspectief van individuele deeltjes, zoals moleculen. Deze theorie steunt op bewegings- en energiewetten toegepast op moleculen en kan worden samengevat in vier kernconcepten die geldig zijn voor alle aggregatietoestanden [21](#page=21). #### 2.2.1 Basisconcepten van de KMT 1. **Deeltjes:** Alle materie bestaat uit kleine, submicroscopische deeltjes, zoals moleculen of atomen [21](#page=21). 2. **Beweging:** Deze deeltjes zijn constant in willekeurige beweging. De bewegingen zijn evenredig verdeeld over alle richtingen en kunnen uiteenlopende energieën hebben [21](#page=21). 3. **Kinetische energie (KE):** De bewegende deeltjes bezitten kinetische energie. In een populatie deeltjes wordt een gemiddelde kinetische energie ($KE_{gem}$) en een gemiddelde snelheid ($v_{gem}$) gedefinieerd. De gemiddelde kinetische energie van een populatie deeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur $T$ (in Kelvin) [21](#page=21): $KE_{gem} \sim T$ Bij het absolute nulpunt ($T=0$ K of $-273.15$ °C) is de gemiddelde kinetische energie nul [21](#page=21). 4. **Intermoleculaire krachten (IMK):** De deeltjes oefenen zwakke, niet-covalente, elektrostatische aantrekkingskrachten op elkaar uit. De intensiteit hiervan varieert per aggregatietoestand [21](#page=21). #### 2.2.2 De verdeling van kinetische energie in een populatie van deeltjes Niet alle deeltjes in een populatie bewegen met dezelfde snelheid, zelfs bij een constante temperatuur. Er bestaat een spreiding of verdeling van snelheden en bijhorende kinetische energieën over de deeltjes. Dit wordt beschreven door de **Maxwell-Boltzmann-distributie**. Deze verdeling is asymmetrisch; de gemiddelde snelheid ($v_{gem}$) of kinetische energie ($KE_{gem}$) ligt iets hoger dan de snelheid of energie die het grootste aantal moleculen bezit (het maximum van de curve). Een stijging in temperatuur verschuift de verdeling naar hogere snelheden en kinetische energieën. Het oppervlak onder de curve van de snelheids- of energie-verdeling geeft het aantal deeltjes met die specifieke snelheid of energie weer [22](#page=22) [23](#page=23). #### 2.2.3 Aggregatietoestanden beschreven door de KMT De aggregatietoestand van een verbinding bij een bepaalde temperatuur en druk wordt bepaald door de **balans** tussen de kinetische energie ($KE_{gem}$) van de deeltjes en de sterkte van de intermoleculaire krachten (IMK) [23](#page=23). * **Gas:** $KE_{gem}$ domineert over IMK. De kinetische energie is voldoende om de intermoleculaire aantrekking te overwinnen, waardoor deeltjes ver uit elkaar kunnen bewegen en expansie mogelijk is (#page=23, 24). Gassen bij kamertemperatuur wijzen op zwakke IMK [23](#page=23) [24](#page=24). * **Vloeistof:** IMK en $KE_{gem}$ zijn in balans. De aantrekkingskrachten houden de moleculen dicht bij elkaar, maar de kinetische energie is voldoende om ze langs elkaar te laten glijden. Vloeistoffen hebben een vast volume maar geen vaste vorm en zijn moeilijk samendrukbaar (#page=23, 24) [23](#page=23) [24](#page=24). * **Vaste stof:** IMK domineren over $KE_{gem}$. De aantrekkingskrachten houden de deeltjes in gefixeerde posities. De kinetische energie is voornamelijk beperkt tot vibraties rond deze posities (#page=23, 24). Vaste stoffen bij kamertemperatuur duiden op intrinsiek sterke IMK [23](#page=23) [24](#page=24). Veranderingen in temperatuur (verhoging $KE_{gem}$) en druk (vermindering afstand, effectievere IMK) beïnvloeden deze balans en dus de aggregatietoestand [25](#page=25). ### 2.3 Gassen Gassen worden gekenmerkt door vier meetbare eigenschappen: hoeveelheid materie ($n$), druk ($P$), volume ($V$) en temperatuur ($T$) [27](#page=27). #### 2.3.1 Kinetisch moleculaire theorie (KMT) voor gassen (ideaal gas) De algemene KMT-concepten gelden ook voor gassen, met enkele specifieke aannames, vooral voor een *ideaal gas*: * **Volume van deeltjes:** Het volume van de gasdeeltjes is verwaarloosbaar ten opzichte van het totale volume waarin het gas zich bevindt (#page=26, 27). Voor een ideaal gas wordt aangenomen dat dit volume nul is. Dit is mogelijk omdat de gemiddelde afstand tussen gasdeeltjes erg groot is, waardoor het gas voornamelijk uit lege ruimte bestaat [26](#page=26) [27](#page=27). * **Beweging:** Gasdeeltjes bewegen constant willekeurig, meestal in rechte lijnen, en botsen met elkaar en de wanden van de container. Een zuurstofmolecule kan bij kamertemperatuur snelheden tot 500 m/s bereiken en miljarden keren per seconde botsen [26](#page=26) [27](#page=27). * **Intermoleculaire krachten:** Intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK) tussen gasdeeltjes zijn verwaarloosbaar of onbestaande, zelfs bij lage temperaturen [27](#page=27). * **Kinetische energie:** De gemiddelde kinetische energie van gasdeeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur ($T$) in Kelvin (#page=21, 27). Er is een Maxwell-Boltzmann-verdeling van kinetische energieën binnen de populatie [21](#page=21) [27](#page=27). #### 2.3.2 Vier meetbare eigenschappen van een gas * **Hoeveelheid materie ($n$):** Uitgedrukt in mol (#page=27, 28). Eén mol bevat $N_A = 6.022 \times 10^{23}$ deeltjes (het getal van Avogadro) [27](#page=27) [28](#page=28). $n = \frac{N}{N_A}$ * **Druk ($P$):** De kracht uitgeoefend door gasdeeltjes per eenheid van oppervlakte van de materie waarmee het gas in contact staat. Voorbeelden zijn de druk in een fietsband of de atmosferische druk. De SI-eenheid is Pascal (Pa), maar atm (atmosfeer) is veelgebruikt [27](#page=27) [28](#page=28). * $1$ atm $\approx 101325$ Pa [28](#page=28). * **Volume ($V$):** Uitgedrukt in liters of kubieke meters [27](#page=27). * **Temperatuur ($T$):** Uitgedrukt in Kelvin (K) [27](#page=27). #### 2.3.3 De universele gaswet De combinatie van experimentele gaswetten (afgeleid door constante te houden van twee variabelen) leidt tot de universele gaswet, die een relatie legt tussen $P, V, n,$ en $T$: $$PV = nRT$$ Hierin is $R$ de universele gasconstante [29](#page=29). * **Individuele gaswetten:** * Druk-volume: $P \sim 1/V$ (bij constante $n, T$) [29](#page=29). * Volume-temperatuur: $V \sim T$ (bij constante $n, P$) [29](#page=29). * Druk-temperatuur: $P \sim T$ (bij constante $V, n$) [29](#page=29). * Volume-hoeveelheid: $V \sim n$ (bij constante $P, T$). Dit leidt tot de wet van Avogadro: gelijke volumes van verschillende gassen bij dezelfde druk en temperatuur bevatten een gelijk aantal mol [29](#page=29). * **Gecombineerde/Universele gaswet:** $\frac{P_1V_1}{T_1} = \frac{P_2V_2}{T_2}$ Deze vorm wordt gebruikt wanneer een gas van de ene toestand naar de andere verandert met een constante hoeveelheid materie ($n$=constant) [30](#page=30). * **STP-condities:** Standaardtemperatuur en -druk (STP) zijn gedefinieerd als $1$ atm en $273$ K ($0$ °C). Bij STP neemt $1$ mol van elk ideaal gas een volume in van $22.4$ liter; dit wordt het molair volume genoemd [30](#page=30). $V_{molair} = \frac{nRT}{P} = \frac{(1 \text{ mol})(0.08206 \text{ l atm/mol K})(273 \text{ K})}{1 \text{ atm}} = 22.4 \text{ liter}$ * **Wet van Dalton (partiële drukken):** Voor ideale gasmengsels is de totale druk de som van de partiële drukken die elk gas afzonderlijk zou uitoefenen [31](#page=31). $P_{tot} = P_1 + P_2 + P_3 + \dots$ #### 2.3.4 Reële gassen Reële gassen gedragen zich vrijwel ideaal bij atmosferische druk en kamertemperatuur. Afwijkingen van het ideale gedrag treden op bij hoge druk en/of lage temperatuur omdat de aannames over verwaarloosbaar deeltjesvolume en afwezige intermoleculaire krachten niet meer geldig zijn [32](#page=32). * **Van der Waals vergelijking:** Corrigeert voor deze afwijkingen: $$(P + \frac{n^2a}{V^2})(V - nb) = nRT$$ De termen $\frac{n^2a}{V^2}$ en $nb$ corrigeren respectievelijk voor de aantrekkingskrachten en het deeltjesvolume. De coëfficiënten $a$ en $b$ zijn specifiek voor elk gas [33](#page=33). ### 2.4 Vloeistoffen In de vloeibare aggregatietoestand zijn de intermoleculaire aantrekkingen (IMK) sterk genoeg om moleculen dicht bij elkaar te houden, maar niet zo sterk dat ze in vaste posities gebonden zijn. Moleculen kunnen langs elkaar "glijden" [34](#page=34). #### 2.4.1 Verdamping en dampdruk * **Verdampen:** Moleculen aan het vloeistofoppervlak met voldoende kinetische energie kunnen de IMK overwinnen en overgaan in de gasfase (dampfase). Dit is een endotherm proces (vereist warmte) (#page=34, 35) [34](#page=34) [35](#page=35). * **Dampdruk:** De druk die de gasfase (damp) uitoefent boven de vloeistof in een gesloten systeem bij een bepaalde temperatuur [36](#page=36). 1. Bij een bepaalde temperatuur is de dampdruk constant door een dynamisch evenwicht tussen verdamping en condensatie [36](#page=36). 2. De dampdruk stijgt met toenemende temperatuur omdat een groter deel van de moleculen voldoende kinetische energie heeft om te verdampen [37](#page=37). 3. De dampdruk bij een bepaalde temperatuur wordt bepaald door de sterkte van de IMK. Zwakkere IMK leiden tot een hogere dampdruk (vluchtigere vloeistoffen) (#page=36, 38) [36](#page=36) [38](#page=38). #### 2.4.2 Koken, kookpunt en normaal kookpunt * **Koken:** Het proces waarbij de dampdruk van een vloeistof gelijk wordt aan de omgevingsdruk. Hierbij kunnen gasbellen middenin de vloeistof ontstaan en opstijgen. Koken is een efficiënter proces dan verdampen en is ook endotherm [39](#page=39) [40](#page=40). * **Kookpunt:** De temperatuur waarbij de dampdruk gelijk is aan de omgevingsdruk [39](#page=39). * **Normaal kookpunt:** De temperatuur waarbij de dampdruk van een vloeistof gelijk is aan 1 atm [40](#page=40). * Vloeistoffen met sterkere IMK en hogere polariteit hebben hogere (normale) kookpunten, omdat meer energie nodig is om de aantrekkingskrachten te overwinnen [41](#page=41). ### 2.5 Vaste stoffen In vaste stoffen houden de sterke intermoleculaire krachten de deeltjes in gefixeerde posities, meestal in een rooster. De deeltjes vibreren rond deze vaste posities [42](#page=42). * **Smelten:** Bij toevoeging van voldoende warmte verkrijgen de deeltjes genoeg kinetische energie om de intermoleculaire aantrekkingen te overwinnen, waardoor de vaste stof smelt (overgang van vast naar vloeibaar). Dit is een endotherm proces [42](#page=42). * **Smeltpunt:** De temperatuur waarbij een dynamisch evenwicht bestaat tussen smelten en bevriezen. Sterkere niet-covalente aantrekkingskrachten leiden tot hogere smeltpunten [42](#page=42). * **Types vaste stoffen:** * **Moleculaire vaste stoffen:** Deeltjes zijn moleculen, met interacties zoals waterstofbruggen, dipool-dipoolkrachten en Londonkrachten. Hebben doorgaans lage smeltpunten (#page=42, 43) [42](#page=42) [43](#page=43). * **Ionaire verbindingen (zouten):** Deeltjes zijn ionen, met sterke ionbindingen. Zijn hard, breekbaar en hebben hoge smeltpunten (#page=42, 43) [42](#page=42) [43](#page=43). * **Metalen:** Deeltjes zijn metaalatomen met metaalbindingen. Kunnen hard of zacht zijn en hebben hoge smeltpunten (#page=42, 43) [42](#page=42) [43](#page=43). * **Netwerk atomaire vaste stoffen:** Atomen zijn onderling verbonden door covalente bindingen. Hebben extreem hoge smeltpunten omdat covalente bindingen verbroken moeten worden [43](#page=43). Vaste stoffen kunnen **kristallijn** (regelmatig, zich herhalend patroon) of **amorf** (willekeurig) geordend zijn [43](#page=43). --- # Kinetische moleculaire theorie (KMT) De Kinetische Moleculaire Theorie (KMT) biedt een verklarend model voor de fysische veranderingen in materie door te focussen op de beweging en energie van deeltjes op moleculaire schaal [21](#page=21). ### 3.1 Concepten van de Kinetische Moleculaire Theorie De KMT is gebaseerd op vier fundamentele concepten die van toepassing zijn op alle aggregatietoestanden [21](#page=21): 1. **Deeltjes:** Alle materie bestaat uit een verzameling van zeer kleine deeltjes, zoals moleculen of atomen [21](#page=21). 2. **Beweging:** Deze deeltjes zijn continu in willekeurige beweging. Voor een verzameling deeltjes is deze beweging gelijkmatig verdeeld over alle richtingen en kunnen de snelheden variëren [21](#page=21). 3. **Kinetische Energie (KE):** De bewegende deeltjes bezitten kinetische energie. Voor een verzameling deeltjes wordt een gemiddelde kinetische energie ($KE_{gem}$) en een gemiddelde snelheid ($v_{gem}$) gedefinieerd. De gemiddelde kinetische energie van een populatie deeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur ($T$ in Kelvin): $KE_{gem} \sim T$. Bij het absolute nulpunt ($T=0$ K) is de gemiddelde kinetische energie nul [21](#page=21). 4. **Intermoleculaire Krachten (IMK):** De deeltjes oefenen zwakke, niet-covalente, elektrostatische aantrekkingskrachten op elkaar uit. De sterkte van deze krachten varieert per aggregatietoestand [21](#page=21). > **Tip:** De absolute temperatuur (in Kelvin) is cruciaal omdat deze direct gerelateerd is aan de moleculaire beweging. Het absolute nulpunt ($0$ K) staat gelijk aan $-273,15$ °C en is het punt waarop de moleculaire beweging theoretisch stopt [21](#page=21). #### 3.1.1 De verdeling van kinetische energie in een populatie Niet alle deeltjes in een verzameling bij een bepaalde temperatuur bewegen met dezelfde snelheid of hebben dezelfde kinetische energie. Er bestaat een specifieke verdeling, de **Maxwell-Boltzmann-distributie**, die het bereik aan snelheden en kinetische energieën over de deeltjes weergeeft [22](#page=22). * De grafiek toont een asymmetrische verdeling waarbij het grootste aantal moleculen beweegt met de snelheid die overeenkomt met het maximum van de curve [23](#page=23). * De gemiddelde snelheid ($v_{gem}$) of gemiddelde kinetische energie ($KE_{gem}$) ligt iets hoger dan de meest voorkomende snelheid/energie [23](#page=23). * Bij een temperatuurstijging verschuift de verdeling naar hogere snelheden en kinetische energieën, wat resulteert in een stijging van de gemiddelde snelheid en energie [23](#page=23). * Het oppervlak onder de curve vertegenwoordigt het totale aantal deeltjes in de populatie [22](#page=22) [23](#page=23). #### 3.1.2 Aggregatietoestanden beschreven door KMT De aggregatietoestand van een stof wordt bepaald door een balans tussen twee factoren [23](#page=23): 1. **Kinetische energie van de deeltjes:** Direct gerelateerd aan de temperatuur [23](#page=23). 2. **Intermoleculaire aantrekking (IMK):** Bepaald door het polaire karakter en/of de polariseerbaarheid van de deeltjes [23](#page=23). Deze twee factoren hebben een tegengestelde werking: hoge kinetische energie bevordert ontsnapping, terwijl sterke IMK deeltjes bij elkaar houden [23](#page=23). ### 3.2 Gassen De Kinetische Moleculaire Theorie (KMT) verklaart het gedrag van gassen op basis van de beweging en energie van de moleculen. Voor gassen worden specifieke aannames gedaan, die leiden tot het concept van een 'ideaal gas' [26](#page=26). #### 3.2.1 Aangepaste KMT voor gassen (ideaal gas) Voor gassen worden de algemene KMT-concepten aangevuld met specifieke veronderstellingen, met name voor een ideaal gas [26](#page=26): * **Volume van deeltjes:** Het volume van de individuele gasdeeltjes is verwaarloosbaar klein ten opzichte van het totale volume van de container. Voor een ideaal gas wordt aangenomen dat het volume van de deeltjes nul is. Dit is geldig omdat gasdeeltjes gemiddeld zeer ver van elkaar verwijderd zijn, waardoor het gas voornamelijk uit lege ruimte bestaat [26](#page=26). * **Beweging:** Gasdeeltjes zijn constant in willekeurige beweging, die zich voortzet in rechte lijnen totdat ze botsen met andere deeltjes of de wanden van de container [26](#page=26). * Een zuurstofmolecule bij kamertemperatuur kan snelheden bereiken van ongeveer $500$ m/s en botst miljarden keren per seconde [27](#page=27). * **Intermoleculaire Krachten (IMK):** IMK tussen gasdeeltjes zijn verwaarloosbaar of onbestaande. Voor een ideaal gas worden ze als volledig afwezig beschouwd, ongeacht de temperatuur [27](#page=27). * **Kinetische Energie en Temperatuur:** De gemiddelde kinetische energie van gasdeeltjes is recht evenredig met de absolute temperatuur in Kelvin ($K$), net als in de algemene KMT. Er is ook een Maxwell-Boltzmann-verdeling van kinetische energie binnen de populatie [27](#page=27). > **Tip:** Het concept van een 'ideaal gas' is een vereenvoudiging. Reële gassen gedragen zich onder normale omstandigheden (lage druk, hoge temperatuur) vrijwel ideaal, maar wijken af onder extreme omstandigheden [26](#page=26) [32](#page=32). #### 3.2.2 Vier meetbare eigenschappen van een gas Een gas kan worden gekarakteriseerd door vier meetbare eigenschappen [27](#page=27): * **Hoeveelheid deeltjes ($n$):** Uitgedrukt in mol [27](#page=27). * **Druk ($P$):** Kracht per eenheid van oppervlakte uitgeoefend door de gasdeeltjes op de wand van de container. Eenheden zijn onder andere Pascal (Pa, SI-eenheid), atmosfeer (atm), millimeter kwik (mm Hg), en Torr [27](#page=27) [28](#page=28). * **Voorbeelden van druk:** Gasdruk in een fietsband, de druk die een ballon zijn vorm geeft, atmosferische druk [27](#page=27). * **Meten van druk:** Met een barometer (atmosferische druk) of manometer (druk in een gesloten container) [28](#page=28). * De druk wordt veroorzaakt door de botsingen van bewegende gasdeeltjes met de wanden. Hogere temperatuur leidt tot snellere deeltjes, meer kinetische energie, grotere impact bij botsing en hogere druk [28](#page=28). * **Volume ($V$):** De ruimte die het gas inneemt, uitgedrukt in liter of m³ [27](#page=27). * **Temperatuur ($T$):** Uitgedrukt in Kelvin ($K$) [27](#page=27). De aard van de gasdeeltjes (bijv. O₂, Cl₂) is voor een ideaal gas onbelangrijk, aangezien er geen rekening wordt gehouden met het deeltjesvolume of intermoleculaire krachten [27](#page=27). #### 3.2.3 Hoeveelheid materie en het getal van Avogadro * De hoeveelheid materie ($n$) wordt uitgedrukt in **mol** [28](#page=28). * Eén mol is de hoeveelheid stof met evenveel specifieke eenheden als er deeltjes zijn in $12,000$ gram van de isotoop $^{12}$C [28](#page=28). * Dit aantal is het **getal van Avogadro** ($N_A$), experimenteel bepaald als $6,022 \times 10^{23}$ deeltjes/mol [28](#page=28). * Het aantal mol ($n$) kan berekend worden als het totale aantal deeltjes ($N$) gedeeld door het getal van Avogadro: $n = N / N_A$ [28](#page=28). #### 3.2.4 De universele gaswet De vier meetbare eigenschappen van een gas zijn met elkaar verbonden via de **universele gaswet**, die een combinatie is van de individuele gaswetten (wet van Boyle, Charles, Gay-Lussac, Avogadro) [30](#page=30). * De wet wordt uitgedrukt als: $$PV = nRT$$ [30](#page=30). Waarbij: * $P$ = druk * $V$ = volume * $n$ = hoeveelheid stof (mol) * $R$ = universele gasconstante ($0,08206$ L atm/mol K of $8,314$ J/mol K) [30](#page=30). * $T$ = temperatuur in Kelvin > **Tip:** Gebruik de ideale gaswet om één onbekende eigenschap van een (ideaal) gas te bepalen als de andere eigenschappen bekend zijn, of om de eigenschappen van een gas onder veranderende condities te berekenen [30](#page=30). * Als een ideaal gas met $n$ mol verandert van condities ($P_1, V_1, T_1$) naar nieuwe condities ($P_2, V_2, T_2$), geldt: $$\frac{P_1V_1}{T_1} = \frac{P_2V_2}{T_2}$$ [30](#page=30). * **STP-condities:** Standaardcondities van temperatuur en druk zijn $P = 1$ atm en $T = 273$ K ($0$ °C) [30](#page=30). * **Molair volume:** Bij STP-condities neemt één mol van elk ideaal gas een volume in van $22,4$ liter. Dit volume is onafhankelijk van de aard van de gasdeeltjes [30](#page=30). $$V_{molair} = \frac{RT}{P} = \frac{(0,08206 \text{ L atm/mol K})(273 \text{ K})}{1 \text{ atm}} = 22,4 \text{ L}$$ [30](#page=30). #### 3.2.5 Wet van Dalton (partiële drukken) Voor gasmengsels geldt de Wet van Dalton: de totale druk van een gasmengsel in een container is de som van de partiële drukken die elk gas afzonderlijk zou uitoefenen [31](#page=31). $$P_{totaal} = P_1 + P_2 + P_3 +...$$ [31](#page=31). Vanuit KMT-perspectief is dit logisch omdat alle gasmoleculen in een ideaal gasmengsel dezelfde gemiddelde kinetische energie delen (bij dezelfde $T$ en $V$) en elkaar niet aantrekken. De totale druk wordt enkel bepaald door het totale aantal deeltjes [31](#page=31). #### 3.2.6 Reële gassen Reële gassen wijken af van het ideale gedrag onder omstandigheden van hoge druk en/of lage temperatuur [32](#page=32). * **Afwijkingen:** De aannames van nul deeltjesvolume en geen intermoleculaire krachten zijn niet langer geldig [32](#page=32). * Bij **hoge druk** is het volume van de moleculen niet meer verwaarloosbaar, waardoor het effectief beschikbare volume kleiner is [32](#page=32). * Bij **lage temperatuur** kunnen intermoleculaire aantrekkingskrachten optreden, wat de impact van botsingen met de wand vermindert [32](#page=32). * De verhouding $PV/RT$ voor een ideaal gas is altijd gelijk aan $1$. Voor reële gassen kan deze waarde groter of kleiner dan $1$ zijn, afhankelijk van de druk en temperatuur [32](#page=32). * De **Van der Waals-vergelijking** is een aangepaste versie van de ideale gaswet die correctietermen bevat om het gedrag van reële gassen te beschrijven [32](#page=32). > **Tip:** Reële gassen gedragen zich vrijwel ideaal bij atmosferische druk ($1$ atm) en kamertemperatuur ($25$ °C of $298$ K) [32](#page=32). ### 3.3 Vloeistoffen In de vloeibare aggregatietoestand zijn de intermoleculaire aantrekkingskrachten (IMK) sterk genoeg om de moleculen dicht bij elkaar te houden, maar niet zo sterk dat ze de moleculaire beweging volledig beperken [34](#page=34). * Moleculen kunnen nog steeds bewegen, trillen en roteren, maar 'rollen' over elkaar heen in plaats van zich vrij te bewegen zoals in een gas [34](#page=34). * Dit verklaart de vloeibaarheid, het vaste volume en de geringe samendrukbaarheid van vloeistoffen [34](#page=34). * Andere eigenschappen zoals viscositeit en oppervlaktespanning worden ook door IMK verklaard [34](#page=34). #### 3.3.1 Verdampingsproces en dampdruk * **Verdampen:** Vloeistofmoleculen met voldoende kinetische energie (die een fractie vormen van de totale populatie, volgens de Boltzmann-verdeling) kunnen de IMK aan het oppervlak overwinnen en overgaan in gasfase. Dit is een **endotherm proces** (warmte wordt opgenomen) [34](#page=34) [35](#page=35). * **Dampdruk ($P$):** De druk die door de gasfase (damp) boven de vloeistof wordt uitgeoefend wanneer een dynamisch evenwicht is bereikt tussen de vloeibare en gasfase [36](#page=36). * Een **dynamisch evenwicht** treedt op wanneer de snelheid van verdamping (vloeistof naar gas) gelijk is aan de snelheid van condensatie (gas naar vloeistof) [36](#page=36). Kenmerken van dampdruk [36](#page=36): 1. **Constant bij constante temperatuur:** Bij een bepaalde temperatuur is de dampdruk van een vloeistof constant vanwege het dynamisch evenwicht [36](#page=36). 2. **Stijgt met temperatuur:** Een hogere temperatuur betekent een hogere gemiddelde kinetische energie, waardoor meer moleculen voldoende energie hebben om te verdampen. De dampdruk stijgt dus met toenemende temperatuur [37](#page=37). * Dit wordt verklaard door de verschuiving van het evenwicht volgens het **Principe van Le Châtelier**: bij temperatuursverhoging bevordert het systeem de endotherme reactie (verdampen) [38](#page=38). 3. **Afhankelijk van moleculair karakter:** Vloeistoffen met zwakkere IMK (minder polaire moleculen) hebben een hogere dampdruk bij dezelfde temperatuur [38](#page=38). * **Voorbeeld:** Diethylether (minder polair) heeft een hogere dampdruk dan water (polaire molecuul met waterstofbruggen) bij $25$ °C. Dit komt doordat minder energie nodig is om de zwakkere IMK te overwinnen. Vloeistoffen met zwakke IMK zijn 'vluchtiger' [38](#page=38) [39](#page=39). #### 3.3.2 Koken, kookpunt en normaal kookpunt * **Koken:** Het proces waarbij vloeistofmoleculen zich niet alleen aan het oppervlak, maar ook in het binnenste van de vloeistof omzetten in gasfase, leidend tot de vorming van gasbellen. Dit is efficiënter dan verdampen [39](#page=39) [40](#page=40). * **Kookpunt:** De temperatuur waarbij de dampdruk van de vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk. Bij deze temperatuur kunnen interne gasbellen bestaan [39](#page=39) [40](#page=40). * **Normaal kookpunt:** Het kookpunt van een vloeistof bij een omgevingsdruk van $1$ atm [40](#page=40). * **Voorbeeld:** Het normaal kookpunt van water is $100$ °C [40](#page=40). * Het kookproces is **endotherm** [40](#page=40). * Het kookpunt van een stof wordt beïnvloed door de omgevingsdruk; bij lagere druk is het kookpunt lager (bv. op grote hoogte) [41](#page=41). * Verbindingen met sterkere IMK en hogere polariteit hebben hogere (normale) kookpunten, omdat meer energie nodig is om de aantrekkingskrachten te overwinnen [41](#page=41). ### 3.4 Vaste stoffen In een vaste stof zijn de intermoleculaire krachten tussen de moleculen zo sterk dat ze in gefixeerde posities worden gehouden, vaak in een roosterstructuur [42](#page=42). * De deeltjes trillen en roteren wel rond hun vaste positie, maar bewegen niet van elkaar weg [42](#page=42). * Bij temperatuurstijging zullen de deeltjes sterker vibreren, wat kan leiden tot lichte uitzetting [42](#page=42). * **Smelten:** Wanneer de deeltjes voldoende kinetische energie verkrijgen om de IMK in het rooster te overwinnen, smelt de vaste stof. Dit is een **endotherm proces** [42](#page=42). * **Smeltpunt:** De temperatuur waarbij een dynamisch evenwicht bestaat tussen smelten (vast naar vloeibaar) en bevriezen (vloeibaar naar vast). Het smeltpunt hangt samen met de sterkte van de niet-covalente aantrekkingskrachten tussen de deeltjes. Sterkere bindingen resulteren in hogere smeltpunten [42](#page=42). * **Voorbeelden:** Water smelt bij $0$ °C, NaCl bij $801$ °C, MgO bij $2852$ °C [42](#page=42). #### 3.4.1 Typen vaste stoffen Er zijn drie hoofdtypen vaste stoffen waarbij deeltjes door niet-covalente elektrostatische aantrekkingskrachten bij elkaar worden gehouden [42](#page=42): 1. **Moleculaire vaste stoffen:** Deeltjes zijn moleculen, met aantrekkingskrachten zoals waterstofbruggen, dipool-dipoolkrachten of London-krachten. Ze hebben doorgaans lage smeltpunten (bv. glucose, water) [42](#page=42). 2. **Ionaire verbindingen (zouten):** Deeltjes zijn ionen, met sterke ionbindingen. Ze zijn hard, breekbaar en hebben hoge smeltpunten (bv. NaCl, BaSO₄) [42](#page=42). 3. **Metalen:** Deeltjes zijn metaalatomen, met metaalbindingen. Ze kunnen hard of zacht zijn en hebben hoge smeltpunten (bv. zilver, ijzer) [42](#page=42). Daarnaast bestaat er een vierde type: 4. **Netwerk atomaire vaste stoffen:** Atomen zijn onderling gebonden via covalente bindingen in een groot netwerk. Deze stoffen hebben extreem hoge smeltpunten omdat covalente bindingen verbroken moeten worden (bv. SiO₂ (kwarts), diamant) [43](#page=43). Vaste stoffen kunnen kristallijn (regelmatig patroon) of amorf (willekeurig patroon) zijn [43](#page=43). --- # Koolstofverbindingen en hun eigenschappen Dit deel introduceert de basisprincipes van organische moleculen, waarbij de unieke eigenschappen van koolstof, de diverse manieren om moleculen voor te stellen, en de classificatie van organische verbindingen op basis van functionele groepen en polariteit centraal staan. ### 4.1 Koolstof als basiselement van organische verbindingen Koolstof is ondanks zijn relatief lage voorkomen in de aardkorst het hoofdelement van levende organismen. Dit is te danken aan een unieke combinatie van eigenschappen, waaronder een elektronenconfiguratie van $1s^2 2s^2 2p^2$ een elektronegativiteit van 2,55 en ionisatie-energieën die het vormen van ionen ongunstig maken. Koolstof staat in groep IVA van het Periodiek Systeem en heeft vier valentie-elektronen, waardoor het steeds vier covalente bindingen aangaat (tetravalent) om een octetconfiguratie te bereiken. Koolstof vormt covalente bindingen met elementen als H, O, N, P en S, maar ook essentieel, met andere koolstofatomen. De C-C binding is nagenoeg even sterk als bindingen met andere atomen. Deze eigenschappen maken de vorming van een enorme diversiteit aan stabiele moleculen, die variëren in grootte en vorm, mogelijk. Organische verbindingen bestaan uit koolstofketens (vertakt of onvertakt) of koolstofringen, die het koolstofskelet vormen. Binding met andere elementen vergroot de diversiteit nog verder [50](#page=50). > **Tip:** De capaciteit van koolstof om een breed scala aan moleculen te vormen, is de basis voor de complexiteit en diversiteit van levende organismen [50](#page=50). ### 4.2 Voorstelling en introductie tot de nomenclatuur van organische moleculen De structuur van organische verbindingen kan worden weergegeven via Lewisstructuren, hoewel dit geen informatie geeft over bindingshoeken. Meer gedetailleerde voorstellingen tonen de ruimtelijke oriëntatie van bindingen door middel van speciale aanduidingen voor bindingen in, voor, of achter het schrijfvlak. Voor eenvoudige moleculen zoals ethaan ($C_2H_6$) wordt de tetrahedrale omringing van waterstofatomen rond koolstofatomen getoond met een bindingshoek van $109.5^\circ$. Vanwege de complexiteit worden ook sterk vereenvoudigde voorstellingen gebruikt, waarbij covalente bindingen of zelfs C- en H-atomen worden weggelaten [51](#page=51). * **Voorstelling 1:** Toont de C-H bindingen expliciet [51](#page=51). * **Voorstelling 2:** Toont het aantal H-atomen per C-atoom met een subscript, waarbij de zigzaglijn de tetrahedrale omringing reflecteert [51](#page=51). * **Voorstelling 3 (Skeletstructuur/zaagtandstructuur):** Gebruikt een zigzaglijn waarbij elk eind- of knikpunt een C-atoom voorstelt. H-atomen zijn volledig weggelaten en worden afgeleid uit de tetravalentie van C [51](#page=51). * **Voorstelling 4 (Gecondenseerde schrijfwijzen):** Variërend van semi-gestructureerd tot de brutoformule, die enkel de atomaire samenstelling weergeeft [51](#page=51). > **Tip:** Brutoformules kunnen voor verschillende moleculen gelijk zijn, wat extra identificatie vereist [51](#page=51). De naamgeving van organische verbindingen volgt de IUPAC-regels en bestaat uit een stamnaam (aantal C-atomen in de langste keten, de hoofdketen) en een voorvoegsel/achtervoegsel dat de functionele groep of familie aangeeft. Zijkoolstofketens worden aangeduid met een stamnaam gevolgd door de uitgang "-yl". De algemene term voor een koolstofzijketen is alkyl, vaak afgekort met 'R' [52](#page=52). ### 4.3 Koolstof-koolstofbindingen en hybridisatie Een C-atoom bereikt tetravalentie door vier enkelvoudige bindingen, of een combinatie van enkelvoudige en meervoudige bindingen. De ruimtelijke omringing rond een C-atoom, voorspeld met VSEPR-theorie en de kennis van hybridisaties ($sp^3$, $sp^2$, $sp$), verschilt afhankelijk van het type bindingen [53](#page=53). * **Vier enkelvoudige bindingen ($sp^3$-hybridisatie):** Resulteert in een tetraëdrische omringing met een bindingshoek van ongeveer $109.5^\circ$. Moleculen met enkelvoudig gebonden C-atomen zijn zeer flexibel vanwege de vrije draaibaarheid rond de $\sigma$-bindingen [54](#page=54). * **Een dubbele binding en twee enkelvoudige bindingen ($sp^2$-hybridisatie):** Resulteert in een trigonale planaire omringing met een bindingshoek van ongeveer $120^\circ$. De aanwezigheid van een dubbele binding (bestaande uit een $\sigma$- en een $\pi$-binding) beperkt de vrije draaibaarheid, waardoor de molecule minder flexibel is op die plaats en de gebonden atomen in één vlak liggen [55](#page=55). * **Twee dubbele bindingen of een driedubbele binding ($sp$-hybridisatie):** Resulteert in een lineaire omringing met een bindingshoek van $180^\circ$. De aanwezigheid van meervoudige bindingen ($\sigma$- en $\pi$-bindingen) met parallelle overlap van p-orbitalen voorkomt rotatie en beperkt de flexibiliteit aanzienlijk [56](#page=56). Ringstructuren introduceren extra beperkingen op rotatie en dus op de vorm en flexibiliteit van moleculen. Kennis van de geometrie en flexibiliteit is cruciaal voor het begrijpen van chemische en fysische eigenschappen [54](#page=54) [56](#page=56). ### 4.4 Indeling van de organische verbindingen Organische verbindingen worden ingedeeld in families of groepen op basis van specifieke eigenschappen, voornamelijk bepaald door de aanwezigheid van een **functionele groep**. Een functionele groep is een specifieke atoomgroep die zijn eigenschappen overdraagt aan de gehele molecule [57](#page=57). > **Tip:** De eigenschappen van een organische verbinding worden in eerste instantie bepaald door de aanwezige functionele groepen, niet door de grootte of complexiteit [57](#page=57). Organische verbindingen kunnen meer dan één functionele groep bevatten, wat leidt tot gecombineerde eigenschappen. Belangrijke families met hun karakteristieke functionele groepen en algemene structuurformules worden vermeld in Tabel 7.2. Elke familie heeft een kenmerkende uitgang (suffix) of soms een voorvoegsel (prefix) voor de naamgeving. Bij de aanwezigheid van meerdere functionele groepen geldt een prioriteitssysteem voor de naamgeving [57](#page=57) [58](#page=58). Tabel 7.2: Families van organische verbindingen [58](#page=58). | FAMILIE | Functionele groep | Algemene STRUCTUUR | Naamgeving | | :---------------- | :--------------------------------------- | :----------------- | :----------------- | | ALKANEN | - | R-H | Stamnaam + aan | | ALKENEN | minstens 1 C=C | R−CH=CH−R' | Stamnaam + een | | ALKYNEN | minstens 1 C≡C | R−C≡C−R' | Stamnaam + yn | | HALO-ALKANEN | minstens 1 F,Cl, Br of I gebonden op C-keten | R-X | Fluor, Chloor, Broom, Jood + stamnaam | | ALCOHOLEN | Minstens 1 OH-groep | R-OH | Stamnaam + ol | | ETHERS | Minstens 1 O-atoom enkelvoudig gebonden op 2 C-atomen | R-O-R’ | Alkoxy + stamnaam of stamnaam + ether | | AMINES | Minstens 1 N-atoom enkelvoudig gebonden op C | R-NH₂, R-NH-R’, R₃-N | Amino+stamnaam of stamnaam + amine | | ALDEHYDEN | Met carbonylfunctie op laatste C van de keten | R-CHO | Stamnaam + al | | KETONEN | Met carbonylfunctie | R-CO-R’ | Stamnaam + on | | CARBONZUREN | Met carboxylgroep | R-COOH | Stamnaam + carbonzuur | | ESTERS | - | RCOOR’ | Alkyl...anoaat | | AMIDES | - | RCONH₂ | Alkyl...amide | | ZUURCHLORIDEN | - | RCOCl | Carbonylzuurchloride | | FOSFAATESTERS | - | R-P(=O)(OR')₂ | - | ### 4.5 Polariteit van organische verbindingen – fysische eigenschappen Organische verbindingen, bestaande uit C en H, bevatten voornamelijk niet-gepolariseerde C-C en weinig gepolariseerde C-H bindingen (met een EN-verschil van 0,35). Hierdoor is het nettodipoolmoment ($\mu_{netto}$) van veel organische moleculen 0 of zeer klein. Moleculen met $\mu_{netto} = 0$ zijn apolair [59](#page=59). Apolaire moleculen (koolwaterstoffen) worden enkel door zwakke Londonkrachten (geïnduceerde dipool-dipoolkrachten) bijeengehouden. Dit resulteert in relatief hoge dampdrukken en lage kookpunten, die toenemen met molecuulgewicht en contactoppervlak. Ze mengen slecht met polaire oplosmiddelen zoals water [59](#page=59). De aanwezigheid van functionele groepen met meer elektronegatieve elementen (O, N, S, halogenen) verhoogt de polariteit van de verbinding. Gepolariseerde bindingen binnen of aan de functionele groep zorgen voor partiële ladingen [60](#page=60). > **Tip:** Moleculen met een polair deel (functionele groep) en een apolair deel (lange koolstofketen) worden **amfifatisch** genoemd en hebben eigenschappen die door beide delen worden beïnvloed [60](#page=60). Polaire organische verbindingen hebben doorgaans hogere kookpunten en lossen beter op in water, mede door intermoleculaire aantrekkingen zoals dipool-dipoolkrachten of waterstofbruggen [60](#page=60). Tabel 7.3: Vergelijking van apolaire en polaire moleculen [59](#page=59). | Formule | Structuur/geometrie rond centrale C | Naam | Nettodipoolmoment $\mu_{netto}$ | Molecuul-gewicht (a.m.e.) | Kookpunt (°C) | | :-------------- | :---------------------------------- | :--------------- | :----------------------------- | :------------------------ | :------------ | | $CH_4$ | tetraheder | methaan | 0,0 | 16 | -162 | | $CH_3CH_2CH_3$ | tertraheder | propaan | 0,0 | 55 | -42 | | $CH_3Cl$ | tetraheder | methylchloride | 1,9 | 50 | -24 | | $CCl_4$ | tetrachloor-methaan | tetrachloor-methaan | 0,0 | 152 | 77 | | $CH_3COCH_3$ | trigonaal planair | aceton | 2,7 | 58 | 56 | ### 4.6 Polariteit en chemische reactiviteit Het begrijpen van de elektronenverdeling, inclusief gepolariseerde bindingen en partiële ladingen, is essentieel voor het verklaren van de chemische reactiviteit van organische moleculen [60](#page=60). * **Inductief effect:** Partiële polarisatie in een functionele groep kan secundaire polarisaties veroorzaken in naburige covalente bindingen [60](#page=60). * **Elektronenzuigende groepen:** Trekken bindingselektronen sterker aan dan waterstof (bv. chloor) [61](#page=61). * **Elektronenduwende groepen:** Trekken bindingselektronen minder sterk aan dan waterstof (bv. $CH_3$-groep) [61](#page=61). > **Voorbeeld:** In de carbonylgroep ($C=O$) is de binding gepolariseerd met $\delta^-$ op O en $\delta^+$ op C. Een nucleofiel reageert bij voorkeur met de C, terwijl een elektrofiel de O-zijde kan 'aanvallen' [60](#page=60). Het inductieve effect kan de sterkte van zuren beïnvloeden; een elektronenzuigend effect verzwakt een zuur, waardoor het gemakkelijker H$^+$ afstaat [61](#page=61). ### 4.7 Chemische reacties tussen organische verbindingen Organische reactietypes worden ingedeeld op basis van wat er met het **substraatmolecule** (de koolwaterstofmolecule met functionele groepen) gebeurt, in reactie met een **reagens** [62](#page=62). * **Substitutiereacties:** Een atoom of atoomgroep wordt vervangen door een ander atoom of atoomgroep [62](#page=62). * **Additiereacties:** Extra atomen of groepen worden covalent gebonden aan oorspronkelijk meervoudig gebonden koolstofatomen [62](#page=62). * **Eliminatiereacties:** Atomen of atoomgroepen worden verwijderd uit de substraatmolecule [62](#page=62). Reagentia kunnen worden geclassificeerd als: * **Nucleofiel (Nu$^-$):** Brengt een elektronenpaar in en reageert bij voorkeur met een positief geladen deel ($\delta^+$) van het substraat [62](#page=62). * **Elektrofiel (E$^+$):** Heeft een elektronentekort en reageert bij voorkeur met een negatief geladen deel ($\delta^-$) van het substraat [62](#page=62). Tabel 7.6: Voorbeelden van nucleofielen en elektrofielen [62](#page=62). | Nucleofielen | Elektrofielen | | :----------------- | :------------ | | $HO^-$ | $H^+$ | | $H_2O$ | $Br^+$ | | $H_3O^+$ | | | $RO^-$ | | | $ROH$ | | | $RS^-$ | | | $NH_3$ of $NH_2R$ | | | $F^-$, $Cl^-$, $Br^-$, $I^-$ | | | $CN^-$ | | Reacties kunnen worden geclassificeerd als nucleofiele substitutie, elektrofiele substitutie, nucleofiele additie, of elektrofiele additie. Veel organische reacties verlopen in meerdere stappen via **tussenproducten of intermediairen**. Kennis van deze intermediairen is cruciaal om reactiemechanismen en productvorming te verklaren [63](#page=63). > **Voorbeeld 1 (Nucleofiele substitutie):** $OH^- + CH_3-Cl \rightarrow HO-CH_3 + Cl^-$ [63](#page=63). > **Voorbeeld 2 (Elektrofiele additie):** $H^+ + CH_2=CH_2 \rightarrow CH_3-C^+H_2 \rightarrow CH_3-CH_2Cl$ [63](#page=63). --- ## 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 | |------|------------| | Intermoleculaire krachten (IMK) | Zwakke elektrostatische aantrekkingskrachten tussen moleculen die bepalen de fysische eigenschappen van materie zoals aggregatietoestand, kookpunt en smeltpunt. Ze zijn aanzienlijk zwakker dan intramoleculaire krachten zoals covalente bindingen. | | Intramoleculaire krachten | Krachten die atomen binnen een molecule bijeenhouden, zoals covalente bindingen. Deze krachten zijn veel sterker dan intermoleculaire krachten en bepalen de stabiliteit van de molecule zelf. | | Covalente binding | Een chemische binding waarbij atomen elektronen delen om een stabiele molecule te vormen. Dit zijn sterke bindingen die de identiteit van de molecule behouden. | | Aggregatietoestanden | De verschillende fysische toestanden waarin materie kan voorkomen: gasvormig, vloeibaar of vast. Deze toestanden worden bepaald door de balans tussen de kinetische energie van de deeltjes en de intermoleculaire aantrekkingskrachten. | | Kinetische moleculaire theorie (KMT) | Een verklarend model dat de fysische eigenschappen van materie beschrijft op basis van de beweging en interactie van individuele deeltjes (moleculen of atomen). | | Dipool-dipoolkrachten | Intermoleculaire krachten die optreden tussen polaire moleculen, veroorzaakt door de elektrostatische aantrekking tussen partieel positieve en partieel negatieve delen van naburige moleculen. | | Londonkrachten (Dispersiekrachten) | Intermoleculaire krachten die optreden tussen alle moleculen, inclusief apolaire moleculen. Ze ontstaan door tijdelijke fluctuaties in de elektronendistributie, wat leidt tot geïnduceerde dipolen. | | Waterstofbruggen | Een specifieke, relatief sterke vorm van dipool-dipoolinteractie die optreedt wanneer een waterstofatoom covalent gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (zoals N, O, of F) en interactie aangaat met een ander elektronegatief atoom in een naburige molecule. | | Polariteit | De mate waarin een molecule een netto dipoolmoment heeft, wat resulteert in een ongelijke verdeling van elektronendichtheid en dus partiële ladingen over de molecule. | | Polarisatie | Het proces waarbij de elektronendistributie in een molecule wordt vervormd, wat kan leiden tot het ontstaan van een tijdelijk of geïnduceerd dipoolmoment. | | Dampdruk | De druk die de gasfase van een stof uitoefent wanneer deze in evenwicht is met de vloeibare of vaste fase bij een bepaalde temperatuur. Het is een maat voor de neiging van een stof om te verdampen. | | Kookpunt | De temperatuur waarbij de dampdruk van een vloeistof gelijk is aan de omgevingsdruk, wat leidt tot het efficiënt verdampen door de gehele vloeistof heen (koken). | | Molair volume | Het volume dat door één mol van een ideaal gas wordt ingenomen bij standaardtemperatuur en -druk (STP). | | Nucleofiel | Een chemische soort die een elektronenpaar kan doneren om een covalente binding te vormen, vaak reagerend met een partieel positief geladen atoom. | | Elektrofiel | Een chemische soort die een elektronenpaar kan accepteren om een covalente binding te vormen, vaak reagerend met een partieel negatief geladen atoom. | | Functionele groep | Een specifieke groep van atomen binnen een organische molecule die bepalend is voor de chemische en fysische eigenschappen ervan. | | Amfifatisch | Een molecule die zowel een hydrofiel (polair) als een hydrofoob (apolaire) deel bezit, waardoor het zowel met water als met apolaire stoffen kan interageren. |

# Spectroscopische methoden Spectroscopische methoden zijn analytische technieken die gebaseerd zijn op de interactie tussen elektromagnetische straling en materie, waarbij absorptie of emissie van straling wordt geregistreerd [4](#page=4). ### 1.1 Inleiding tot spectroscopische methoden Spectroscopische methoden vormen een belangrijke groep analytische technieken die gebruik maken van de interactie tussen elektromagnetische (EM) straling en materie. Deze interactie kan resulteren in de opname (absorptie) of het uitzenden (emissie) van straling door een stof. In de spectrometrie wordt ofwel de absorptie ofwel de emissie van straling door een monster geregistreerd [4](#page=4). Binnen de moleculaire spectrometrie richt men zich op verbindingen, terwijl atomaire spectrometrie zich bezighoudt met de analyse van atomen [4](#page=4). Om de wisselwerking tussen EM-straling en materie te begrijpen, is kennis van de eigenschappen van EM-straling essentieel [4](#page=4). ### 1.2 Het elektromagnetisch spectrum en het lichtspectrum #### 1.2.1 Soorten elektromagnetische straling (EM) Het elektromagnetisch spectrum wordt ingedeeld op basis van de energie-inhoud van de straling. De belangrijkste soorten, van hoog naar laag energieniveau, zijn [4](#page=4): * Gammastraling (toepassing: behandeling van kanker) [4](#page=4). * X-stralen (toepassing: geneeskunde) [4](#page=4). * Ultraviolette stralen [4](#page=4). * Zichtbaar licht [4](#page=4). * Infrarood stralen [4](#page=4). * Microgolven (toepassing: microgolfovens) [4](#page=4). * Radiogolven (toepassing: F.M. radio, radar, televisie) [4](#page=4). Slechts een klein deel van het elektromagnetisch spectrum is zichtbaar voor het menselijk oog [4](#page=4). Licht kan op basis van golflengte worden onderverdeeld in drie gebieden [5](#page=5): * **Ultraviolet licht:** golflengte van 190 nm tot 380 nm [5](#page=5). * **Zichtbaar licht:** golflengte van 380 nm tot 780 nm [5](#page=5). * **Infrarood licht:** golflengte van 800 nm tot 25000 nm [5](#page=5). Het zichtbare licht wordt verder onderverdeeld in kleuren op basis van hun golflengte: violet (< 400 nm), indigo, blauw, groen, geel, oranje en rood (> 800 nm) [5](#page=5). Twee kleuren licht die samen wit licht vormen, worden complementaire kleuren genoemd en bevinden zich tegenover elkaar in het kleurenspectrum. Bijvoorbeeld, het verwijderen van groene kleur uit wit licht resulteert in een mengsel dat door het menselijk oog als rood wordt waargenomen [5](#page=5). #### 1.2.2 Eigenschappen van elektromagnetische straling Elektromagnetische straling kan op twee manieren worden benaderd: als golf en als deeltje. Fenomenen zoals reflectie, refractie, diffractie en interferentie wijzen op het golfkarakter van EM-straling. Emissie- en absorptie-eigenschappen worden daarentegen beter verklaard met de kwantumtheorie, die deeltjes beschouwt [5](#page=5). **Licht als golfverschijnsel:** De golfkarakteristieken van licht omvatten: * **Polarisatievlak:** Het vlak waarin het elektrische veld van de EM-straling oscilleert. EM-straling plant zich voort met hoge snelheid. Het elektrische veld wisselt continu van grootte met een sinusoïdaal verloop. Aan dit wisselende elektrische veld is een gekoppeld wisselend magnetisch veld gekoppeld, loodrecht op de richting van het elektrische veld en met dezelfde frequentie. Niet-gepolariseerd licht heeft stralen met verschillende polarisatierichtingen, terwijl bij vlak gepolariseerd licht alle polarisatierichtingen samenvallen, wat belangrijk is in de polarimetrie [5](#page=5) [6](#page=6). * **Amplitude (A):** De maximale sterkte of grootte van het wisselende elektrische veld [6](#page=6). * **Intensiteit (I):** De hoeveelheid energie die per tijdseenheid een loodrechte doorsnede van de bundel passeert. De intensiteit is evenredig met het kwadraat van de amplitude: $I \propto A^2$ [6](#page=6). * **Frequentie (ν):** Het aantal golven per tijdseenheid, meestal uitgedrukt in Hertz (Hz), wat gelijk is aan $s^{-1}$ [7](#page=7). * **Voortplantingssnelheid (c):** De afstand die EM-straling per tijdseenheid aflegt. In vacuüm is dit $c \approx 2,998 \times 10^8 \, m \cdot s^{-1}$ [7](#page=7). * **Golflengte (λ):** De afstand afgelegd door één volledige trilling. Gangbare eenheden zijn nanometer (nm, $10^{-9}$ m), micrometer (µm, $10^{-6}$ m) en Ångstrom (Å, $10^{-10}$ m) [7](#page=7). * **Trillingstijd of periode (T):** De tijd nodig om één volledige golfbeweging af te leggen. Het is het omgekeerde van de frequentie ($T = 1/\nu$) [7](#page=7). De relaties tussen deze parameters zijn: $$c = \frac{\lambda}{T} = \nu \lambda$$ [7](#page=7). Hieruit volgt dat bij een toenemende golflengte de frequentie afneemt en vice versa. De frequentie kan ook worden berekend als [7](#page=7): $$\nu = \frac{c}{\lambda} = \frac{2,998 \times 10^8 \, m \cdot s^{-1}}{\lambda}$$ [7](#page=7). * **Golfgetal ( $\bar{\nu}$ ):** Dit is het aantal golven per lengte-eenheid, meestal per cm of meter, en wordt vaak gebruikt in de IR-spectrofotometrie. Het is gedefinieerd als $\bar{\nu} = 1/\lambda$ [7](#page=7). **Licht als stroom van energiedeeltjes:** De intensiteit van een lichtbundel wordt geassocieerd met een stroom van energiedeeltjes, kwanten of fotonen genoemd [8](#page=8). * **De wet van Planck:** De energie-inhoud van elk foton is evenredig met de frequentie van de straling. De energie van een foton ($E$) wordt gegeven door [8](#page=8): $$E = h\nu = \frac{hc}{\lambda}$$ [8](#page=8). Hierin is $h$ de constante van Planck ($6,625 \times 10^{-34} \, J \cdot s$). De energie van een foton neemt dus toe met de frequentie en is omgekeerd evenredig met de golflengte [8](#page=8). #### 1.2.3 Interactie tussen materie en straling: absorptie Materie, opgebouwd uit moleculen, atomen of ionen, vertoont bij analytische spectrometrische metingen, vaak in vloeibare of gasvorm, voortdurende beweging met kinetische energie die afhangt van de temperatuur. Daarnaast beschikken deeltjes over potentiële energie [8](#page=8). * **Potentiële energie bij atomen:** Hangt af van de elektronenverdeling [8](#page=8). * **Potentiële energie bij moleculen:** Hangt af van de positie van elektronen en atomen [8](#page=8). Deze potentiële energie is gekwantiseerd, wat betekent dat deze alleen specifieke waarden kan aannemen, weergegeven als energieniveaus [8](#page=8). > **Tip:** Denk aan energieniveaus als specifieke "energiestappen" die een deeltje kan hebben, niet willekeurige waarden. Wanneer elektromagnetische straling op materie valt, kunnen deeltjes in wisselwerking treden met de straling. Sommige stralen kunnen geabsorbeerd worden, waarbij de energie van de fotonen wordt overgedragen en de deeltjes naar een hogere potentiële energietoestand gaan [9](#page=9). Dit proces kan worden weergegeven als: $$atoom + h\nu \longrightarrow atoom^*$$ [9](#page=9). Het atoom in de hogere energietoestand wordt een geëxciteerd atoom genoemd. Energieopname is alleen mogelijk als de fotonenergie precies overeenkomt met het verschil tussen twee energieniveaus. Als de fotonenergie niet overeenkomt, wordt deze niet geabsorbeerd [9](#page=9). Als een atoom overgaat van een lagere energietoestand ($E_0$, grondtoestand) naar een hogere energietoestand ($E_1$), is de geabsorbeerde fotonenergie gelijk aan: $$\Delta E = E_1 - E_0 = h\nu$$ [9](#page=9). De energieverschillen tussen de grondtoestand en andere energietoestanden zijn uniek voor elke stof. Door de geabsorbeerde golflengten te bestuderen, kan een stof worden geïdentificeerd. Dit resulteert in een absorptiespectrum wanneer de absorbantie wordt uitgezet tegen de golflengte [9](#page=9). ##### Atoomspectra Voor een natriumatoom (Na) in de grondtoestand is de elektronenconfiguratie: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Bij absorptie kan een elektron verspringen naar een hogere, niet-bezette orbitaal. Excitatie van een lager gelegen elektron vereist fotonen met zeer hoge energie (bijvoorbeeld X-stralen). Bij interactie met zichtbaar licht of UV-stralen kan het 3s-elektron een overgang maken naar hogere energieniveaus, wat straling met een specifieke energie vereist. Het analyseren van de geabsorbeerde golflengten leidt tot een lijnenspectrum. Experimenteel worden scherpe absorptiepieken waargenomen voor overgangen van 3s naar 3p en van 4s naar 4p [10](#page=10). ##### Molecuulspectra Absorptie van straling door moleculen is complexer dan bij atomen, omdat er veel meer mogelijke potentiële energietoestanden zijn. De totale energie van een molecuul ($E_{tot}$) is de som van elektronische energie ($E_{el}$), vibratie-energie ($E_{vib}$) en rotatie-energie ($E_{rot}$) [10](#page=10): $$E_{tot} = E_{el} + E_{vib} + E_{rot}$$ [10](#page=10). * **Rotatie-energie ($E_{rot}$):** Hangt samen met de rotatiesnelheid van het molecuul om zijn as [10](#page=10). * **Vibratie-energie ($E_{vib}$):** Bepaald door het trillen van atomen binnen het molecuul [10](#page=10). * **Elektronen-energie ($E_{el}$):** Komt overeen met de energie van de elektronen in de molecuulorbitalen [10](#page=10). Deze energievormen zijn gekwantiseerd [10](#page=10). Absorptie van straling kan leiden tot: * Een elektronische overgang naar een hoger energieniveau. * Een verhoging van de vibratie-energie van de atomen. * Een verhoging van het rotatie-energieniveau. Hierbij geldt de relatie: $\Delta E_{el} >> \Delta E_{vib} >> \Delta E_{rot}$ [11](#page=11). * Absorptie die alleen rotaties beïnvloedt, vindt plaats in het verre infrarood [11](#page=11). * Absorptie die alleen vibraties beïnvloedt, betreft infraroodstraling [11](#page=11). * Elektronische excitatie gaat gepaard met absorptie van zichtbaar of ultraviolet licht [11](#page=11). Vaak treden absorpties gecombineerd op: elektronen worden geëxciteerd, terwijl tegelijkertijd vibratie- en rotatie-energie worden opgenomen. Rotatie-absorptie treedt voornamelijk op bij moleculen in gasvorm, waar vrije rotatie mogelijk is. In veel praktijksituaties met opgeloste stoffen kunnen moleculen niet vrij roteren, waardoor voornamelijk vibratieniveaus, samen met elektronische excitatie, het absorptiespectrum bepalen. Dit leidt tot spectra met een groot aantal absorptielijnen en kleine golflengteverschillen, wat resulteert in een continu spectrum. In plaats van een lijnenspectrum spreekt men hier van een bandenspectrum [11](#page=11). > **Voorbeeld:** Het absorptiespectrum van $\text{KMnO}_4$ is continu maar vertoont afzonderlijke pieken die ontstaan uit extra vibratie-overgangen [11](#page=11). --- # Moleculaire spectroscopie Moleculaire spectroscopie onderzoekt de interactie tussen elektromagnetische straling en moleculen om hun structuur en concentratie te bepalen [13](#page=13). ### 2.1 UV-vis spectrometrie UV-Vis spectrometrie maakt gebruik van het golflengtebereik van ongeveer 250 nm tot 1000 nm, inclusief het zichtbare licht (380-780 nm) en ultraviolet licht (< 380 nm) [13](#page=13). #### 2.1.1 De wet van Lambert-Beer De wet van Lambert-Beer beschrijft de relatie tussen de extinctie (absorptie) van licht en de concentratie van een stof in een oplossing, evenals de lengte van het lichtpad [13](#page=13). De intensiteit van het invallende licht ($I_0$) kan worden uitgedrukt als de som van geabsorbeerd ($I_a$), getransmitteerd ($I_t$), gereflecteerd ($I_r$) en verstrooid licht ($I_s$): $I_0 = I_a + I_t + I_r + I_s$ [13](#page=13). Om reflectie en verstrooiing te compenseren, wordt een blanco gebruikt. De wet wordt dan $I_0 = I_a + I_t$ [13](#page=13). De wet van Lambert relateert de transmissie aan het lichtpad ($b$): $$I_t = I_0 \cdot 10^{-kb c}$$ Waarbij $k$ een constante is [14](#page=14). Transmissie ($T$) en procentuele transmissie ($T\%$) worden gedefinieerd als: $$T = \frac{I_t}{I_0}$$ $$T\% = \frac{I_t}{I_0} \cdot 100\%$$ Absorptie ($A$), ook wel extinctie of absorbantie genoemd, is gedefinieerd als: $$A = \log \frac{I_0}{I_t} = \log \frac{1}{T}$$ Hieruit volgt: $$A = k \cdot b \cdot c$$ De wet van Beer relateert de absorptie aan de concentratie ($C$): $$A = k_2 \cdot C$$ Gecombineerd leidt dit tot de wet van Lambert-Beer: $$A = k' \cdot b \cdot C$$ De evenredigheidsconstante ($k'$) wordt gespecificeerd als: * **Specifieke absorptiecoëfficiënt ($a$):** Wanneer $C$ in g/L en $b$ in cm wordt uitgedrukt. $A = a \cdot b \cdot C$ [15](#page=15). * **Molaire absorptiecoëfficiënt ($\epsilon$):** Wanneer $C$ in mol/L wordt uitgedrukt. $A = \epsilon \cdot b \cdot C$. Hierbij geldt $\epsilon = a \cdot M$, waar $M$ de molaire massa is [15](#page=15). De wet van Lambert-Beer geldt onder de volgende voorwaarden: * Monochromatisch licht [15](#page=15). * "Optisch lege" vloeistoffen (geen lichtverstrooiende deeltjes) [15](#page=15). * Constante temperatuur en pH [15](#page=15). * Niet te geconcentreerde oplossing [15](#page=15). In de farmaceutische chemie wordt de specifieke absorptie $A_{1cm}^{1\%}$ gebruikt, wat de absorptie is van een 1% (m/V) oplossing bij een lichtpad van 1 cm [16](#page=16). #### 2.1.2 Apparatuur Een spectrofotometer bestaat uit de volgende basiscomponenten: 1. **Lichtbron/stralingsbron:** Zorgt voor de uit te zenden straling. Continue bronnen zenden licht uit over een breed golflengtebereik (bv. wolfraamlamp voor zichtbaar/nabij-IR, 250-2500 nm ), terwijl lijnbronnen specifieke golflengten uitzenden. Deuteriumlampen worden gebruikt voor UV-spectroscopie (180-375 nm) [16](#page=16) [17](#page=17). 2. **Golflengteselectie:** Scheidt monochromatisch licht af uit het spectrum van de lichtbron. Dit kan met: * **Filters:** Absorptiefilters (gekleurd glas/gelatine) en interferentiefilters (gebaseerd op interferentie). Interferentiefilters hebben een kleinere bandbreedte [18](#page=18). * **Monochromators:** Splitsen licht op in golflengten en laten een selectief deel door, essentieel voor het scannen van spectra. Dit kan met een prisma (dispersie gebaseerd op brekingsindex die golflengteafhankelijk is) of een rooster (dispersie gebaseerd op buiging en interferentie). De bandbreedte van het monochromatische licht wordt bepaald door de slitopening van de monochromator [18](#page=18) [19](#page=19) [20](#page=20). 3. **Cuvettenhuis met cuvetten:** Houdt de te meten oplossingen. Cuvetten zijn verkrijgbaar in glas, kwarts (voor UV) of kunststof, met verschillende volumes en lichtpadlengtes (meestal 1 cm) [20](#page=20). 4. **Detector:** Vangt het doorgaande licht op en zet lichtenergie om in elektrische energie. Voorbeelden zijn fotocellen, fotovermenigvuldigingsbuizen en Si-fotodiodes. Si-fotodiodes kunnen in diode-arrays worden geplaatst om spectraat een moment op te nemen [21](#page=21) [22](#page=22). 5. **Meetversterker met uitlezing:** Versterkt het signaal van de detector en geeft de resultaten weer als absorptie ($A$) of procentuele transmissie ($T\%$), en kan soms direct concentraties weergeven [22](#page=22). #### 2.1.3 Toepassingen * **Opname van het absorptiespectrum:** Bepaalt de optimale golflengte (werkgolflengte) voor kwantitatieve analyse, die overeenkomt met de maximale absorptie ($\lambda_{max}$) [23](#page=23). * **Kwantitatieve bepaling:** * Voorbereiden van een stockoplossing en een reeks standaarden met bekende concentraties [23](#page=23). * Meting van de absorptie van standaarden en onbekende monsters bij de werkgolflengte [23](#page=23). * **Wiskundige berekening:** De molaire absorptiecoëfficiënt ($\epsilon$) wordt berekend uit de standaarden ($c = A / (\epsilon \cdot b)$). De concentratie van onbekende oplossingen wordt vervolgens berekend [24](#page=24). * **Grafische bepaling (ijkcurve):** Absorptiewaarden worden uitgezet tegen concentraties om een lineaire regressielijn te verkrijgen ($y=ax+b$). De concentratie van onbekende oplossingen wordt afgelezen op basis van hun absorptiewaarden [24](#page=24). * **Meercomponentenanalyse:** De totale absorptie bij een bepaalde golflengte is de som van de absorpties van de individuele componenten. Metingen bij meerdere golflengten zijn nodig om de concentraties van meerdere componenten te bepalen [25](#page=25). * **Fotometrische titraties:** De absorptie wordt gemeten tijdens een titratie om het eindpunt vast te leggen. De titratiecurve toont de absorptie als functie van het toegevoegde volume titrans, met twee rechte lijnen die elkaar snijden bij het equivalentiepunt [26](#page=26). ### 2.2 Fluorescentiespectrometrie (fluorimetrie) Fluorescentie is een vorm van luminescentie waarbij geabsorbeerde energie wordt uitgestraald als licht, met een korte vertraging (10$^{-8}$ tot 10$^{-4}$ s) na absorptie [27](#page=27). #### 2.2.1 Principe (Jablonski diagram) Moleculen die UV- of zichtbare straling absorberen, gaan over naar een hogere energietoestand (S$_1$ of S$_2$) [27](#page=27). * **Vibrationele relaxatie (VR):** Snel verval naar het laagste vibrationele niveau van de geëxciteerde elektronische toestand (bv. van S$_2$ naar S$_1$) [27](#page=27). * **Interne conversie (IC):** Stralingsloos verval van een geëxciteerde elektronische toestand naar een lagere elektronische toestand met dezelfde energie [27](#page=27). * **Fluorescentie:** Stralingsemissie vanuit de laagste vibrationele toestand van de eerste geëxciteerde singlettoestand (S$_1$) naar de grondtoestand (S$_0$) [28](#page=28). * **Intersystem crossing (ISC):** Overgang van een singlettoestand (S$_1$) naar een triplettoestand (T$_1$) [28](#page=28). * **Fosforescentie:** Lichtemissie vanuit de triplettoestand (T$_1$) naar de grondtoestand (S$_0$), met een langere vertraging dan bij fluorescentie (seconden tot minuten) [28](#page=28). #### 2.2.2 Absorptie en emissie Fluorescentiespectrometrie kent twee spectra: * **Absorptie- of excitatiespectrum:** Absorptie als functie van de golflengte [28](#page=28). * **Emissiespectrum:** Fluorescentie-intensiteit als functie van de golflengte [28](#page=28). Kenmerken van fluorescentie: * **Stokes' shift:** Emissie vindt plaats bij lagere energieën (langere golflengten) dan absorptie door vibrationele relaxatie [28](#page=28). * Hetzelfde emissiespectrum wordt meestal verkregen onafhankelijk van de excitatiegolflengte [28](#page=28). * Emissiespectra zijn vaak een spiegelbeeld van de absorptiespectra [28](#page=28). #### 2.2.3 Emissie-intensiteit en concentratie De fluorescentie-intensiteit ($I_f$) is recht evenredig met de concentratie ($c$) bij lage concentraties: $$I_f = k \cdot I_0 \cdot \Phi_f \cdot (1 - 10^{-abc})$$ Waarbij $k$ een evenredigheidsfactor, $I_0$ de invallende intensiteit, $\Phi_f$ de kwantumopbrengst, $a$ de absorptiecoëfficiënt en $b$ de cellengte zijn [29](#page=29). Bij lage concentraties kan dit benaderd worden als: $$I_f = k \cdot I_0 \cdot \Phi_f \cdot 2.303 \cdot a \cdot b \cdot c$$ **Quenching** kan de fluorescentie-intensiteit verlagen [29](#page=29). #### 2.2.4 Verband tussen structuur en fluorescentie Fluorescentie treedt vooral op bij aromatische moleculen met een starre, vlakke, multicyclische structuur [29](#page=29). * **Elektronenpaardonoren** (bv. -OH, -NH$_2$) versterken fluorescentie [29](#page=29). * **Elektronenzuigende groepen** (bv. -COOH, -NO$_2$) verminderen fluorescentie [29](#page=29). * De pH van de oplossing kan de fluorescentie beïnvloeden [29](#page=29). #### 2.2.5 Apparatuur Een fluorimeter lijkt op een spectrofotometer, maar met een belangrijke afwijking: de fluorescentie wordt gemeten onder een hoek van 90° ten opzichte van het invallende licht [30](#page=30). Een fluorimeter bevat twee monochromators: * **Excitatiemonochromator:** Tussen lichtbron en monster [30](#page=30). * **Emissiemonochromator:** Tussen monster en detector [30](#page=30). #### 2.2.6 Analytische toepassingen Fluorescentie is een gevoelige techniek met lage detectielimieten en hoge selectiviteit door karakteristieke absorptie- en emissiespectra. De analytische procedure omvat het opnemen van excitatiespectra, het bepalen van maximale golflengten, het instellen van de apparatuur, en het meten van standaarden en onbekende oplossingen [30](#page=30) [31](#page=31). ### 2.3 Infraroodspectrometrie (IR) Infraroodspectrometrie bestudeert de absorptie van infraroodstraling (780 nm tot 300.000 nm, meestal geconcentreerd op 2.5 tot 250 µm) door moleculen. Golflengten worden vaak uitgedrukt als golfgetal ($\bar{\nu} = 1/\lambda$) in cm$^{-1}$, en de resultaten worden doorgaans weergegeven als procentuele transmissie [32](#page=32). #### 2.3.1 Absorptie van infraroodstraling Moleculen met covalente bindingen kunnen IR-straling absorberen, wat leidt tot hogere rotationele (grotere golflengten > 100 µm) of vibrationele energietoestanden (1-100 µm) [32](#page=32). #### 2.3.2 Moleculaire vibraties IR-absorptie vereist een verandering in dipoolmoment tijdens de vibratie. Apolaire bindingen absorberen geen IR [32](#page=32). Belangrijke vibratietypes zijn: * **Rekvibraties:** Verandering in bindingslengte (symmetrisch, asymmetrisch) [32](#page=32). * **Buigvibraties:** Verandering in bindingshoek (schaar-, schommel-, wring-, schudbeweging) [32](#page=32). Voorbeelden zijn de vibraties in CO$_2$ en watermoleculen [33](#page=33). * **Grondtoon/fundamentele absorptie:** Overgang naar de eerste geëxciteerde vibrationele toestand [33](#page=33). * **Overtonen:** Overgangen naar hogere vibrationele toestanden (zwakker, nabij-IR) [33](#page=33). * **Combinatiebanden:** Som van fundamentele frequenties [33](#page=33). Factoren die de vibratiefrequentie beïnvloeden: * **Bindingsterkte en -lengte:** Sterkere, kortere bindingen leiden tot hogere vibratie-energie. Hybrideatie en conjugatie spelen een rol [33](#page=33). * **Atoommassa:** Zwaardere atomen leiden tot lagere vibratie-energie [33](#page=33). Functionele groepen vertonen karakteristieke absorpties (groepsvibraties/groepsfrequenties), bv. de carbonylgroep (-C=O) absorbeert rond 1700 cm$^{-1}$. Het gebied van 4000-1300 cm$^{-1}$ is kenmerkend voor functionele groepen, terwijl het gebied van 1300-600 cm$^{-1}$ (fingerprintgebied) unieke patronen voor individuele moleculen vertoont (skeletvibraties) [33](#page=33) [34](#page=34). #### 2.3.3 Apparatuur Er zijn twee typen IR-spectrofotometers: * **Dispersieve IR spectrofotometer:** Een dubbelstraalinstrument met een monochromator. Gebruikt spiegels voor optische elementen omdat glas en kwarts IR-straling absorberen. Zoutenkristallen (KBr, CsCl, NaCl) worden gebruikt voor cuvetten en lenzen. Detectoren zijn vaak thermisch (bv. temperatuursgevoelige weerstand) [35](#page=35). * **Fourier-transformatie-IR-spectrometrie (FTIR):** Een enkelstraalsinstrument dat spectraat een keer opneemt met een interferometer (bv. Michelson-interferometer). Dit leidt tot snellere metingen, hogere gevoeligheid en grotere nauwkeurigheid in frequentiemeting. De computer analyseert het interferogram met een Fourier-transformatie om het IR-spectrum te verkrijgen [36](#page=36) [37](#page=37). --- # Atoomatoomspectrometrie Atoomatoomspectrometrische methoden omvatten technieken die gebruikmaken van de absorptie, emissie of fluorescentie van UV-Vis-straling door vrije atomen in de gasfase om de elementaire samenstelling van een monster te bepalen [38](#page=38). ### 3.1 Inleiding tot atomaire spectrometrie Bij atomaire spectrometrische technieken worden verbindingen eerst ontleed tot hun atomen, een proces dat atomisatie wordt genoemd. De daaropvolgende meting van de interactie van deze atomen met elektromagnetische straling in het UV-Vis-gebied maakt kwantitatieve analyse mogelijk. De drie belangrijkste typen atomaire spectroscopische technieken zijn [38](#page=38): * **Atomaire Absorptie Spectroscopie (AAS):** Gebaseerd op de absorptie van fotonen door atomen in de grondtoestand [38](#page=38). * **Atomaire Emissie Spectroscopie (AES):** Gebaseerd op de emissie van fotonen door geëxciteerde atomen [38](#page=38). * **Atomaire Fluorescentie Spectroscopie (AFS):** Gebaseerd op de absorptie van fotonen door grondtoestandatomen, gevolgd door de emissie van fotonen vanuit een geëxciteerde toestand [38](#page=38). #### 3.1.1 Toegelaten elektronentransities in een atoom De spectra in het UV- en visuele gebied worden bepaald door de valentie-elektronen, de elektronen in de buitenste schil van een atoom. Niet alle overgangen tussen energieniveaus van deze elektronen zijn toegestaan; ze moeten voldoen aan specifieke selectieregels [38](#page=38). * **Selectieregels:** * Voor de verandering in het nevenkwantumgetal $l$: $\Delta l = -1$ of $+1$. Dit betekent dat s $\rightarrow$ p overgangen zijn toegestaan, terwijl s $\rightarrow$ s ($\Delta l = 0$) of s $\rightarrow$ d ($\Delta l = 2$) overgangen niet zijn toegestaan [38](#page=38). * Voor de verandering in het magnetisch kwantumgetal $m$: $\Delta m = -1$, 0, of $+1$ [38](#page=38). Transities die de grondtoestand betrekken zijn over het algemeen het meest intens. De **resonantielijn** is de meest intense lijn in het absorptie- of emissiespectrum en correspondeert met de overgang tussen de grondtoestand en het laagste excitatieniveau [38](#page=38) [39](#page=39). ### 3.2 Atoomabsorptiespectrometrie (AAS) AAS is een techniek die gebruikmaakt van de absorptie van UV- of zichtbare straling door vrije atomen in de gasfase. De intensiteit van de geabsorbeerde straling is recht evenredig met de concentratie van vrije atomen in het monster [40](#page=40). #### 3.2.1 Atomisatie Aangezien vrije atomen zelden stabiel voorkomen in oplossingen of vaste stoffen, moeten ze eerst worden gevormd door het monster op te warmen tot hoge temperaturen. De twee meest gebruikte atomisatiemethoden in AAS zijn vlamatomisatie (F-AAS) en elektrothermische atomisatie met een grafietoven (GF-AAS). Het proces van atomisatie vanuit een oplossing omvat de volgende stappen [40](#page=40): 1. **Desolvatatie:** Verdamping van het oplosmiddel (bv. CuCl$_{2, \text{aq}}$ $\rightarrow$ CuCl$_{2, \text{vast}}$) [40](#page=40). 2. **Vervluchtigen:** Omzetting van het analyt naar de gasfase (bv. CuCl$_{2, \text{vast}}$ $\rightarrow$ CuCl$_{2, \text{gas}}$) [40](#page=40). 3. **Dissociatie:** Ontbinding van het analyt in vrije atomen (bv. CuCl$_{2, \text{gas}}$ $\rightarrow$ Cu$_{\text{gas}}$ + 2 Cl$_{\text{gas}}$) [40](#page=40). 4. **Ionisatie:** Bij voldoende energie kan ionisatie optreden (bv. Cu$_{\text{gas}}$ $\rightarrow$ Cu$^{+}_{\text{gas}}$). Dit is ongewenst in AAS en wordt vermeden door de temperatuur van de vlam of oven aan te passen [40](#page=40). #### 3.2.2 Apparatuur Een atoomabsorptiespectrometer bestaat uit de volgende componenten [41](#page=41): * **Lichtbron:** Continue lichtbronnen zijn ongeschikt omdat de absorptielijnen van atomen zeer smal zijn (ca. 0,01 nm). Een ideale lichtbron zendt straling uit met een bandbreedte kleiner dan of gelijk aan de absorberende spectrale lijn [41](#page=41). * **Holle kathodelamp (HCL):** De meest gebruikte lichtbron. Deze zendt specifieke golflengten uit die geabsorbeerd kunnen worden door het te meten element. De lamp bevat een kathode van het te meten metaal en een edelgas (bv. neon of argon). Een spanning ioniseert het edelgas, de ionen bombarderen de kathode waardoor metaalatomen vrijkomen en geëxciteerd raken door botsingen. Bij terugkeer naar de grondtoestand zenden deze atomen straling uit die overeenkomt met het spectrum van het kathodemateriaal. De emissielijnen zijn zeer scherp en hebben dezelfde golflengtes als de absorptielijnen van het analyt. Een beperking is dat voor elk element een aparte lamp nodig is. Multi-elementlampen, gemaakt van legeringen, zijn ook beschikbaar [41](#page=41). * **Atoomcel:** Hier vindt de daadwerkelijke atomisatie plaats. Het monster wordt omgezet in neutrale atomen in de gasvormige toestand. Dit vereist energie, meestal in de vorm van hoge temperaturen (2000-5000 K), geleverd door een vlam of een grafietbuis [42](#page=42). * **Atomisatie met vlam (F-AAS):** Een monsteroplossing wordt met een verstuiver in de vlam gebracht. Vaste stoffen moeten eerst worden opgelost via een destructie-, digestie- of ontsluitingsprocedure. Een vlamatomisator bevat een opzuigsysteem, een verstuivingskamer (voor aerosolvorming en druppelselectie) en een brander. Een gleufvormige brander ("slot burner") wordt vaak gebruikt voor een grotere optische weglengte ($b$), wat de gevoeligheid verhoogt volgens de wet van Lambert-Beer. De vlam levert de benodigde hitte (bv. acetyleen/lucht vlam bij ca. 2500 K, lachgas/acetyleen vlam bij ca. 3955 K). De meting moet plaatsvinden op een hoogte in de vlam waar de atomisatie volledig is. Gevoeligheid ligt in het ppm-bereik. Voordeel is reproduceerbaarheid, nadelen zijn de hoge flow rate van monster en het verlies van druppels groter dan 1-5 µm in de verstuiver [42](#page=42) [43](#page=43) [44](#page=44). * **Elektrothermische atomisatie met grafietoven (GF-AAS):** Deze methode biedt hogere gevoeligheid en vereist minder monster (5-50 µl). Het monster wordt geïnjecteerd in een grafietbuisje dat elektrisch wordt verhit. Het proces verloopt in meerdere stappen [44](#page=44): 1. **Drogen:** Residu vorming bij 110-200 °C [44](#page=44). 2. **Verassing/Pyrolyse:** Matrixcomponenten worden verwijderd (350-1200 °C) [44](#page=44). 3. **Atomi s atie:** Zeer snelle temperatuurverhoging tot 2000-3000 °C voor de vorming van atomen; de absorptie wordt hier gemeten [44](#page=44). De gehele cyclus duurt ca. 45-90 seconden. Argon gas spoelt het buisje tijdens drogen en pyrolyse, maar wordt doorgaans weggelaten tijdens atomisatie om afkoeling en snelle verdwijning van atomen te voorkomen. Een externe gasstroom beschermt tegen oxidatie. GF-AAS heeft een hogere gevoeligheid (ppb-bereik) en lagere detectielimieten dan F-AAS, maar een mindere precisie [44](#page=44) [45](#page=45). * **Monochromator:** Scheidt de gewenste golflengte van andere emissielijnen van de lamp of het vulgas. De spleetbreedte is instelbaar en typisch 0,1-1,0 nm [41](#page=41) [45](#page=45). * **Detector:** Detecteert de geselecteerde straling, versterkt deze en geeft een signaal. Meestal wordt een fotomultiplier gebruikt [46](#page=46). #### 3.2.3 Toepassingen * **Welke elementen?:** AAS kan in principe alle elementen meten die absorptielijnen vertonen in het golflengtegebied van 200-1000 nm. Lagere golflengtes (< 200 nm) zijn problematisch door absorptie door lucht en optische componenten. Hogere golflengtes (> 1000 nm) zijn beperkt door de gevoeligheid van de detector. AAS is daardoor voornamelijk geschikt voor de bepaling van metalen [46](#page=46). * **Kwalitatieve analyse:** Moeilijk uitvoerbaar vanwege de noodzaak voor specifieke HCL's per element en golflengtewisselingen [46](#page=46). * **Kwantitatieve analyse:** Wordt uitgevoerd door de absorptie van een verzwakte lichtbundel te meten na interactie met het monster. De analyse verloopt analoog aan spectrophotometrie, waarbij de wet van Lambert-Beer geldt [46](#page=46). * De wet van Lambert-Beer voor AAS kan worden uitgedrukt als: $$ A = \log\left(\frac{I_0}{I}\right) = a \cdot b \cdot c \cdot k $$ Waarbij: * $A$ = absorptie [46](#page=46). * $I_0$ = intensiteit van invallend licht [46](#page=46). * $I$ = intensiteit van doorgelaten licht [46](#page=46). * $a$ = atomaire absorptiecoëfficiënt [47](#page=47). * $b$ = lengte van de brander [46](#page=46). * $c$ = concentratie in oplossing [46](#page=46). * $k$ = een evenredigheidsfactor afhankelijk van het instrument [46](#page=46). * $k'$ = een evenredigheidsconstante vastgesteld door kalibratie [47](#page=47). Het apparaat wordt geijkt met een blanco-oplossing en vervolgens worden de absorptiewaarden van onbekende oplossingen gemeten [46](#page=46). ### 3.3 Vlamemissie Spectroscopie (Vlamfotometrie) Vlamemissie maakt gebruik van de emissie van UV- en vis-straling door atomen die zich in een geëxciteerde toestand bevinden binnen een vlam [48](#page=48). #### 3.3.1 Principe Bij verhitting in een vlam kunnen valentie-elektronen kinetische energie opnemen door botsingen en naar hogere energieniveaus springen, waardoor het atoom zich in een aangeslagen toestand bevindt. Slechts een fractie van de atomen wordt aangeslagen, wat beschreven kan worden met de Maxwell-Boltzmann verdeling [48](#page=48): $$ N_i = N_0 \cdot e^{-\frac{E_i - E_0}{kT}} $$ Waarbij: * $N_i$ = aantal atomen in aangeslagen toestand $E_i$ [48](#page=48). * $N_0$ = aantal atomen in de grondtoestand $E_0$ [48](#page=48). * $k$ = constante van Boltzmann ($1,38 \times 10^{-23}$ J/K) [48](#page=48). * $T$ = absolute temperatuur [48](#page=48). Een stabiel dynamisch evenwicht treedt op waarbij evenveel atomen hun energie verhogen als dat geëxciteerde atomen hun energie afstaan. Energieafgifte kan plaatsvinden door emissie van fotonen, wat resulteert in de uitzending van licht van specifieke golflengtes die karakteristiek zijn voor elk element. De intensiteit van dit uitgezonden licht is, tot op zekere hoogte, kenmerkend voor de concentratie van het element [48](#page=48) [49](#page=49). #### 3.3.2 Apparatuur Een vlamfotometer vertoont veel gelijkenissen met een AAS-spectrometer [49](#page=49). * **Brander-verstuiver:** Zet de monsteroplossing om in een aerosol, die vervolgens wordt gemengd met een brandbaar gasmengsel en in de vlam terechtkomt. Net als bij AAS worden grotere druppels (> 5 µm) verwijderd. Verschillende gasmengsels kunnen worden gebruikt om verschillende temperaturen te bereiken (bv. lucht-acetyleen ca. 2250 K, zuurstof-acetyleen ca. 3060 K) [49](#page=49) [50](#page=50). * **Monochromator:** Selecteert de specifieke golflengte van het uitgezonden licht via een filtersysteem, prisma of rooster [50](#page=50). * **Detector (fotocel):** Zet het uitgezonden licht om in een elektrisch signaal [50](#page=50). * **Meetversterker en uitlezing:** Het signaal wordt versterkt en digitaal of analoog weergegeven [50](#page=50). #### 3.3.3 Algemene werkwijze * **Kwalitatieve analyse:** Het volledige emissiespectrum wordt genoteerd om de aanwezigheid van specifieke atomen aan te tonen op basis van hun karakteristieke golflengten [50](#page=50). * **Kwantitatieve analyse:** Er wordt een verdunningsreeks gemaakt van een stockoplossing om een ijklijn (concentratie versus uitgezonden lichtintensiteit) op te stellen in het lineaire gebied. Onbekende monsters worden gemeten en hun concentraties worden bepaald aan de hand van de ijklijn. Bij hogere concentraties kan zelfabsorptie optreden, waardoor de curve afbuigt [51](#page=51). #### 3.3.4 Toepassingsgebied Vlamemissie is vooral geschikt voor elementen met een intens emissiespectrum, zoals de alkalimetalen (Li, Na, K, Cs) en aardalkalimetalen (Ca, Mg, Sr, Ba) [51](#page=51). #### 3.3.5 Mogelijke fouten Fouten kunnen optreden door veranderingen in de vlam, zoals schommelingen in gasdebieten, debietveranderingen in de verstuiver, of vervuiling van de brander. Ionisatie is een ongewenst fenomeen, vooral bij gemakkelijk ioniseerbare alkalimetalen, en wordt geminimaliseerd door een lagere vlamtemperatuur te gebruiken [51](#page=51) [52](#page=52). ### 3.4 Inductief Gekoppeld Plasma - Atoomemissie Spectrometrie (ICP-AES) ICP-AES is een emissietechniek die, net als vlamemissie, gebruikmaakt van geëxciteerde atomen die licht uitzenden bij terugkeer naar de grondtoestand, maar dan met een veel hetere argonplasma als excitat iebron [52](#page=52). #### 3.4.1 Principe Het principe is identiek aan vlamemissie: atomisatie en excitatie van het monster bij hoge temperaturen, gevolgd door emissie van fotonen. Echter, ICP bereikt temperaturen tot 10000 K, wat resulteert in een grotere fractie van aangeslagen atomen dan bij vlamemissie (max. 4000 K). Dit maakt ICP-AES geschikt voor een breed scala aan elementen en maakt het een multi-element techniek. Het monster wordt als aerosol geïntroduceerd in het plasma, waar het gedesolvateerd, gedissocieerd en geatomiseerd wordt. Bij terugkeer naar de grondtoestand zenden de atomen fotonen uit waarvan de golflengte karakteristiek is voor elk element. Kwantitatieve analyse gebeurt via kalibratie met ijkoplossingen, waarbij een lineair verband bestaat tussen emissie-intensiteit en metaalconcentratie over een breed bereik (4 tot 6 ordegroottes) [52](#page=52) [53](#page=53). #### 3.4.2 Instrumentatie De instrumentatie omvat [52](#page=52): * **Verstuiver:** Zet de monsteroplossing om in een aerosol die via argondragersgas in het plasma wordt geïnjecteerd. Een verstuivingskamer selecteert de kleinste druppeltjes (< 10 µm) [52](#page=52). * **Plasmatoorts:** Bestaat uit drie concentrische kwartsbuizen waar argon gas doorheen stroomt (koelgas, hulpgas, dragersgas). Een watergekoelde inductiespoel met hoogfrequente wisselstroom genereert een magnetisch veld dat elektronen versnelt en het argonplasma in stand houdt. De toorts kan verticaal (radiale observatie) of horizontaal (axiale observatie) geplaatst worden; axiale observatie is gevoeliger [53](#page=53). * **Multielement detector:** Een scannende monochromator met een enkele detector kan meerdere elementen analyseren door de golflengte afzonderlijk te meten. Alternatief kan een CCD-detector (Charge Coupled Device) worden gebruikt, die een volledig spectrum in een breed golflengtegebied kan detecteren [54](#page=54). ### 3.5 Inductief Gekoppeld Plasma - Massa Spectrometrie (ICP-MS) ICP-MS is een zeer gevoelige techniek voor het meten van spoor-elementen (ng/l niveaus en lager), die de ICP-bron combineert met een massaspectrometer [54](#page=54). #### 3.5.1 Principe ICP-AES meet elementen in µg/l niveaus, terwijl ICP-MS nodig is voor lagere concentraties zoals Cd, Pb, en Hg in water en voedingsmiddelen. Het ICP-gedeelte blijft identiek aan ICP-AES, maar de detector is een massaspectrometer. De atomen in het plasma zijn grotendeels geïoniseerd (bv. Cd $\rightarrow$ Cd$^+$). De massaspectrometer scheidt deze ionen op basis van hun massa/ladingverhouding [54](#page=54) [55](#page=55). #### 3.5.2 Instrumentatie De instrumentatie omvat de verstuiver, verstuivingskamer en plasma (identiek aan ICP-AES), een overgang tussen het plasma (atmosferische druk) en de massaspectrometer (hoog vacuüm), en de massaspectrometer zelf met een ionvermenigvuldiger als detector. Een veelgebruikte massaspectrometer is de quadrupool, waarbij een wisselend elektrisch veld tussen polen zorgt dat alleen ionen met een specifieke massa/ladingverhouding een stabiel traject naar de detector maken. Door de spanning te variëren, kan het massaspectrum worden afgescand [55](#page=55) [56](#page=56). #### 3.5.3 Analytische kenmerken ICP-MS is een multi-element techniek die de bepaling van een breed gamma elementen mogelijk maakt met concentraties tot in het sub-µg/l gebied. De detectielimieten van ICP-MS zijn significant lager dan die van ICP-AES en GF-AAS [56](#page=56) [57](#page=57). --- ## 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 | |------|------------| | Elektromagnetische straling (EM-straling) | Een vorm van energie die zich voortplant als een golf en bestaat uit oscillerende elektrische en magnetische velden, zoals zichtbaar licht, UV-straling en infraroodstraling. | | Absorptie | Het proces waarbij materie elektromagnetische straling opneemt, waardoor de energie van de straling wordt omgezet in interne energie van de materie. | | Emissie | Het proces waarbij materie elektromagnetische straling uitzendt, vaak als gevolg van de terugval van aangeslagen deeltjes naar een lagere energietoestand. | | Spectrometrie | Een analytische techniek die gebruik maakt van de interactie tussen elektromagnetische straling en materie om stoffen te identificeren of te kwantificeren, door de absorptie of emissie van straling te meten. | | Moleculaire spectroscopie | Een tak van spectroscopie die zich richt op de interactie van straling met moleculen, met methoden zoals UV-Vis, fluorescentie en infraroodspectrometrie. | | Atoomatoomspectrometrie | Een tak van spectroscopie die zich richt op de interactie van straling met atomen, met methoden zoals Atoomabsorptie Spectroscopie (AAS) en Vlamemissie Spectroscopie. | | Golflengte ($\lambda$) | De afstand tussen twee opeenvolgende toppen of dalen van een golf, die de energie en kleur van elektromagnetische straling bepaalt. Gemeten in meters (m), nanometers (nm) of micrometers (µm). | | Frequentie ($\nu$) | Het aantal golven dat per seconde een punt passeert, gerelateerd aan de golflengte en de lichtsnelheid. Gemeten in Hertz (Hz). | | Wet van Lambert-Beer | Een fundamentele wet in de spectrometrie die stelt dat de absorptie van licht evenredig is met de concentratie van de absorberende stof en de lengte van het lichtpad door de oplossing. | | Cuvet | Een speciaal recipiënt, meestal gemaakt van glas of kwarts, dat wordt gebruikt om monsters (oplossingen) in een spectrofotometer te plaatsen voor meting. | | Monochromator | Een optisch apparaat dat een brede lichtbundel opsplitst in zijn samenstellende golflengten en een nauwkeurig ingestelde, smalle bandbreedte van licht selecteert. | | Detector | Een instrument dat licht omzet in een elektrisch signaal, dat vervolgens kan worden gemeten en geanalyseerd om de intensiteit van de straling te bepalen. | | Atoomatoomspectroscopie (AAS) | Een techniek voor elementanalyse waarbij de absorptie van UV-vis straling door vrije atomen in de gasfase wordt gemeten. | | Vlamemissie | Een techniek waarbij atomen in een hete vlam worden geëxciteerd en vervolgens licht uitzenden bij terugval naar de grondtoestand, wat wordt gemeten voor kwantitatieve analyse. | | Inductief Gekoppeld Plasma (ICP) | Een techniek die gebruik maakt van een plasma met zeer hoge temperaturen om atomen te atomiseren en te exciteren, gevolgd door emissie- of massaspectrometrische analyse. | | Interferogram | Een signaal dat wordt verkregen bij Fourier-transformatie-IR (FTIR) spectroscopie, waarbij de intensiteit van de geregistreerde straling wordt uitgezet tegen de tijd of de beweging van een spiegel, en dat de informatie van het infraroodspectrum bevat. | | Moleculaire vibraties | De bewegingen van atomen binnen een molecuul die resulteren in veranderingen in bindingslengten (rekvibraties) of bindingshoeken (buigvibraties), welke kunnen leiden tot absorptie van infraroodstraling. | | Bandenspectrum | Een absorptie- of emissiespectrum dat bestaat uit brede banden in plaats van scherpe lijnen, typisch voor moleculaire absorptie spectra waarbij vibratie- en rotatieovergangen optreden. |

# Gaseigenschappen Dit hoofdstuk behandelt de fundamentele eigenschappen van gassen, beginnend met het concept van een ideaal gas en de bijbehorende toestandsvergelijkingen, en gaat vervolgens over op de complexere gedragingen van werkelijke gassen, inclusief moleculaire interacties en afwijkingen van de ideale gaswet [8](#page=8). ### 1.1 Ideaal gas Een ideaal gas wordt beschouwd als een verzameling moleculen in continue, willekeurige beweging, waarbij intermoleculaire krachten worden verwaarloosd. De toestand van een zuiver gas wordt bepaald door zijn druk (p), volume (V), temperatuur (T) en het aantal mol (n). Deze grootheden zijn gerelateerd via een toestandsvergelijking [8](#page=8). #### 1.1.1 Gastoestand De fysische toestand van een stof wordt bepaald door zijn fysische eigenschappen. Voor een zuiver gas zijn druk, volume, temperatuur en het aantal mol de bepalende variabelen. Het is empirisch vastgesteld dat de relatie tussen deze variabelen wordt beschreven door een toestandsvergelijking van de vorm $p = f(T, V, n)$ [8](#page=8) [9](#page=9). ##### 1.1.1.a Druk Druk wordt gedefinieerd als kracht per oppervlakte-eenheid. De druk van een gas ontstaat door de voortdurende botsingen van gasmoleculen met de wanden van het vat. De SI-eenheid van druk is pascal (Pa), gedefinieerd als $1 \text{ Pa} = 1 \text{ N/m}^2$. Andere veelgebruikte eenheden zijn bar, atm, torr en mmHg. De standaarddruk voor data-aanduidingen is $10^5$ Pa of 1 bar [9](#page=9). > **Voorbeeld:** Een persoon van 65 kg oefent een druk uit van 26 kPa op de grond met schoenen van 250 cm$^2$, en 3.2 MPa met schaatsen van 2 cm$^2$. Dit illustreert dat druk omgekeerd evenredig is met het contactoppervlak [10](#page=10). De druk van een gas kan worden gemeten met een barometer (atmosferische druk) of een manometer (druk van een gas in een container). Een manometer meet de druk door het hoogteverschil van een vloeistofkolom, rekening houdend met de externe druk. De druk op de bodem van een vloeistofkolom met dichtheid $\rho$ en hoogte $h$ wordt gegeven door $p = \rho h g$ [10](#page=10) [12](#page=12). ##### 1.1.1.b Temperatuur Temperatuur is de eigenschap die de richting van energie-overdracht (warmte) tussen objecten bepaalt. Twee objecten zijn in thermisch evenwicht wanneer er geen netto energie-overdracht plaatsvindt tussen hen wanneer ze met elkaar in contact staan via een diatherme wand. De Nulde wet van de thermodynamica stelt dat als A in thermisch evenwicht is met B, en B met C, dan is A ook in thermisch evenwicht met C [13](#page=13) [14](#page=14). Temperatuur kan worden gemeten met thermometers, die gebruik maken van de volumeverandering van een medium (bijv. kwik) bij temperatuurverandering. De Celsius-schaal ($\theta$) is gebaseerd op het smeltpunt van ijs (0$^\circ$C) en het kookpunt van water (100$^\circ$C). De thermodynamische temperatuurschaal, de Kelvin-schaal (T), heeft als nulpunt -273.15$^\circ$C (0 K). De relatie tussen de schalen is $T(\text{K}) = \theta(^\circ\text{C}) + 273.15$ [14](#page=14). #### 1.1.2 Gaswetten De ideale gaswet, $pV = nRT$, is een combinatie van empirische gaswetten die het gedrag van gassen bij lage druk beschrijven [15](#page=15) [19](#page=19). ##### 1.1.2.a Individuele gaswetten * **Wet van Boyle:** Bij constante temperatuur en hoeveelheid gas is het product van druk en volume constant ($pV = \text{constante}$). Dit betekent dat druk en volume omgekeerd evenredig zijn ($p \propto 1/V$). Moleculair gezien leidt een volumevermindering tot een verdubbeling van botsingen met de wand, waardoor de druk verdubbelt [15](#page=15). * **Wet van Charles:** Bij constante druk en hoeveelheid gas is het volume lineair evenredig met de absolute temperatuur ($V \propto T$). Dit impliceert dat het volume naar nul extrapoleert bij 0 K [17](#page=17). * **Wet van Gay-Lussac (impliciet in Charles' wet):** Bij constant volume en hoeveelheid gas is de druk lineair evenredig met de absolute temperatuur ($p \propto T$) [17](#page=17). * **Wet van Avogadro:** Bij constante druk en temperatuur is het volume van een gas evenredig met het aantal mol gas ($V \propto n$). Dezelfde volumes gassen bij dezelfde druk en temperatuur bevatten hetzelfde aantal moleculen [19](#page=19). ##### 1.1.2.b Ideale gaswet De ideale gaswet combineert de individuele gaswetten tot één vergelijking: $$pV = nRT \quad (1.20)$$ Hierin is $R$ de universele gasconstante, met een waarde die afhangt van de gebruikte eenheden. Een gas dat aan deze wet voldoet, wordt een ideaal gas genoemd. De wet wordt nauwkeuriger naarmate de druk nul nadert [19](#page=19). > **Voorbeeld:** De ideale gaswet kan worden gebruikt om het molair volume van een ideaal gas te berekenen onder standaardomstandigheden. Bij SATP (298.15 K, 1 bar) is dit 24.789 L/mol, en bij STP (273.15 K, 1 atm) is dit 22.414 L/mol [21](#page=21). De gecombineerde gaswet, afgeleid uit de ideale gaswet voor een vaste hoeveelheid gas ($nR = \text{constante}$), stelt: $$\frac{p_1V_1}{T_1} = \frac{p_2V_2}{T_2} \quad (1.23)$$ Dit maakt het mogelijk om toestandsveranderingen te berekenen [21](#page=21). > **Voorbeeld:** Stikstof (N$_2$) wordt opgewarmd van 300 K bij 100 atm tot 500 K in een vat met constant volume. De nieuwe druk is 167 atm, wat een afwijking van 10% geeft ten opzichte van de experimentele waarde van 183 atm, wat wijst op afwijkingen van het ideale gedrag bij hoge druk [22](#page=22). ##### 1.1.2.c Gasmengsels Voor gasmengsels geldt de **wet van Dalton**, die stelt dat de totale druk van een mengsel gelijk is aan de som van de partiële drukken van de afzonderlijke gassen. De partiële druk van een ideaal gas ($p_J$) is de druk die het zou uitoefenen als het alleen in het vat aanwezig was bij dezelfde temperatuur en volume [22](#page=22). $$p = \sum_J p_J \quad (1.27)$$ Voor ideale gassen geldt $p_J = \frac{n_J RT}{V}$ [23](#page=23). ##### 1.1.2.d Molfracties en partieeldrukken De molfractie ($x_J$) van component J in een mengsel is de verhouding van het aantal mol van J tot het totale aantal mol: $$x_J = \frac{n_J}{n} \quad (1.30)$$ De som van alle molfracties is gelijk aan 1: $\sum_J x_J = 1$. Voor een mengsel van ideale gassen is de partiële druk van component J gerelateerd aan de totale druk en de molfractie [24](#page=24): $$p_J = x_J p \quad (1.32)$$ > **Voorbeeld:** De molfracties en partiële drukken van de componenten in droge lucht (75.5% N$_2$, 23.2% O$_2$, 1.3% Ar) bij 1 atm worden berekend op basis van hun gewichtspercentages en molaire massa's, resulterend in partiële drukken van respectievelijk 0.780 atm, 0.210 atm en 0.0096 atm (aannemende ideale gasgedrag) [25](#page=25). ### 1.2 Werkelijke gassen Werkelijke gassen vertonen afwijkingen van de ideale gaswet, vooral bij hoge drukken en lage temperaturen, dichter bij de faseovergang naar vloeistof [25](#page=25). #### 1.2.1 Moleculaire interacties De afwijkingen van de ideale gaswet worden veroorzaakt door aantrekkings- en afstotingskrachten tussen gasmoleculen [26](#page=26). * **Afstotingskrachten:** Deze zijn kort-afstandsinteracties en worden significant bij hoge drukken wanneer moleculen dicht bij elkaar zijn en nauw contact maken. Ze zorgen ervoor dat een gas minder samendrukbaar is dan verwacht, wat leidt tot een hogere druk dan voorspeld door de ideale gaswet [26](#page=26) [27](#page=27). * **Aantrekkingskrachten:** Deze werken over grotere afstanden (enkele moleculaire diameters) en domineren bij intermediaire drukken. Ze maken een gas samendrukbaarder dan een ideaal gas, wat resulteert in een lagere druk [26](#page=26) [27](#page=27). Bij lage drukken zijn de moleculen zo ver van elkaar verwijderd dat intermoleculaire krachten verwaarloosbaar zijn en het gas zich ideaal gedraagt [27](#page=27). ##### 1.2.1.a Compressiefactor De compressiefactor ($Z$) is de verhouding van het molair volume van een werkelijk gas ($V_m$) tot dat van een ideaal gas ($V^o_m$) bij dezelfde druk en temperatuur: $$Z = \frac{V_m}{V^o_m} \quad (1.37)$$ Voor een ideaal gas is $Z = 1$ [27](#page=27). * Bij zeer lage drukken: $Z \approx 1$ (ideaal gedrag) [27](#page=27). * Bij hoge drukken: $Z > 1$ (afstoting domineert, molair volume groter dan ideaal) [28](#page=28). * Bij intermediaire drukken: meestal $Z < 1$ (aantrekking domineert, molair volume kleiner dan ideaal) [28](#page=28). De relatie $p V_m = R T Z$ beschrijft het gedrag van werkelijke gassen [27](#page=27). ##### 1.2.1.b Viriaalcoëfficiënten De ideale gaswet kan worden gezien als de eerste term in een reeks van uitdrukkingen voor het gedrag van werkelijke gassen, zoals de viriale toestandsvergelijking: $$p V_m = R T \left( 1 + \frac{B}{V_m} + \frac{C}{V_m^2} + \dots \right) \quad (1.41)$$ De coëfficiënten $B, C, \dots$ zijn de viriaalcoëfficiënten, die temperatuurafhankelijk zijn. De tweede viriaalcoëfficiënt ($B$) is meestal de belangrijkste [28](#page=28) [29](#page=29). ##### 1.2.1.c Condensatie Bij een constante temperatuur kunnen gassen condenseren tot vloeistof wanneer de druk toeneemt. Langs de isotherm van een werkelijk gas kunnen er regio's zijn waar, bij toenemende compressie, de druk constant blijft terwijl er vloeistof wordt gevormd (dampdruk) [29](#page=29). ##### 1.2.1.d Kritische constanten Elk gas heeft kritische constanten: kritische temperatuur ($T_C$), kritische druk ($p_C$) en kritisch molair volume ($V_C$). Boven de kritische temperatuur kan een gas niet worden vloeibaar gemaakt door druk alleen. Een stof boven de kritische temperatuur en druk is een superkritisch fluïdum [31](#page=31). #### 1.2.2 Van der Waals vergelijking De van der Waals vergelijking is een empirische toestandsvergelijking die het gedrag van werkelijke gassen beter beschrijft dan de ideale gaswet: $$ \left(p + \frac{an^2}{V^2}\right)(V - nb) = nRT \quad (1.43) $$ of per mol: $$ \left(p + \frac{a}{V_m^2}\right)(V_m - b) = RT \quad (1.44) $$ Hierin zijn $a$ en $b$ de van der Waals coëfficiënten, die specifiek zijn voor elk gas en de aantrekkings- respectievelijk afstotingskrachten corrigeren [32](#page=32). * De term $an^2/V^2$ corrigeert voor aantrekkingskrachten, die de effectieve druk op de wand verlagen [32](#page=32). * De term $V-nb$ corrigeert voor het niet-nul volume van de moleculen; $nb$ representeert het "uitgesloten volume" [32](#page=32). > **Voorbeeld:** Met behulp van de van der Waals vergelijking wordt het molair volume van CO$_2$ bij 500 K en 100 atm geschat op 0.366 L/mol, wat afwijkt van het ideale gasvolume van 0.410 L/mol [33](#page=33). De van der Waals vergelijking kan worden gebruikt om de kritische constanten te relateren aan de coëfficiënten $a$ en $b$: $$V_C = 3b \quad (1.56)$$ $$p_C = \frac{a}{27b^2} \quad (1.57)$$ $$T_C = \frac{8a}{27Rb} \quad (1.58)$$ De kritische compressiefactor $Z_C = p_C V_C / (R T_C)$ is voor de van der Waals vergelijking gelijk aan 3/8 [36](#page=36). #### 1.2.3 Principe van corresponderende toestanden Dit principe stelt dat gassen met dezelfde gereduceerde variabelen (druk $p_r = p/p_C$, volume $V_r = V_m/V_C$, temperatuur $T_r = T/T_C$) zich op dezelfde manier gedragen. De van der Waals vergelijking kan worden uitgedrukt in termen van deze gereduceerde variabelen [37](#page=37): $$ p_r = \frac{8T_r}{3V_r - 1} - \frac{3}{V_r^2} \quad (1.66) $$ Dit leidt tot een algemene vergelijking die onafhankelijk is van specifieke gasconstanten, wat de vergelijking van de viriaalcoëfficiënten versus druk veel universeel maakt dan die zonder gereduceerde variabelen [38](#page=38). ### 1.3 Praktische toepassingen De principes van gasgedrag hebben diverse praktische toepassingen, zoals het verklaren van de werking van barometers, het drijfvermogen van heteluchtballonnen, het comprimeren van gassen in gasflessen en het vloeibaar maken van gassen zoals LPG [38](#page=38) [39](#page=39). --- # Eerste hoofdwet van de thermodynamica De eerste hoofdwet van de thermodynamica behandelt het behoud van energie, waarbij de relatie tussen arbeid, warmte en inwendige energie wordt onderzocht, alsook de concepten van enthalpie, soortelijke warmte en adiabatische veranderingen [40](#page=40). ### 2.1 Basisbegrippen Het universum wordt opgedeeld in een systeem (het deel waarin men geïnteresseerd is) en de omgeving (al het andere). Systemen worden geclassificeerd op basis van uitwisseling met de omgeving [40](#page=40): * **Open systeem:** Materie en energie kunnen worden uitgewisseld [40](#page=40). * **Gesloten systeem:** Alleen energie kan worden uitgewisseld [40](#page=40). * **Geïsoleerd systeem:** Geen materie of energie kan worden uitgewisseld [40](#page=40). #### 2.1.1 Arbeid, warmte en energie * **Arbeid (w):** Verricht als een object zich verplaatst tegen een kracht in. In moleculaire termen is arbeid gerelateerd aan de geordende beweging van moleculen of deeltjes. Arbeid die op een systeem wordt verricht, vergroot de inwendige energie van het systeem [41](#page=41) [44](#page=44). * **Warmte (q):** Energie-uitwisseling als gevolg van een temperatuurverschil tussen het systeem en de omgeving. In moleculaire termen is warmte gerelateerd aan de wanordelijke (thermische) beweging van moleculen. Warmte die aan een systeem wordt toegevoegd, vergroot de inwendige energie [41](#page=41) [43](#page=43). * **Diatherme wand:** Een wand die warmte-uitwisseling toelaat [41](#page=41). * **Adiabatische wand:** Een wand die warmte-uitwisseling niet toelaat [41](#page=41). * **Exotherm proces:** Geeft energie af als warmte [43](#page=43). * **Endotherm proces:** Absorbeert energie als warmte [43](#page=43). #### 2.1.2 De eerste hoofdwet De **inwendige energie (U)** van een systeem is de som van de kinetische en potentiële energie van de moleculen binnen het systeem. De verandering in inwendige energie, $\Delta U$, is het verschil tussen de finale en initiële inwendige energie [44](#page=44): $$ \Delta U = U_f - U_i $$ [45](#page=45). De inwendige energie is een toestandsfunctie, wat betekent dat de waarde ervan alleen afhangt van de huidige toestand van het systeem en niet van de weg ernaartoe [45](#page=45). De eerste hoofdwet van de thermodynamica stelt dat de inwendige energie van een geïsoleerd systeem constant is. Voor een niet-geïsoleerd systeem kan de verandering in inwendige energie worden uitgedrukt als [45](#page=45): $$ \Delta U = w + q $$ [45](#page=45). waarbij $w$ de arbeid is die op het systeem wordt verricht en $q$ de warmte die aan het systeem wordt toegevoegd [45](#page=45). * Als arbeid op het systeem wordt verricht ($w > 0$) of warmte aan het systeem wordt toegevoegd ($q > 0$), neemt de inwendige energie toe ($\Delta U > 0$) [46](#page=46). * Als het systeem arbeid verricht op de omgeving ($w < 0$) of warmte aan de omgeving afgeeft ($q < 0$), neemt de inwendige energie af ($\Delta U < 0$) [46](#page=46). **Voorbeeld:** Een elektrische motor produceert 15 kJ mechanische arbeid per seconde en geeft 2 kJ warmte af aan de omgeving. De verandering in inwendige energie van de motor per seconde is $\Delta U = -2 \text{ kJ} - 15 \text{ kJ} = -17 \text{ kJ}$ [46](#page=46). ### 2.2 Arbeid en warmte Infinitesimale veranderingen in inwendige energie worden uitgedrukt als $dU = dq + dw$ [46](#page=46). #### 2.2.1 Expansie-arbeid Expansie-arbeid ($w_{exp}$) ontstaat bij een volumeverandering. De arbeid verricht door een systeem dat expandeert tegen een uitwendige druk ($p_{ext}$) wordt gegeven door [46](#page=46): $$ dw_{exp} = -p_{ext} dV $$ [47](#page=47). $$ w_{exp} = -\int_{V_i}^{V_f} p_{ext} dV $$ [48](#page=48). * **Vrije expansie:** Expansie in vacuüm ($p_{ext} = 0$), waarbij geen arbeid wordt verricht ($w_{exp} = 0$) [48](#page=48). * **Expansie bij constante druk:** $w_{exp} = -p_{ext} \Delta V$ [49](#page=49). * **Reversibele expansie:** Een proces dat infinitesimaal kan worden omgekeerd. Hierbij is de uitwendige druk gelijk aan de interne druk ($p_{ext} = p$) bij elke stap: $$ dw_{exp} = -p dV $$ [50](#page=50). $$ w_{exp} = -\int_{V_i}^{V_f} p dV $$ [50](#page=50). Voor de **isotherme reversibele expansie van een ideaal gas** ($pV = nRT$): $$ w_{exp} = -nRT \ln\left(\frac{V_f}{V_i}\right) $$ [51](#page=51). Bij expansie ($V_f > V_i$), is $w_{exp} < 0$, wat betekent dat het systeem arbeid verricht op de omgeving. **Voorbeeld:** Berekening van arbeid bij gasproductie. Bij de reactie $Fe(s) + 2HCl(l) \rightarrow FeCl_2(l) + H_2(g)$, waarbij 50 g ijzer reageert, wordt $w_{exp} = -nRT$ arbeid verricht. Met $n = 50 \text{ g} / 55.85 \text{ g/mol}$ is $w_{exp} = -2.2 \text{ kJ}$ [52](#page=52). #### 2.2.2 Warmte-overdracht Bij een proces met constant volume ($dV = 0$) en zonder extra arbeid, geldt $dU = dq_V$. De verandering in inwendige energie is gelijk aan de opgenomen warmte [53](#page=53): $$ \Delta U = q_V $$ [53](#page=53). * **Calorimetrie:** De studie van warmte-overdracht. Een bomcalorimeter meet $\Delta U$ bij constant volume door de warmte te meten die nodig is om een temperatuursverandering $\Delta T$ te veroorzaken: $q = C \Delta T$, waarbij $C$ de calorimeterconstante is [53](#page=53) [54](#page=54). #### 2.2.2.a Soortelijke warmte De **soortelijke warmte bij constant volume ($C_V$)** is de mate waarin de inwendige energie van een systeem toeneemt per graad temperatuurstijging bij constant volume: $$ C_V = \left(\frac{\partial U}{\partial T}\right)_V $$ [54](#page=54). Als $C_V$ onafhankelijk is van de temperatuur, geldt: $$ \Delta U = C_V \Delta T $$ [55](#page=55). en dus $$ q_V = C_V \Delta T $$ [56](#page=56). De soortelijke warmte is een extensieve eigenschap. De molaire soortelijke warmte ($C_{V,m}$) is intensief. Bij faseovergangen is de soortelijke warmte oneindig [56](#page=56). #### 2.2.3 Enthalpie **Enthalpie (H)** is een thermodynamische eigenschap die nuttig is voor processen bij constante druk: $$ H = U + pV $$ [57](#page=57). Enthalpie is ook een toestandsfunctie. Bij een infinitesimale verandering [57](#page=57): $$ dH = dU + pdV + V dp $$ [58](#page=58). Als er alleen expansie-arbeid is bij mechanisch evenwicht, wordt dit: $$ dH = dq + V dp $$ [58](#page=58). Bij constante druk en alleen expansie-arbeid is de verandering in enthalpie gelijk aan de toegevoegde warmte: $$ dH = dq_p $$ [58](#page=58). $$ \Delta H = q_p $$ [58](#page=58). * **Isobare calorimeter:** Een calorimeter die processen bij constante druk bestudeert [59](#page=59). * Voor processen met alleen vaste stoffen en vloeistoffen zijn $\Delta H$ en $\Delta U$ bijna identiek, omdat de volumeverandering en daarmee de arbeid verwaarloosbaar klein is [59](#page=59). * Voor een ideaal gas geldt: $H = U + nRT$. Bij een reactie met gasvormige componenten: $$ \Delta H = \Delta U + \Delta n_g RT $$ [61](#page=61). waarbij $\Delta n_g$ het verschil is in het aantal mol gasvormige producten en reagentia. #### 2.2.3.a Soortelijke warmte bij constante druk ($C_p$) De **soortelijke warmte bij constante druk ($C_p$)** is de mate waarin de enthalpie van een systeem toeneemt per graad temperatuurstijging bij constante druk: $$ C_p = \left(\frac{\partial H}{\partial T}\right)_p $$ [62](#page=62). Als $C_p$ onafhankelijk is van de temperatuur, geldt: $$ \Delta H = C_p \Delta T $$ [63](#page=63). en dus $$ q_p = C_p \Delta T $$ [63](#page=63). #### 2.2.3.b Verband tussen de soortelijke warmtes Voor een ideaal gas geldt het verband: $$ C_p = C_V + nR $$ [64](#page=64). De molaire soortelijke warmte bij constante druk is dus ongeveer 8 J/K/mol groter dan bij constant volume [64](#page=64). #### 2.2.4 Adiabatische veranderingen Bij een adiabatische verandering wordt er geen warmte uitgewisseld ($q=0$). De verandering in inwendige energie is dan gelijk aan de arbeid: $\Delta U = w_{ad}$ [65](#page=65). Voor de **adiabatische reversibele expansie van een ideaal gas** geldt: $$ pV^\gamma = \text{constant} $$ [68](#page=68). waarbij $\gamma = C_{p,m} / C_{V,m}$ de verhouding van de soortelijke warmtes is. Een adiabaat is steiler dan een isotherm op een $p-V$ diagram [68](#page=68) [69](#page=69). **Voorbeeld:** Bij adiabatische, reversibele expansie van 0.02 mol Argon van 0.5 L naar 1 L, initieel op 25 °C, daalt de temperatuur van 298 K naar 188 K. De verrichte arbeid is $w_{exp,ad,rev} = -27 \text{ J}$ [68](#page=68). ### 2.3 Thermochemie Thermochemie bestudeert de warmte die vrijkomt of nodig is bij chemische reacties [70](#page=70). * **Exotherm proces:** Geeft warmte af ($\Delta H < 0$ bij constante druk) [70](#page=70). * **Endotherm proces:** Absorbeert warmte ($\Delta H > 0$ bij constante druk) [70](#page=70). #### 2.3.1 Standaardenthalpieveranderingen * **Standaardtoestand:** De zuivere stof bij 1 bar druk en een gespecificeerde temperatuur (meestal 298.15 K) [70](#page=70). * **Standaardenthalpieverandering ($\Delta H^\circ$):** De enthalpieverandering wanneer reactanten en producten in hun standaardtoestand zijn [70](#page=70). * **Standaardenthalpieverandering bij fase-overgang ($\Delta_{trs}H^\circ$):** Bijvoorbeeld de standaardverdampingsenthalpie ($\Delta_{vap}H^\circ$) of standaardsmeltenthalpie ($\Delta_{fus}H^\circ$) [71](#page=71). * **Wet van Hess:** De standaardreactie-enthalpie van een globale reactie is de som van de standaardreactie-enthalpieën van de individuele reacties waarin de globale reactie kan worden opgesplitst. $\Delta H$ is een toestandsfunctie, dus de weg maakt niet uit [72](#page=72) [74](#page=74). #### 2.3.2 Standaardvormingsenthalpie * **Standaardvormingsenthalpie ($\Delta_f H^\circ$):** De standaardreactie-enthalpie voor de vorming van 1 mol van een stof uit enkelvoudige stoffen in hun standaardtoestand. De $\Delta_f H^\circ$ van enkelvoudige stoffen in hun standaardtoestand is nul [75](#page=75). * **Reactie-enthalpie als functie van vormingsenthalpie:** $$ \Delta_r H^\circ = \sum_{\text{producten } j} \nu_j \Delta_f H^\circ_j - \sum_{\text{reagentia } i} \nu_i \Delta_f H^\circ_i $$ [76](#page=76). #### 2.3.3 T-afhankelijkheid van reactie-enthalpieën De **Wet van Kirchoff** beschrijft hoe de standaardreactie-enthalpie verandert met de temperatuur: $$ \Delta_r H^\circ(T_2) = \Delta_r H^\circ(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p^\circ dT $$ [77](#page=77). waarbij $\Delta_r C_p^\circ$ het verschil is in molaire soortelijke warmtes van producten en reagentia, gewogen met de stoichiometrische coëfficiënten. ### 2.4 Praktische toepassingen Het behoud van energie is fundamenteel voor het begrijpen van diverse alledaagse verschijnselen, van het koelen van de mond door ijs tot de werking van een fietsband die leegloopt. De eerste hoofdwet verklaart onder andere waarom zweten helpt bij het afkoelen en hoe stoom ernstige brandwonden kan veroorzaken [79](#page=79). --- # Tweede en derde hoofdwet van de thermodynamica Hier is een gedetailleerde studiehandleiding over de tweede en derde hoofdwet van de thermodynamica, gebaseerd op de verstrekte documentatie. ## 4 Tweede en derde hoofdwet van de thermodynamica Dit hoofdstuk onderzoekt de spontaniteit van processen, introduceert entropie als een maat voor wanorde, en definieert criteria voor spontaniteit met behulp van de Helmholtz- en Gibbs-energie, alsook de implicaties van de derde hoofdwet met betrekking tot entropie bij nul Kelvin [96](#page=96). ### 4.1 In welke richting verlopen spontane processen? De richting van spontane processen wordt bepaald door de tweede hoofdwet van de thermodynamica, die zich richt op de toename van wanorde en de verspreiding van energie [97](#page=97). #### 4.1.1 Verspreiding van energie Spontane processen leiden tot een dispersie van energie naar meer wanordelijke vormen. Een bal die stuitert, zet kinetische energie om in thermische bewegingsenergie van de atomen van de vloer. Een gas zal spontaan expanderen omdat dit de wanorde vergroot, terwijl spontane compressie onwaarschijnlijk is. Een object koelt spontaan af door energie naar de omgeving te verspreiden. Ondanks deze neiging tot wanorde, kunnen geordende structuren zoals kristallen of eiwitten ontstaan door de verspreiding van energie en materie [100](#page=100) [98](#page=98) [99](#page=99). #### 4.1.2 Entropie Entropie ($S$) is een toestandsfunctie die de mate van moleculaire wanorde in een systeem aangeeft. De tweede hoofdwet stelt dat spontane processen in een geïsoleerd systeem leiden tot een stijging van de entropie van het systeem ($\Delta S_{sys} \ge 0$). Voor elk systeem geldt dat spontane processen plaatsvinden in de richting van een stijgende totale entropie ($\Delta S_{tot} = \Delta S_{sys} + \Delta S_{omg} \ge 0$) [100](#page=100). ##### 4.1.2.a Thermodynamische definitie van entropie De verandering in entropie ($dS$) wordt veroorzaakt door de uitwisseling van energie in de vorm van warmte. Arbeid daarentegen beïnvloedt de entropie niet. Thermodynamisch wordt entropieverandering gedefinieerd als: $$dS = \frac{dq_{rev}}{T} \quad (4.1)$$ Voor een verandering tussen twee toestanden i en f is de entropieverandering: $$\Delta S = \int_{i}^{f} \frac{dq_{rev}}{T} \quad (4.2)$$ De eenheid van entropie is J/K, en molaire entropie wordt uitgedrukt in J/K/mol . * **Moleculaire interpretatie:** De reden voor het delen door temperatuur ($T$) is dat bij hogere temperaturen systemen meer beschikbare energietoestanden hebben, waardoor een kleine toevoeging van energie een relatief kleine toename van wanorde veroorzaakt. Bij lagere temperaturen zijn er minder beschikbare toestanden, dus dezelfde hoeveelheid energie heeft een significant groter effect op de wanorde. De entropietoename is dus omgekeerd evenredig met de temperatuur . > **Voorbeeld:** Berekening van de entropieverandering voor de isotherme expansie van een ideaal gas. > Bij een isoterme expansie van een ideaal gas van $V_i$ naar $V_f$ bij constante temperatuur $T$: > $$\Delta S = \frac{q_{rev}}{T}$$ > Omdat $\Delta U = 0$ voor een ideaal gas bij isotherme processen, geldt $q_{rev} = -w_{rev}$. De reversibele arbeid is: > $$w_{rev} = -nRT \ln\left(\frac{V_f}{V_i}\right)$$ > Dus de entropieverandering is: > $$\Delta S = nR \ln\left(\frac{V_f}{V_i}\right) \quad (4.5)$$ > Voor 2 mol ideaal gas dat in volume verdubbelt bij constante $T$: $\Delta S = 2 \, \text{mol} \times 8.314 \, \text{J/K/mol} \times \ln = 11.53 \, \text{J/K}$ [2](#page=2). De entropieverandering van de omgeving ($\Delta S_{sur}$) wordt berekend als $\Delta S_{sur} = \frac{q_{sur}}{T_{sur}}$. Voor een adiabatische verandering geldt $\Delta S_{sur} = 0$ . ##### 4.1.2.b Entropie is een toestandsfunctie Entropie is een toestandsfunctie, wat betekent dat de integraal van $dS$ onafhankelijk is van het gevolgde pad. De kringintegraal van $dq_{rev}/T$ over een gesloten traject is nul: $$\oint \frac{dq_{rev}}{T} = 0 \quad (4.10)$$ Dit wordt bewezen met behulp van een Carnot-cyclus [103-107](#page=103-107). ##### 4.1.2.c Ongelijkheid van Clausius Voor een systeem dat in thermisch contact staat met zijn omgeving, geldt de ongelijkheid van Clausius: $$dS - \frac{dq}{T} \ge 0 \quad (4.30)$$ Hierin is $dq$ de warmte die aan het systeem is toegevoegd. Voor een geïsoleerd systeem ($dq=0$) wordt dit $dS \ge 0$ . #### 4.1.3 Entropieveranderingen bij processen ##### 4.1.3.a Entropieveranderingen bij fase-overgangen Bij fase-overgangen zoals smelten en verdampen verandert de wanorde van het systeem, wat leidt tot een entropieverandering. Bij een reversibel proces bij constante druk en temperatuur ($T_{trs}$) is de molaire entropieverandering : $$\Delta_{trs}S = \frac{\Delta_{trs}H}{T_{trs}} \quad (4.32)$$ Endotherme processen (bv. smelten, verdampen) leiden tot een toename van de entropie van het systeem . De regel van Trouton stelt dat veel vloeistoffen bij hun kookpunt een molaire verdampingsentropie van ongeveer 85 J/K/mol hebben . > **Voorbeeld:** Voorspel de molaire standaardverdampingsenthalpie van $\text{Br}_2$. > Gebruikmakend van de regel van Trouton: > $$\Delta_{vap}H^\circ = T_b \times 85 \, \text{J/K/mol} = 332.4 \, \text{K} \times 85 \, \text{J/K/mol} = 28 \, \text{kJ/mol}$$ . ##### 4.1.3.b Spontane koeling Koeling is een spontaan proces omdat de totale entropie toeneemt wanneer warmte van een warmer naar een kouder reservoir stroomt . ##### 4.1.3.c Entropieverandering bij reversibele of irreversibele isotherme expansie van een ideaal gas De entropieverandering van een ideaal gas bij isotherme expansie van $V_i$ naar $V_f$ is: $$\Delta S = nR \ln\left(\frac{V_f}{V_i}\right) \quad (4.35)$$ Deze waarde is onafhankelijk van het pad (reversibel of irreversibel). De totale entropieverandering hangt echter wel af van het proces : * **Reversibel:** $\Delta S_{tot} = 0$, dus $\Delta S_{sur} = -\Delta S$. * **Vrije (irreversibele) expansie:** $\Delta S_{sur} = 0$, dus $\Delta S_{tot} = \Delta S$. * **Tussenliggende expansie:** $0 < \Delta S_{tot} < \Delta S$. ##### 4.1.3.d Verandering van de entropie met de temperatuur De entropie bij een temperatuur $T_f$ kan berekend worden uit de entropie bij $T_i$: $$S(T_f) = S(T_i) + \int_{i}^{f} \frac{dq_{rev}}{T} \quad (4.36)$$ Bij constante druk: $$S(T_f) = S(T_i) + C_p \ln\left(\frac{T_f}{T_i}\right) \quad (4.38)$$ Bij constant volume: $$S(T_f) = S(T_i) + \int_{i}^{f} \frac{C_V dT}{T} \quad (4.39)$$ > **Voorbeeld:** Berekenen van een entropieverandering voor argon. > Een proces met eerst isoterme expansie en daarna opwarming bij constant volume. De totale entropieverandering is de som van de individuele veranderingen: $\Delta S_{tot} = \Delta S_1 + \Delta S_2 = 0.175 \, \text{J/K}$ [113-114](#page=113-114). ##### 4.1.3.e Het belang van de entropie bij 0 K voor het meten van entropie De entropie van een systeem kan berekend worden door integratie van de soortelijke warmte: $$S(T_f) = S(0 \, \text{K}) + \int_{0}^{T_f} \frac{C_p dT}{T} \quad (4.44)$$ Als er fase-overgangen zijn, moeten deze ook meegenomen worden [114-115](#page=114-115). Extrapolatie van Debye wordt gebruikt om de entropie bij lage temperaturen te schatten . #### 4.1.4 Derde hoofdwet van de thermodynamica ##### 4.1.4.a Het Nernst warmtetheorema Het Nernst warmtetheorema, de formulering van de derde hoofdwet, stelt dat de entropieverandering bij een fysische of chemische omzetting nul nadert als de temperatuur nul nadert, op voorwaarde dat de stoffen perfect geordend zijn ($\Delta S \to 0$ als $T \to 0$) . Bij conventie wordt de entropie van perfect kristallijne stoffen bij 0 K gelijkgesteld aan nul ($S(0 \, \text{K}) = 0$) . ##### 4.1.4.b Standaardentropieën Entropieën gebaseerd op $S(0 \, \text{K})=0$ worden derde wet entropieën genoemd. De standaard reactie-entropie ($\Delta_r S^\circ$) is het verschil tussen de molaire standaardentropieën van de producten en reagentia, vermenigvuldigd met hun stoechiometrische coëfficiënten: $$\Delta_r S^\circ = \sum_j \nu_j S^\circ_m,j - \sum_i \nu_i S^\circ_m,i \quad (4.55)$$ Standaard reactie-entropieën zijn meestal positief als er netto gasproductie is en negatief bij netto gasverbruik . ### 4.2 Focus op het systeem Spontane processen kunnen worden beoordeeld met behulp van de Helmholtz- en Gibbs-energie, die de entropieveranderingen van het systeem en de omgeving integreren. #### 4.2.1 Helmholtz en Gibbs energieën ##### 4.2.1.a Criteria voor spontaniteit * **Constant volume (geen extra arbeid):** $dS - \frac{dU}{T} \ge 0 \implies TdS \ge dU$ . Bij constante $U$ en $V$ (geïsoleerd systeem): $\Delta S_{U,V} \ge 0$ (tweede hoofdwet). Bij constante $S$ en $V$: $\Delta U_{S,V} \le 0$. * **Constante druk (geen extra arbeid):** $dS - \frac{dH}{T} \ge 0 \implies TdS \ge dH$ . Bij constante $H$ en $p$: $\Delta S_{H,p} \ge 0$. Bij constante $S$ en $p$: $\Delta H_{S,p} \le 0$. Deze criteria worden eenvoudiger uitgedrukt met de **Helmholtz energie** ($A = U - TS$) en de **Gibbs energie** ($G = H - TS$). * Bij constante temperatuur ($T$) en volume ($V$), is een proces spontaan als $\Delta A_{T,V} \le 0$ . * Bij constante temperatuur ($T$) en druk ($p$), is een proces spontaan als $\Delta G_{T,p} \le 0$ . ##### 4.2.1.b Enkele opmerkingen over A Een daling in Helmholtz-energie bij constante $T$ en $V$ duidt op spontaniteit. De vergelijking $\Delta A = \Delta U - T\Delta S$ toont aan dat spontaniteit gedreven wordt door een toename van de *totale* entropie, niet noodzakelijkerwijs door een daling van de inwendige energie van het systeem . ##### 4.2.1.c Maximale arbeid De verandering in Helmholtz-energie bij constante $T$ is gelijk aan de maximale arbeid die geleverd kan worden: $$w_{max} = \Delta A = \Delta U - T\Delta S \quad (4.72)$$ Deze arbeid is maximaal wanneer het proces reversibel is . > **Voorbeeld:** Berekenen van de maximale arbeid bij de oxidatie van glucose. > Voor de reactie $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6\text{(s)} + 6 \, \text{O}_2\text{(g)} \to 6 \, \text{CO}_2\text{(g)} + 6 \, \text{H}_2\text{O(l)}$ bij 25 °C, met $\Delta_r U^\circ = -2808 \, \text{kJ/mol}$ en $\Delta_r S = 182.4 \, \text{J/K/mol}$. > $$\Delta_r A^\circ = \Delta_r U^\circ - T\Delta_r S^\circ = -2862 \, \text{kJ/mol}$$ > De maximale arbeid die verricht kan worden is 2862 kJ/mol . ##### 4.2.1.d Enkele opmerkingen over G Gibbs-energie wordt vaker gebruikt voor chemische reacties bij constante druk. Een afname van Gibbs-energie bij constante $T$ en $p$ is een criterium voor spontaniteit ($\Delta G_{T,p} \le 0$). Endotherme reacties ($\Delta H > 0$) kunnen spontaan zijn als de toename van entropie van het systeem groot genoeg is om de daling van de entropie van de omgeving te compenseren ($\Delta G < 0$) . ##### 4.2.1.e Maximale niet-expansie-arbeid (extra arbeid) Bij constante temperatuur en druk is de verandering in Gibbs-energie gelijk aan de maximale niet-expansie arbeid ($w_{e,max}$): $$\Delta G = w_{e,max} \quad (4.83)$$ Dit is relevant voor de arbeid die geleverd kan worden door brandstofcellen en elektrochemische cellen . #### 4.2.2 Standaard molaire Gibbs energie De standaard Gibbs reactie-energie is: $$\Delta_r G^\circ = \Delta_r H^\circ - T\Delta_r S^\circ \quad (4.84)$$ De standaard Gibbs vormingsenergie ($\Delta_f G^\circ$) is nul voor enkelvoudige stoffen in hun standaardtoestand. De standaard Gibbs reactie-energie kan ook berekend worden als: $$\Delta_r G^\circ = \sum \nu \Delta_f G^\circ_{\text{producten}} - \sum \nu \Delta_f G^\circ_{\text{reagentia}} \quad (4.85)$$ > **Illustratie:** Standaard Gibbs reactie-energie van $\text{CO(g)} + 1/2 \, \text{O}_2\text{(g)} \to \text{CO}_2\text{(g)}$ bij 25 °C. > $$\Delta_r G^\circ = \Delta_f G^\circ(\text{CO}_2, \text{g}) - \Delta_f G^\circ(\text{CO}, \text{g}) - 1/2 \times \Delta_f G^\circ(\text{O}_2, \text{g})$$ > $$\Delta_r G^\circ = -394 \, \text{kJ/mol} - (-173 \, \text{kJ/mol}) - 0 = -257.2 \, \text{kJ/mol}$$ . ### 4.3 Boltzmannentropie en het mathematisch verband met ’wanorde’ Entropie kan op moleculair niveau worden begrepen via de concepten van Gibbs en Boltzmann. #### 4.3.1 Entropie volgens Gibbs De formele definitie van entropie volgens Gibbs is: $$S = -k_B \sum_i P_i \ln(P_i) \quad (4.88)$$ Hierin is $k_B$ de Boltzmannconstante en $P_i$ de fractie systemen in toestand $i$. De Boltzmannverdeling beschrijft de waarschijnlijkheid van het bezetten van energieniveaus . #### 4.3.2 Entropie volgens Boltzmann Als alle toegankelijke toestanden dezelfde energie hebben, vereenvoudigt de formule tot: $$S = k_B \ln(W) \quad (4.90)$$ Hierin is $W$ het aantal toegankelijke toestanden, wat vaak wordt geïnterpreteerd als een maat voor 'wanorde'. Deze formule is strikt geldig wanneer alle toestanden dezelfde waarschijnlijkheid hebben . > **Praktisch rekenvoorbeeld:** Het oplossen van een druppel inkt in water. > Een vereenvoudigd model met 8 posities en 2 inktmoleculen. Initiële toestanden (druppel): $W_i = 4$. Finale toestanden (uniforme verdeling): $W_f = \binom{8}{2} = 28$. > De entropieverandering is $\Delta_{tot}S = k_B \ln(W_f) - k_B \ln(W_i) = k_B \ln = 2.7 \times 10^{-23} \, \text{J K}^{-1}$ [128-129](#page=128-129). Dit is een kleine, maar positieve entropieverandering, wat duidt op een spontaan proces [7](#page=7). ### 4.4 Praktische toepassingen Vragen over de verspreiding van kleur, temperatuuruniformiteit, drogen van was, kristallisatie, vacuümzuiging en de entropieverandering bij destillatie vallen onder de principes van de tweede en derde hoofdwet . --- # Faseovergangen van zuivere stoffen Dit gedeelte behandelt de thermodynamica van faseovergangen van zuivere stoffen, inclusief fasediagrammen, de stabiliteit van fasen, faseovergangen, de factoren die de fasegrenzen bepalen, kritische en tripelpunten, en de invloed van druk op smelten en koken, evenals oppervlakteverschijnselen . ### 4.1 Fasediagrammen Fasediagrammen geven de druk en temperatuur weer waarbij elke fase van een stof thermodynamisch stabiel is . #### 4.1.1 Stabiliteit van fasen Een fase van een stof heeft uniforme chemische en fysische eigenschappen, zoals vaste stof, vloeistof of gas. Een faseovergang is een spontane omzetting van de ene fase naar de andere bij specifieke temperatuur en druk. De overgangstemperatuur ($T_{trs}$) is de temperatuur waarbij twee fasen in evenwicht zijn en de Gibbs energie minimaal is bij de heersende druk. Hoewel de thermodynamica de spontaniteit van een faseovergang voorspelt, kan de snelheid waarmee deze plaatsvindt traag zijn, wat leidt tot metastabiele fasen . #### 4.1.2 Fasegrenzen Fasegrenzen in een fasediagram geven de druk-temperatuurcombinaties weer waarbij twee fasen in evenwicht zijn. De dampdruklijn toont hoe de dampdruk van een vloeistof met de temperatuur varieert, en de vaste stof-damp fasegrens toont de sublimatiedruk als functie van de temperatuur. De dampdruk neemt toe met de temperatuur omdat hogere temperaturen leiden tot meer energierijke toestanden, waardoor moleculen gemakkelijker aan aantrekkingskrachten ontsnappen . ##### 4.1.2.1 Kritisch punt en kookpunt Koken treedt op wanneer de dampdruk van een vloeistof gelijk is aan de externe druk, waardoor de vloeistof vrij kan verdampen. De temperatuur waarbij dit gebeurt, is de kooktemperatuur. Het normale kookpunt is de kooktemperatuur bij 1 atmosfeer (atm), terwijl het standaardkookpunt bij 1 bar is . Wanneer een vloeistof in een gesloten vat wordt verwarmd, neemt de dampdruk en dichtheid van de damp toe met de temperatuur, terwijl de dichtheid van de vloeistof licht afneemt. Bij de kritische temperatuur ($T_C$) gelijk de dichtheden van de vloeistof en damp, en de grens tussen de fasen verdwijnt. De bijbehorende druk is de kritische druk ($p_C$). Boven $T_C$ bestaat een enkele uniforme fase, een superkritisch fluïdum, dat zowel gas- als vloeistofeigenschappen kan vertonen . ##### 4.1.2.2 Smeltpunt en tripelpunt De smelttemperatuur is de temperatuur waarbij de vloeibare en vaste fase van een stof in evenwicht zijn bij een bepaalde druk. Het normale stollingspunt is de smelttemperatuur bij 1 atm, en het standaardstollingspunt bij 1 bar . Het tripelpunt is een uniek punt op het fasediagram waar de drie fasen van een stof (meestal vast, vloeibaar en gas) in evenwicht zijn. Het tripelpunt van water bevindt zich bij 273.16 K en 611 Pa. Het vertegenwoordigt vaak de laagste druk waarbij de vloeibare fase kan bestaan . #### 4.1.3 Drie typische fasediagrammen ##### 4.1.3.1 Water Het fasediagram van water toont de dampdruklijn, de smeltlijn en de sublimatielijn. De smeltlijn van water heeft een negatieve helling tot ongeveer 2 kbar, wat betekent dat de smelttemperatuur daalt bij toenemende druk. Dit komt doordat vloeibaar water dichter is dan ijs, waardoor druk de vorming van de vloeibare fase bevordert. Water kent meerdere tripelpunten bovenop het tripelpunt voor de water-ijs-damp overgang . ##### 4.1.3.2 Koolstofdioxide Bij koolstofdioxide heeft de smeltlijn een positieve helling, zoals bij de meeste stoffen, wat betekent dat de smelttemperatuur toeneemt met de druk. Het tripelpunt van CO2 ligt bij een druk boven 1 atm, waardoor vaste CO2 (droog ijs) sublimeert bij normale atmosferische druk . ##### 4.1.3.3 Helium Helium gedraagt zich ongewoon bij lage temperaturen. De vaste en gasfasen zijn nooit in evenwicht omdat de heliumatomen te licht zijn om bij lage temperaturen een stabiele vaste structuur te vormen. Vast helium kan alleen bestaan onder aanzienlijke druk . ### 4.2 Fasestabiliteit en faseovergang De thermodynamica, met name de Gibbs energie, verklaart het gedrag in fasediagrammen . #### 4.2.1 Thermodynamisch evenwichtscriterium De chemische potentiaal ($\mu$) is de thermodynamische functie die de neiging van een stof tot faseovergang of reactie beschrijft. Voor een zuivere stof is de chemische potentiaal gelijk aan de molaire Gibbs energie ($\mu = G_m$). Bij thermodynamisch evenwicht is de chemische potentiaal van een stof gelijk in alle fasen die met elkaar in contact staan: $\mu^\alpha = \mu^\beta = \mu^\gamma = \dots$. Een spontane verandering vindt plaats als er een potentiaalverschil is; als de potentialen gelijk zijn, is het systeem in evenwicht . #### 4.2.2 Condities ##### 4.2.2.1 Temperatuursafhankelijkheid van fasestabiliteit De chemische potentiaal daalt met toenemende temperatuur omdat de molaire entropie ($S_m$) altijd positief is ($\frac{\partial\mu}{\partial T}\Big|_p = -S_m$). Gassen hebben de hoogste molaire entropie, gevolgd door vloeistoffen en vaste stoffen. Hierdoor daalt de chemische potentiaal van een gas het snelst met temperatuur, wat verklaart waarom bij hogere temperaturen gas de stabiele fase wordt . ##### 4.2.2.2 Invloed van de druk op smelten Voor de meeste stoffen neemt de smelttemperatuur toe met de druk omdat de vloeibare fase meestal een groter volume heeft dan de vaste fase ($\frac{\partial\mu}{\partial p}\Big|_T = V_m$, waarbij $V_m$ het molaire volume is). Voor stoffen zoals water, waarbij de vloeibare fase dichter is dan de vaste fase ($V_m(l) < V_m(s)$), daalt de smelttemperatuur lichtjes bij toenemende druk . > **Voorbeeld:** Het berekenen van de druk-geïnduceerde verandering in de chemische potentiaal voor ijs en water. Bij een drukverhoging van 1 bar naar 2 bar bij 0 °C, stijgt $\mu_{ijs}$ met ongeveer 1.97 J/mol en $\mu_{water}$ met ongeveer 1.80 J/mol, wat verklaart waarom de smelttemperatuur van water daalt bij toenemende druk . ##### 4.2.2.3 Invloed van de druk op de dampdruk Het uitoefenen van druk op een gecondenseerde fase (vloeistof of vaste stof) verhoogt de dampdruk. Dit komt doordat de extra druk moleculen uit de gecondenseerde fase drukt, waardoor ze in de gasfase terechtkomen. De dampdruk ($p$) van een gecondenseerde fase onder een externe druk ($\Delta P$) kan worden uitgedrukt met de formule : $$ p \approx p^{\ast} \left(1 + \frac{V_m(l)\Delta P}{RT}\right) $$ waarbij $p^{\ast}$ de normale dampdruk is . > **Illustratie:** Voor water bij 25 °C en een drukverhoging van 10 bar, neemt de dampdruk toe met ongeveer 0.73% . #### 4.2.3 Fasegrenzen De locatie van fasegrenzen wordt bepaald door de gelijkheid van de chemische potentialen van de fasen . ##### 4.2.3.1 Helling van de fasegrenzen: $\frac{dp}{dT}$ De Clapeyronvergelijking beschrijft de helling van de fasegrenzen: $$ \frac{dp}{dT} = \frac{\Delta_{trs}S}{\Delta_{trs}V} $$ waarbij $\Delta_{trs}S$ de entropie van de faseovergang is en $\Delta_{trs}V$ het volumeverschil tussen de fasen . ##### 4.2.3.2 Smeltlijn De smeltlijn wordt beschreven door de Clapeyronvergelijking, waarbij $\Delta_{trs}H$ de smeltenthalpie is. De helling is meestal positief en steil vanwege de positieve smeltenthalpie en het kleine, meestal positieve, volumevermogen. Een benaderde uitdrukking voor de smeltlijn is : $$ p \approx p^{\ast} + \frac{\Delta_{fus}H}{T^{\ast}_{fus}\Delta_{fus}V} (T_{fus} - T^{\ast}_{fus}) $$ voor temperaturen dichtbij het referentiepunt . ##### 4.2.3.3 Dampdruklijn Voor de dampdruklijn geldt: $$ \frac{dp}{dT} = \frac{\Delta_{vap}H}{T_{vap}\Delta_{vap}V} $$ Omdat $\Delta_{vap}H > 0$ en $\Delta_{vap}V >> 0$, is de helling positief en kleiner dan die van de smeltlijn. De Clausius-Clapeyronvergelijking, die hieruit volgt, relateert de dampdruk aan de temperatuur : $$ \frac{d\ln(p)}{dT} = \frac{\Delta_{vap}H}{RT^2_{vap}} $$ Een vereenvoudigde vorm, aannemende dat $\Delta_{vap}H$ constant is, is: $$ p = p^{\ast} e^{-\frac{\Delta_{vap}H}{R}\left(\frac{1}{T_{vap}} - \frac{1}{T^{\ast}_{vap}}\right)} $$ > **Voorbeeld:** De dampdruk van benzeen bij 20 °C kan geschat worden met behulp van het normale kookpunt (80 °C) en de verdampingsenthalpie, wat een waarde van ongeveer 11866 Pa oplevert (experimenteel 9999 Pa) . ##### 4.2.3.4 Sublimatielijn De sublimatielijn heeft een steilere helling dan de dampdruklijn omdat de sublimatie-enthalpie ($\Delta_{sub}H$) groter is dan de verdampingsenthalpie ($\Delta_{vap}H$) . #### 4.2.4 Voorbeeldtoepassingen De Clausius-Clapeyronvergelijking kan worden gebruikt om de druk te berekenen waartegen opslagtanks bestand moeten zijn, en om de evenwichtsdampdruk van water in de atmosfeer te bepalen, wat leidt tot het concept van relatieve luchtvochtigheid ($\phi = \frac{p_{water}}{p_{water,ev}}$) . ### 4.3 Vloeistofoppervlakken De fysische grensvlakken tussen fasen, met name het vloeistof-damp grensvlak, vertonen specifieke eigenschappen . #### 4.3.1 Oppervlaktespanning Vloeistoffen minimaliseren hun oppervlakte om het aantal moleculen aan het oppervlak te verminderen, aangezien deze moleculen minder bindingen hebben en dus een hogere energie toestand vertegenwoordigen. Deze neiging wordt geassocieerd met oppervlaktespanning ($\gamma$), wat de energie is die nodig is om het oppervlak te vergroten. De arbeid ($w$) die nodig is om het oppervlak met $d\sigma$ te veranderen is $dw = \gamma d\sigma$ . > **Voorbeeld:** De arbeid die nodig is om een draad met lengte L op te heffen en het vloeistofoppervlak over een hoogte h uit te rekken, wordt gegeven door $w = \gamma \cdot 2hL$, omdat het oppervlak aan twee zijden wordt vergroot . #### 4.3.2 Gekromde oppervlakken Kromming van het vloeistofoppervlak, zoals in gasbellen, beïnvloedt de dampdruk en kan leiden tot capillaire effecten . --- # Binaire mengsels en hun eigenschappen Dit deel introduceert de thermodynamische beschrijving van mengsels, inclusief partieel molaire hoeveelheden en chemische potentialen. ### 7.1 Thermodynamische beschrijving van mengsels De chemische potentiaal van een stof wordt gebruikt om de fysische eigenschappen van een mengsel te beschrijven. Bij evenwicht is de chemische potentiaal van elke stof hetzelfde in elke fase. De wetten van Raoult en Henry worden gebruikt om de chemische potentiaal van een stof uit te drukken als functie van de molfracties in het mengsel. In een werkelijk mengsel wordt de chemische potentiaal van een stof uitgedrukt als functie van de activiteit. In dit hoofdstuk worden enkel binaire mengsels beschouwd die onderling niet reageren en waarbij het soluut niet aanwezig is in de vorm van ionen . #### 7.1.1 Partieel molaire hoeveelheden Partiële molaire grootheden beschrijven de verandering in een extensieve grootheid van het mengsel per mol van een component, bij constante druk, temperatuur en hoeveelheden van de andere componenten . ##### 7.1.1.a Partieel molair volume $V_J$ Het partieel molair volume van een stof $J$ in een mengsel is de verandering in volume per mol $J$ die wordt toegevoegd aan een groot volume van het mengsel. Het partieel molair volume varieert met de samenstelling omdat de moleculaire omgeving verandert . De definitie is: $$V_J = \left(\frac{\partial V}{\partial n_J}\right)_{p,T,n'}$$ waarbij $n'$ staat voor alle andere stoffen in het mengsel in constante hoeveelheden. Het partieel molair volume is de helling van de curve van het totale volume versus het aantal mol van stof $J$. Voor een binair mengsel geldt : $$V = V_A n_A + V_B n_B$$ . Partiële molaire volumes kunnen negatief zijn . ##### 7.1.1.b Partieel molaire Gibbs energie $\mu_J$ Voor een zuivere stof is de chemische potentiaal gelijk aan de molaire Gibbs energie. Voor een stof in een mengsel is de chemische potentiaal gedefinieerd als de partieel molaire Gibbs energie: $$\mu_J = \left(\frac{\partial G}{\partial n_J}\right)_{p,T,n'}$$ . De chemische potentiaal is de helling van de curve $G$ versus $n_J$ bij constante $p, T$ en constante hoeveelheden van andere stoffen. Voor een binair mengsel geldt : $$G = n_A \mu_A + n_B \mu_B$$ . De chemische potentiaal van een stof in een mengsel is het aandeel van de stof in de totale Gibbs energie van het mengsel . De fundamentele vergelijking van de chemische thermodynamica is: $$dG = V dp - S dT + \sum_J \mu_J dn_J$$ . Bij constante $p$ en $T$ wordt dit : $$dG = \sum_J \mu_J dn_J = d w_{e,max}$$ wat betekent dat extra arbeid kan worden verricht als de samenstelling van een systeem wijzigt . ##### 7.1.1.c Vergaande betekenis van de chemische potentiaal De chemische potentiaal beschrijft de variatie van $G$ met de samenstelling bij constante $p$ en $T$, maar ook de variatie van de inwendige energie $U$ met de samenstelling bij constante $V$ en $S$ : $$\mu_J = \left(\frac{\partial U}{\partial n_J}\right)_{S,V,n'}$$ . Analoog geldt dit ook voor de enthalpie $H$ en de Helmholtz energie $A$ : $$\mu_J = \left(\frac{\partial H}{\partial n_J}\right)_{S,p,n'}$$ $$\mu_J = \left(\frac{\partial A}{\partial n_J}\right)_{V,T,n'}$$ . ##### 7.1.1.d Gibbs-Duhem vergelijking Voor een binair mengsel bij constante $p$ en $T$ geldt de Gibbs-Duhem vergelijking: $$n_A d\mu_A + n_B d\mu_B = 0$$ . Uitgebreid voor meerdere componenten : $$\sum_J n_J d\mu_J = 0$$ . Dit impliceert dat de chemische potentiaal van een stof in een mengsel niet onafhankelijk van de chemische potentialen van andere stoffen gewijzigd kan worden . #### 7.1.2 Mengen Bij constante $p$ en $T$ neigen systemen naar een lagere Gibbs energie. Spontaan mengen van gassen leidt tot een lagere Gibbs energie . ##### 7.1.2.a Gibbs mengenergie van 2 ideale gassen De Gibbs mengenergie $\Delta_{mix}G$ voor twee ideale gassen is: $$\Delta_{mix}G = nRT (x_A \ln x_A + x_B \ln x_B)$$ . Omdat $x_J < 1$, is $\Delta_{mix}G < 0$, wat betekent dat menging spontaan is voor elk mengsel van ideale gassen. De Gibbs mengenergie is evenredig met de temperatuur en onafhankelijk van de totale druk . ##### 7.1.2.b Andere mengfuncties De mengentropie $\Delta_{mix}S$ voor een binair mengsel van ideale gassen is: $$\Delta_{mix}S = -nR (x_A \ln x_A + x_B \ln x_B)$$ . Deze is altijd positief, wat overeenkomt met een toename van wanorde. De isotherme, isobare mengenthalpie $\Delta_{mix}H$ voor het mengen van ideale gassen is nul omdat er geen interacties tussen de moleculen zijn . #### 7.1.3 Chemische potentiaal van vloeistoffen #### 7.1.3.a Ideale oplossingen Voor een ideale oplossing geldt dat de interacties tussen de moleculen van de verschillende componenten vergelijkbaar zijn met de interacties binnen de zuivere componenten. Volgens de wet van Raoult is de partieeldampdruk van een component $A$ in een ideaal mengsel gelijk aan : $$p_A = x_A p_A^*$$ waarbij $p_A^*$ de dampdruk van de zuivere stof $A$ is. Voor een ideale oplossing wordt de chemische potentiaal van component $A$ in de vloeistoffase gegeven door : $$\mu_A(l) = \mu_A^*(l) + RT \ln(x_A)$$ . #### 7.1.3.b Ideaal verdunde oplossingen Mengsels waarvan het soluut voldoet aan de wet van Henry en het solvent voldoet aan de wet van Raoult worden ideaal verdunde oplossingen genoemd. De wet van Henry stelt : $$p_B = x_B K_B$$ waarbij $K_B$ een empirische constante is. Dit geldt bij lage concentraties van het soluut, omdat de moleculen van het soluut omringd zijn door solventmoleculen, wat een andere omgeving is dan in zuiver soluut . ### 7.2 Eigenschappen van oplossingen #### 7.2.1 Vloeibare mengsels ##### 7.2.1.a Ideale oplossingen De Gibbs mengenergie voor ideale oplossingen is gelijk aan die van ideale gassen: $$\Delta_{mix}G = nRT (x_A \ln x_A + x_B \ln x_B)$$ . De mengenthalpie is nul, en de drijvende kracht achter het mengen is de toename van de entropie . ##### 7.2.1.b Werkelijke oplossingen Voor werkelijke oplossingen zijn de interacties tussen de moleculen van de verschillende componenten verschillend, wat kan leiden tot een entalpieverandering bij menging $\Delta_{mix}H \neq 0$. Als $\Delta_{mix}H > 0$ en $\Delta_{mix}S < 0$, kan $\Delta_{mix}G > 0$, wat resulteert in immiscibiliteit . #### 7.2.2 Colligatieve eigenschappen Colligatieve eigenschappen ontstaan door de aanwezigheid van een niet-vluchtig soluut en zijn afhankelijk van het aantal opgeloste deeltjes, niet van hun identiteit . ##### 7.2.2.a Gedrag De aanwezigheid van een soluut verlaagt de chemische potentiaal van het solvent. Dit resulteert in een hogere kookpunt en een lager vriespunt . ##### 7.2.2.b Kookpuntsverhoging De kookpuntsverhoging $\Delta T$ wordt gegeven door: $$\Delta T = \frac{RT^{*2}}{\Delta_{vap}H} x_B = K_b x_B$$ waarbij $K_b$ de ebullioscopische constante van het solvent is. Voor verdunde oplossingen kan dit ook geschreven worden als $\Delta T = K_b b$, waarbij $b$ de molaliteit is . ##### 7.2.2.c Vriespuntsverlaging De vriespuntsverlaging $\Delta T$ wordt gegeven door: $$\Delta T = -\frac{RT^{*2}}{\Delta_{fus}H} x_B = K_f x_B$$ waarbij $K_f$ de cryoscopische constante is. Voor verdunde oplossingen is dit $\Delta T = K_f b$ . ##### 7.2.2.d Oplosbaarheid van soluut De oplosbaarheid van een soluut $B$ wordt beschreven door de chemische potentialen van het vaste soluut en het opgeloste soluut in een verzadigde oplossing: $$\mu_B^*(s) = \mu_B(l) = \mu_B^*(l) + RT \ln x_B$$ . Dit leidt tot : $$\ln x_B = -\frac{\Delta_{fus}G}{RT} = -\frac{\Delta_{fus}H}{RT} + \frac{\Delta_{fus}S}{R}$$ . De oplosbaarheid daalt exponentieel met afnemende temperatuur . ##### 7.2.2.e Osmose Osmose is de spontane overgang van zuiver solvent naar een oplossing, gescheiden door een semi-permeabel membraan. De osmotische druk $\pi$ is de druk die nodig is om deze overgang te voorkomen . --- # Fasediagrammen voor binaire mengsels Dit hoofdstuk breidt het concept van fasediagrammen uit naar binaire mengsels, waarbij de interactie tussen druk, temperatuur en samenstelling wordt onderzocht . ### 8.1 Fasen, stoffen en vrijheidsgraden Fasediagrammen visualiseren de thermodynamische stabiliteit van de verschillende fasen van een stof of mengsel als functie van druk, temperatuur en samenstelling . #### 8.1.1 Definities * **Fase**: Een fase is een toestand met chemische en fysische uniformiteit op moleculaire schaal. Voorbeelden zijn een gas, een gasmengsel, een kristal, een homogeen vloeistofmengsel, een oplossing of ijs. Een dispersie, daarentegen, is macroscopisch uniform maar microscopisch niet, omdat het korrels of druppels van verschillende stoffen bevat . * **Constituent**: Een constituent is een chemisch specimen (ion of molecuul) dat aanwezig is in het systeem . * **Component (C)**: Een component is een chemisch onafhankelijke constituent. Het aantal componenten is het minimum aantal onafhankelijke constituenten dat nodig is om de samenstelling van alle fasen in het systeem te bepalen . * Als er geen chemische reacties of extra beperkingen zijn, is $C$ gelijk aan het aantal constituenten . * Met chemische reacties of beperkingen is $C$ gelijk aan het aantal constituenten min het aantal beperkingen . * **Voorbeeld**: Het systeem $\text{NH}_4\text{Cl (s)} \rightleftharpoons \text{NH}_3\text{ (g)} + \text{HCl (g)}$ heeft 1 component, ondanks 3 constituenten, omdat $\text{NH}_3$ en $\text{HCl}$ in een vaste stoichiometrische verhouding worden gevormd . * **Variantie (F) / Aantal vrijheidsgraden**: De variantie is het aantal intensieve variabelen (zoals druk, temperatuur, samenstelling) die onafhankelijk veranderd kunnen worden zonder dat het aantal fasen in het systeem verandert bij evenwicht . #### 8.1.2 Faseregel De faseregel relateert het aantal vrijheidsgraden (F), het aantal componenten (C) en het aantal fasen (P) bij evenwicht: $$F = C - P + 2$$ . * **1-component systemen (C=1)**: $F = 3 - P$. * Eén fase (P=1): $F=2$ (bivariant). Druk en temperatuur kunnen onafhankelijk gevarieerd worden . * Twee fasen in evenwicht (P=2): $F=1$ (univariant). Druk is afhankelijk van temperatuur, of vice versa (bv. dampdrukcurve) . * Drie fasen in evenwicht (P=3): $F=0$ (invariant). Druk en temperatuur liggen vast (tripelpunt) . * **Experimentele procedures**: Technieken zoals thermische analyse en differentiële scanning calorimetrie (DSC) worden gebruikt om faseovergangen te detecteren . ### 8.2 2-component systemen (binaire systemen, C=2) Voor binaire systemen is de faseregel: $F = 4 - P$. Variabelen die gevarieerd kunnen worden zijn druk, temperatuur en de samenstelling van de fasen . #### 8.2.1 Vloeistof-dampevenwicht: druk-samenstellingsdiagramma * **Ideale oplossingen**: De partiële dampdrukken volgen de wet van Raoult: $p_A = x_A p^*_A$ en $p_B = x_B p^*_B$. De totale dampdruk is $p = p_A + p_B = p^*_B + (p^*_A - p^*_B)x_A$ . * **Samenstelling dampfase**: De dampfase is rijker aan de vluchtigste component. De molfracties in de damp ($y_A, y_B$) worden gegeven door Dalton's wet en Raoult's wet: $$y_A = \frac{x_A p^*_A}{p^*_B + (p^*_A - p^*_B)x_A}$$ . Hierbij geldt $y_A > x_A$ als component A vluchtiger is . * **Interpretatie van diagrammen**: Diagrammen van druk versus $x_A$ en $y_A$ worden gecombineerd voor destillatietoepassingen. In een 2-fasen gebied (vloeistof en damp) is $F=2$. Bij constante druk en temperatuur zijn de samenstellingen van beide fasen vastgelegd . * **Isopletten en konoden**: Een isoplet is een lijn van constante globale samenstelling bij variabele druk. Een konode is een horizontale lijn die twee evenwichtige fasen verbindt . * **Hefboomregel**: Deze regel bepaalt de relatieve hoeveelheden van twee evenwichtige fasen $(\alpha, \beta)$ met samenstellingen $x_\alpha$ en $x_\beta$ in een diagram met globale samenstelling $z$: $$\frac{n_\alpha}{n_\beta} = \frac{l_\beta}{l_\alpha}$$ . Waarbij $l_\alpha$ en $l_\beta$ de lengtes zijn op de konode, vanaf het globale punt tot de respectievelijke fasen. De fractie van fase $\alpha$ is $f_\alpha = \frac{l_\beta}{l_\alpha + l_\beta}$ . #### 8.2.2 Vloeistof-dampevenwicht: Temperatuur-samenstellingsdiagramma Dit diagram geeft de evenwichtssamenstellingen weer bij verschillende temperaturen voor een vaste druk . * **Destillatie van mengsels**: In het 2-fasen gebied is $F=2$. Bij constante druk kan één variabele (bv. temperatuur) gevarieerd worden, wat leidt tot veranderende evenwichtssamenstellingen. Bij eenvoudige destillatie wordt een vluchtige component gescheiden van een niet-vluchtige. Gefractioneerde destillatie herhaalt de kook- en condensatiecycli om vluchtige componenten verder te scheiden. De efficiëntie wordt uitgedrukt in theoretische platen . * **Azeotropen**: Dit zijn mengsels die op een specifieke samenstelling koken zonder verandering van samenstelling in de dampfase . * **Maximum in het fasediagram (hoogkokende azeotroop)**: Veroorzaakt door sterke A-B interacties die de vloeistof stabiliseren. Destillatie kan de componenten scheiden tot aan de azeotropische samenstelling . * **Minimum in het fasediagram (laagkokende azeotroop)**: Veroorzaakt door ongunstige A-B interacties. Destillatie kan de damp naar de azeotropische samenstelling sturen . * **Voorbeelden**: Zoutzuur/water vormt een azeotroop bij 80 gew% water. Ethanol/water vormt een azeotroop bij 4 gew% water . * **Onmengbare vloeistoffen**: Vloeistoffen zoals octaan en water lossen slechts gedeeltelijk op in elkaar en koken bij een lagere temperatuur dan hun individuele kookpunten, omdat de totale dampdruk de atmosferische druk bereikt. Dit principe wordt gebruikt in stoomdestillatie voor warmtegevoelige stoffen . #### 8.2.3 Vloeistof-vloeistof fasediagrammen Deze diagrammen tonen de mengbaarheid van componenten bij verschillende temperaturen en samenstellingen . * **Ontmenging**: Bij gedeeltelijk mengbare vloeistoffen kan er bij bepaalde temperaturen en samenstellingen een 2-fasen gebied ontstaan. De samenstellingen van de twee fasen in evenwicht worden bepaald door de konoden, en de relatieve hoeveelheden door de hefboomregel . * **Voorbeeld**: Hexaan en nitrobenzeen vertonen ontmenging. Bij 290 K en een nitrobenzeensamenstelling van 0.41, ontstaan twee fasen met samenstellingen van 0.35 en 0.83 nitrobenzeen . * **Kritische oplostemperaturen**: * **Bovenste kritische oplostemperatuur (Tuc)**: Boven deze temperatuur zijn de componenten volledig mengbaar . * **Onderste kritische oplostemperatuur (Tlc)**: Onder deze temperatuur zijn de componenten volledig mengbaar; daarboven treden twee fasen op . * Systemen met zowel Tuc als Tlc (bv. nicotine/water) zijn gedeeltelijk mengbaar binnen een bepaald temperatuurbereik . * **Destillatie van gedeeltelijk mengbare vloeistoffen**: Als gedeeltelijk mengbare vloeistoffen een laagkokende azeotroop vormen, kan dit leiden tot specifieke destillatiegedragingen, afhankelijk van of de componenten volledig mengbaar zijn vóór het kookpunt . --- ## 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 | |---|---| | Ideaal gas | Een hypothetisch gas dat voldoet aan de ideale gaswet ($pV = nRT$) en waarvan de moleculen geen volume innemen noch intermoleculaire krachten ondervinden. | | Druk | Kracht per eenheid van oppervlakte, gemeten in Pascal (Pa) of andere eenheden zoals bar, atm, torr. | | Temperatuur | Een maat voor de gemiddelde kinetische energie van de moleculen in een systeem; bepaalt de richting van warmteoverdracht. | | Gasconstante (R) | Een universele constante die de relatie tussen druk, volume, temperatuur en het aantal mol van een ideaal gas beschrijft. | | Wet van Boyle | Stelt dat bij constante temperatuur en hoeveelheid gas, het product van druk en volume constant is ($pV = \text{constant}$). | | Wet van Charles | Stelt dat bij constante druk en hoeveelheid gas, het volume recht evenredig is met de absolute temperatuur ($V \propto T$). | | Wet van Avogadro | Stelt dat gelijke volumes van gassen bij dezelfde temperatuur en druk hetzelfde aantal moleculen bevatten ($V \propto n$). | | Ideale gaswet | De vergelijking die de toestanden van een ideaal gas beschrijft: $pV = nRT$. | | Partieeldruk (Dalton) | De druk die een gas zou uitoefenen als het alleen in een container aanwezig was bij dezelfde temperatuur en volume als het mengsel. De totale druk van een gasmengsel is de som van de partieeldrukken van de componenten. | | Molfractie ($x_J$) | De verhouding van het aantal mol van component J tot het totale aantal mol in een mengsel ($x_J = n_J / n_{\text{totaal}}$). | | Werkelijke gassen | Gassen die afwijken van de ideale gaswet, vooral bij hoge drukken en lage temperaturen, vanwege intermoleculaire krachten. | | Compressiefactor (Z) | De verhouding van het molair volume van een werkelijk gas tot het molair volume van een ideaal gas bij dezelfde temperatuur en druk ($Z = pV_m / RT$). | | Van der Waals vergelijking | Een toestandsvergelijking voor werkelijke gassen die correcties introduceert voor moleculair volume en intermoleculaire krachten: $(p + a(n/V)^2)(V - nb) = nRT$. | | Kritische constanten ($T_C$, $p_C$, $V_C$) | De temperatuur, druk en molair volume bij het kritische punt, waar de fases vloeistof en gas niet meer te onderscheiden zijn. | | Principe van corresponderende toestanden | Stelt dat gassen met gelijke gereduceerde variabelen ($p_r = p/p_C$, $V_r = V_m/V_C$, $T_r = T/T_C$) gelijke compressiefactoren hebben. | | Eerste hoofdwet van de thermodynamica | Stelt dat de inwendige energie van een ge ¨olereerd systeem constant is; veranderingen in inwendige energie worden verkregen door warmte ($q$) en arbeid ($w$): $\Delta U = q + w$. | | Inwendige energie (U) | De totale energie van een systeem, bestaande uit de kinetische en potenti ¨ele energie van zijn moleculen. Het is een toestandsfunctie. | | Arbeid (w) | Energieoverdracht door mechanische of andere geordende processen; bij expansie van een gas is $w = -\int p_{ext} dV$. | | Warmte (q) | Energieoverdracht door temperatuurverschillen, teweeggebracht door wanordelijke moleculaire beweging. | | Soortelijke warmte ($C_V$, $C_p$) | De hoeveelheid warmte die nodig is om de temperatuur van een stof met één graad te verhogen; $C_V = (\partial U / \partial T)_V$ en $C_p = (\partial H / \partial T)_p$. | | Enthalpie (H) | Een thermodynamische functie gedefinieerd als $H = U + pV$. Bij constante druk is de warmteoverdracht gelijk aan de enthalpieverandering: $\Delta H = q_p$. | | Thermochemie | De studie van de warmte die gepaard gaat met chemische reacties. | | Standaardenthalpieverandering ($\Delta H^\circ$) | De enthalpieverandering van een reactie of proces waarbij alle stoffen zich in hun standaardtoestand bevinden. | | Wet van Hess | Stelt dat de totale enthalpieverandering van een reactie onafhankelijk is van de weg waarlangs deze plaatsvindt; de som van de enthalpieveranderingen van de stappen van een reactie is gelijk aan de totale enthalpieverandering. | | Standaardvormingsenthalpie ($\Delta_f H^\circ$) | De enthalpieverandering wanneer één mol van een verbinding wordt gevormd uit zijn elementen in hun standaardtoestanden. | | Entropie (S) | Een maat voor de wanorde of de mate van verspreiding van energie in een systeem. Het is een toestandsfunctie, gedefinieerd als $dS = dq_{rev}/T$. | | Tweede hoofdwet van de thermodynamica | Stelt dat de totale entropie van een ge ¨olereerd systeem nooit afneemt ($\Delta S_{\text{totaal}} \ge 0$). Spontane processen verlopen in de richting van toenemende entropie. | | Ongelijkheid van Clausius | Stelt dat voor elk proces, $dS \ge dq/T$. | | Faseovergang | De transformatie van een stof van de ene fysische fase naar de andere (bijv. smelten, verdampen). | | Fasediagram | Een grafiek die de stabiele fasen van een stof als functie van temperatuur en druk weergeeft. | | Tripelpunt | Het punt op een fasediagram waar drie fasen van een zuivere stof in evenwicht zijn. | | Kritisch punt | Het punt op een fasediagram waar de vloeistof- en gasfasen samenvallen tot een superkritisch flu ¨ıdum. | | Clapeyronvergelijking | Beschrijft de helling van een fasegrens in een fasediagram: $dp/dT = \Delta_{trs}H / (T \Delta_{trs}V)$. | | Clausius-Clapeyronvergelijking | Een benadering van de Clapeyronvergelijking voor dampdrukken, vaak gebruikt om de temperatuursafhankelijkheid van de dampdruk te beschrijven: $d(\ln p)/dT = \Delta_{vap}H / (RT^2)$. | | Oppervlaktespanning ($\gamma$) | De energie die nodig is om de oppervlakte van een vloeistof met één eenheid te vergroten, of de kracht per lengte-eenheid die parallel aan het oppervlak werkt. | | Laplace-vergelijking | Beschrijft het drukverschil over een gekromd oppervlak: $\Delta p = 2\gamma/r$. | | Nucleatie | Het proces waarbij kleine clusters van moleculen zich vormen als beginpunt voor een nieuwe fase, zoals condensatie of kristallisatie. | | Capillaire werking | Het verschijnsel waarbij een vloeistof stijgt of daalt in een smalle buis als gevolg van oppervlaktespanning en adhesie/cohesie krachten. | | Chemische potentiaal ($\mu$) | De parti ¨ele molaire Gibbs energie van een stof in een mengsel. Bij evenwicht zijn de chemische potentialen van een stof in alle aanwezige fasen gelijk. | | Ideale oplossing | Een oplossing waarin de interacties tussen alle moleculen gelijk zijn, en de chemische potentiaal van een component is $\mu_J = \mu_J^* + RT \ln x_J$. | | Wet van Raoult | Stelt dat de partieeldruk van een component in de damp boven een ideale oplossing evenredig is met zijn molfractie in de oplossing: $p_A = x_A p_A^*$. | | Ideaal verdunde oplossing | Een oplossing waarin het solvent zich gedraagt als een ideale oplossing en het soluut zich gedraagt volgens de wet van Henry, vooral bij lage concentraties van het soluut. | | Wet van Henry | Stelt dat de partieeldruk van een gas boven een oplossing evenredig is met zijn molfractie in de oplossing bij zeer lage concentraties: $p_B = K_B x_B$. | | Colligatieve eigenschappen | Eigenschappen van oplossingen die afhankelijk zijn van het aantal opgeloste deeltjes, niet van hun identiteit (bijv. kookpuntsverhoging, vriespuntsverlaging, osmotische druk). | | Kookpuntsverhoging ($\Delta T_b$) | De verhoging van het kookpunt van een solvent door de toevoeging van een niet-vluchtig soluut: $\Delta T_b = K_b b$. | | Vriespuntsverlaging ($\Delta T_f$) | De verlaging van het vriespunt van een solvent door de toevoeging van een soluut: $\Delta T_f = -K_f b$. | | Osmotische druk ($\pi$) | De druk die nodig is om de instroom van solvent door een semi-permeabel membraan naar een oplossing te voorkomen: $\pi = [B]RT$ voor een verdunde oplossing. | | Activiteit ($a$) | Een effectieve concentratie die wordt gebruikt om niet-ideale gedragingen in oplossingen te beschrijven, analoog aan fugaciteit voor gassen. | | Fugaciteit ($f$) | Een effectieve druk die wordt gebruikt om niet-ideale gedragingen van gassen te beschrijven. | | Eutecticum | Een mengsel dat smelt bij een temperatuur die lager is dan het smeltpunt van de zuivere componenten, en waarbij alle componenten tegelijk smelten of stollen bij constante temperatuur en samenstelling. | | Incongruent smelten | Het verschijnsel waarbij een verbinding smelt tot een mengsel van de componenten waaruit het oorspronkelijk bestond, zonder dat de verbinding zelf in vloeibare vorm bestaat. | | Faseregel (Gibbs) | Een vergelijking die het aantal vrijheidsgraden (F) van een systeem in evenwicht relateert aan het aantal componenten (C) en het aantal fasen (P): $F = C - P + 2$. | | Azeotroop | Een mengsel dat kookt of smelt bij een constante temperatuur en met een constante damp- of vloeistofsamenstelling, hoewel het uit meerdere componenten bestaat. |

# Oxidatie en reductie in organische chemie Dit hoofdstuk introduceert de concepten oxidatie en reductie in de organische chemie, gedefinieerd door veranderingen in zuurstofgehalte, elektronaantal en oxidatiegetallen van koolstofatomen [1](#page=1) [2](#page=2). ### 1.1 Algemene concepten van oxidatie en reductie Oxidatie en reductie zijn tegengestelde processen die altijd gelijktijdig plaatsvinden; de oxidatie van het ene reagens impliceert de reductie van het andere. In de organische chemie worden deze reacties beschouwd vanuit het perspectief van de organische molecule zelf [1](#page=1). #### 1.1.1 Definities * **Oxidatie:** Een organische molecule wordt "rijker" aan zuurstof. Per conventie stijgt het oxidatiegetal van de betrokken koolstofatomen [1](#page=1) [2](#page=2). * **Reductie:** Een organische molecule wordt "rijker" aan elektronen en "armer" aan zuurstof. Bij een reductie daalt de som van de oxidatiegetallen van de betrokken koolstofatomen [1](#page=1) [3](#page=3). #### 1.1.2 Oxidatiegetallen Het oxidatiegetal van een koolstofatoom wordt bepaald door de relatieve elektronegativiteit van de elementen waaraan het gebonden is [2](#page=2). * Per binding naar een meer elektronegatief element stijgt het oxidatiegetal met +1 [2](#page=2). * Per binding naar een minder elektronegatief element (inclusief waterstof) daalt het oxidatiegetal met -1 [2](#page=2). Het oxidatiegetal is een formele lading en verschilt van de werkelijke lading [2](#page=2). > **Tip:** Niet alle addities aan een dubbele binding veranderen noodzakelijkerwijs de oxidatietoestand van de molecule [3](#page=3). #### 1.1.3 Oxidatiegetallen en reactietype * Bij oxidatie stijgt de som van de oxidatiegetallen van de betrokken C-atomen [3](#page=3). * Bij reductie gebeurt het tegenovergestelde [3](#page=3). ### 1.2 Oxidatie van alcoholen Alcoholen kunnen geoxideerd worden met sterke oxiderende reagentia zoals kaliumpermanganaat (KMnO4) of kaliumdichromaat (K2Cr2O7/K2CrO4), die in situ CrO3 kunnen vormen. Het proces van oxidatie van een alcohol houdt het onttrekken van H$^+$ en H$^-$ in van het koolstofatoom en het zuurstofatoom van de C-OH binding, wat leidt tot de vorming van H$_2$ [3](#page=3) [4](#page=4). #### 1.2.1 Reactiviteit van verschillende alcoholtypen * **Primaire alcoholen** worden geoxideerd tot aldehyden, en verder tot carbonzuren [4](#page=4) [5](#page=5). * **Secundaire alcoholen** worden geoxideerd tot ketonen [4](#page=4). * **Tertiaire alcoholen** kunnen niet geoxideerd worden omdat er geen waterstofatoom aan het koolstofatoom gebonden is dat de C-OH groep draagt [4](#page=4). #### 1.2.2 Voorbeeld van de oxidatie van een alcohol Het mechanisme van de oxidatie van een tertiair alcohol met CrO$_3$ leidt tot een eliminatiereactie en veranderingen in de oxidatietoestanden van chroom: van +6 naar +4, 0 en +2 [4](#page=4). ### 1.3 Reductie van carbonylfuncties Carbonylfuncties in aldehyden en ketonen kunnen gereduceerd worden tot alcoholen met behulp van geschikte reductantia [5](#page=5). * **Aldehyden** worden gereduceerd tot primaire alcoholen [5](#page=5). * **Ketonen** worden gereduceerd tot secundaire alcoholen [5](#page=5). Tertiaire alcoholen kunnen niet via een reductiereactie worden gevormd [5](#page=5). #### 1.3.1 Katalytische Hydrogenatie Een veelgebruikte methode voor reductie is katalytische hydrogenatie met H$_2$ gas in aanwezigheid van een katalysator zoals platina (Pt), nikkel (Ni) of palladium (Pd) onder matige druk. Dit proces is analoog aan de katalytische hydrogenatie van alkenen [5](#page=5). > **Voorbeeld:** De reductie van een aldehyde tot een primair alcohol kan worden weergegeven als: > $$ RCH O + H_2 \xrightarrow{Katalysator} RCH_2 OH $$ [5](#page=5). --- # Oxidatie van alcoholen Dit deel behandelt de oxidatie van primaire, secundaire en tertiaire alcoholen met behulp van sterke oxiderende reagentia, inclusief de mechanismen en de gevormde producten [3](#page=3) [4](#page=4). ### 2.1 Algemene principes van alcoholoxidatie Oxidatie van een organische molecule resulteert in een stijging van de som van de oxidatiegetallen van de betrokken koolstofatomen. Bij de oxidatie van alcoholen wordt dit bereikt door het onttrekken van een proton (H$^+$) en een hydride-ion (H$^-$) van het koolstofatoom en het zuurstofatoom die betrokken zijn bij de C-OH binding, wat leidt tot de vorming van waterstofgas (H$_2$) [3](#page=3) [4](#page=4). ### 2.2 De invloed van de alcoholstructuur op oxidatie De mogelijkheid tot oxidatie en het eindproduct van de reactie zijn sterk afhankelijk van het type alcohol (primair, secundair of tertiair) [4](#page=4). #### 2.2.1 Primaire alcoholen Primaire alcoholen bevatten een C-OH groep waarbij het koolstofatoom gebonden is aan twee waterstofatomen en één alkylgroep (R-CH$_2$-OH). Bij oxidatie van primaire alcoholen wordt eerst een aldehyde gevormd. Verdere oxidatie van het aldehyde, indien de omstandigheden dit toelaten, kan leiden tot de vorming van een carbonzuur. Het oxidatiereagens speelt hierbij een cruciale rol; met sterkere oxiderende middelen wordt makkelijker doorgeslagen naar het carbonzuur [3](#page=3) [4](#page=4). #### 2.2.2 Secundaire alcoholen Secundaire alcoholen hebben een C-OH groep waarbij het koolstofatoom gebonden is aan twee alkylgroepen en één waterstofatoom (R$_2$-CH-OH). De oxidatie van secundaire alcoholen leidt direct tot de vorming van een keton. Ketonen zijn over het algemeen stabieler tegen verdere oxidatie onder deze omstandigheden dan aldehyden, waardoor de reactie hier stopt [4](#page=4). #### 2.2.3 Tertiaire alcoholen Tertiaire alcoholen bevatten een C-OH groep waarbij het koolstofatoom gebonden is aan drie alkylgroepen (R$_3$-C-OH) en geen waterstofatomen. Tertiaire alcoholen kunnen niet geoxideerd worden onder de gebruikelijke omstandigheden voor alcoholoxidatie, omdat er geen waterstofatoom aan het koolstofatoom van de C-OH groep gebonden is dat samen met het H van de OH-groep verwijderd kan worden om H$_2$ te vormen [4](#page=4). ### 2.3 Oxiderende reagentia Sterk oxiderende reagentia die gebruikt kunnen worden voor de oxidatie van alcoholen zijn onder andere kaliumpermanganaat (KMnO$_4$) en kaliumdichromaat (K$_2$Cr$_2$O$_7$) of kaliumchromaat (K$_2$CrO$_4$). Deze dichromaat- en chromaat-reagentia leiden in situ tot chroomtrioxide (CrO$_3$) als actief oxiderend species [3](#page=3). > **Tip:** Het onderscheid tussen primaire, secundaire en tertiaire alcoholen is fundamenteel voor het voorspellen van de reactiviteit bij oxidatie. Zorg dat je de algemene structuren hiervan kunt herkennen. ### 2.4 Reactiemechanisme (illustratief) Het mechanisme van alcoholoxidatie, bijvoorbeeld met een chroomreagens, omvat typisch de vorming van een chroomester, gevolgd door eliminatie van H$_2$O en een proton, wat leidt tot de vorming van het geoxideerde product en een gereduceerde chroomspecies. Hierbij ondergaat chroom een reductie van oxidatiegetal +6 naar +4, +2 of 0, afhankelijk van het specifieke proces [4](#page=4). > **Voorbeeld:** De oxidatie van isopropanol (een secundaire alcohol) met een chroomreagens leidt tot aceton (een keton). De oxidatie van ethanol (een primaire alcohol) met hetzelfde reagens kan eerst ethanol leiden en, bij verdere oxidatie, azijnzuur. --- # Reductie van carbonylfuncties Dit onderdeel behandelt de reductie van aldehyden en ketonen tot alcoholen, waarbij met name de hydrogenatie met katalysatoren wordt besproken [5](#page=5). ### 3.1 Algemeen principe De reductie van de carbonylfunctie ($\text{C=O}$) resulteert in de vorming van een alcohol. Aldehyden worden gereduceerd tot primaire alcoholen, en ketonen worden gereduceerd tot secundaire alcoholen. Tertiaire alcoholen kunnen niet door middel van een reductiereactie worden verkregen [5](#page=5). ### 3.2 Methoden voor reductie #### 3.2.1 Hydrogenatie met H$_2$ gas en katalysator Een veelgebruikte methode voor de reductie van carbonylgroepen is de katalytische hydrogenatie. Hierbij wordt waterstofgas ($\text{H}_2$) gebruikt in aanwezigheid van een katalysator zoals nikkel ($\text{Ni}$), platina ($\text{Pt}$) of palladium ($\text{Pd}$). Deze reactie vindt plaats onder matige druk [5](#page=5). De reactie kan als volgt worden weergegeven: * Aldehyde $\rightarrow$ primair alcohol [5](#page=5). * Keton $\rightarrow$ secundair alcohol [5](#page=5). Deze methode is vergelijkbaar met de katalytische hydrogenatie van alkenen en verloopt op een volledig analoge wijze [5](#page=5). > **Tip:** Hoewel de tekst zich specifiek richt op waterstofgas, zijn er ook andere reductiemiddelen zoals natriumboorhydride ($\text{NaBH}_4$) en lithiumaluminiumhydride ($\text{LiAlH}_4$) die carbonylgroepen kunnen reduceren. Deze worden echter niet behandeld in de opgegeven pagina. #### 3.2.2 Vergelijking met oxidatie De reductie van carbonylfuncties staat in contrast met de oxidatie van primaire alcoholen en aldehyden. Primaire alcoholen kunnen geoxideerd worden tot aldehyden en vervolgens tot carbonzuren [5](#page=5). De algemene reactievergelijking voor de reductie is: $$ \text{Aldehyde of Keton} + \text{Reductans} \rightarrow \text{Alcohol} $$ met specifiek voor katalytische hydrogenatie: $$ \underset{R^1}{\stackrel{R^2}{C=O}} + \text{H}_2 \xrightarrow{\text{Katalysator}} \underset{R^1}{\stackrel{R^2}{C-OH}}\text{H} $$ waarbij R$^1$ en R$^2$ alkylgroepen of waterstof kunnen zijn [5](#page=5). --- ## 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 | |------|------------| | Oxidatie | Een chemisch proces waarbij een organische molecule 'rijker' wordt aan zuurstof, of waarbij het oxidatiegetal van koolstofatomen in de molecule stijgt. | | Reductie | Een chemisch proces waarbij een organische molecule 'rijker' wordt aan elektronen, of waarbij het oxidatiegetal van koolstofatomen in de molecule daalt. Dit staat tegenovergesteld aan oxidatie. | | Oxidatiegetal | Een formele lading die wordt toegekend aan een atoom in een molecuul, gebaseerd op de relatieve elektronegativiteit van de atomen waarmee het gebonden is. Een binding met een elektronegatiever element verhoogt het oxidatiegetal met +1, terwijl een binding met een minder elektronegatief element (zoals H) het met -1 verlaagt. | | Alcoholen | Organische verbindingen die een hydroxylgroep (-OH) bevatten. Ze worden geclassificeerd als primair, secundair of tertiair afhankelijk van het aantal koolstofatomen dat gebonden is aan het koolstofatoom dat de hydroxylgroep draagt. | | Aldehyde | Een organische verbinding die een carbonylgroep (-C=O) bevat aan het einde van een koolstofketen, met ten minste één waterstofatoom direct gebonden aan het carbonylkoolstofatoom. Aldehyden kunnen verder geoxideerd worden tot carbonzuren. | | Keton | Een organische verbinding die een carbonylgroep (-C=O) bevat in het midden van een koolstofketen, met twee andere koolstofatomen direct gebonden aan het carbonylkoolstofatoom. | | Carbonzuur | Een organische verbinding die een carboxylgroep (-COOH) bevat, bestaande uit een carbonylgroep (-C=O) en een hydroxylgroep (-OH) gebonden aan hetzelfde koolstofatoom. Carbonzuren worden gevormd door de verdere oxidatie van aldehyden. | | Hydrogenatie | Een chemische reactie waarbij waterstofgas (H2) wordt toegevoegd aan een onverzadigde verbinding, zoals een dubbele of drievoudige binding, meestal in aanwezigheid van een katalysator zoals platina (Pt), nikkel (Ni) of palladium (Pd). | | Katalysator | Een stof die de snelheid van een chemische reactie verhoogt zonder zelf permanent te worden verbruikt. Voorbeelden in deze context zijn Pt, Ni en Pd gebruikt bij hydrogenatie. |

# De ruimtelijke structuur van koolstofskeletten De ruimtelijke verdeling van atomen rondom koolstofatomen, bepaald door hun hybridisatietoestand, is cruciaal voor de stabiliteit en mogelijke vervorming van moleculen [1](#page=1). ### 1.1 Hybridisatietoestanden van koolstof De ruimtelijke structuur rondom een koolstofatoom wordt direct bepaald door de hybridisatietoestand van dat koolstofatoom. De belangrijkste hybridisatietoestanden die de ruimtelijke structuur beïnvloeden zijn $sp^3$, $sp^2$ en $sp$ [1](#page=1). * **$sp^3$-hybridisatie:** Kenmerkend voor verzadigde koolwaterstoffen (alkanen) en heeft een tetraëdrische ruimtelijke structuur [1](#page=1). * **$sp^2$-hybridisatie:** Aangetroffen in alkenen, waarbij het koolstofatoom deel uitmaakt van een dubbele binding. De geometrie is trigonaal planair [1](#page=1). * **$sp$-hybridisatie:** Te vinden in alkynen, waar het koolstofatoom deel uitmaakt van een drievoudige binding. De geometrie is lineair [1](#page=1). ### 1.2 Gevolgen voor moleculaire stabiliteit en vervorming De weergegeven ruimtelijke structuren representeren de stabiele, laagste-energie configuratie van een molecuul. Door energieopname uit de omgeving kan deze structuur echter voortdurend vervormd worden, wat uiteindelijk kan leiden tot het breken van bindingen [2](#page=2). > **Tip:** Begrijpen van de hybridisatietoestand is de sleutel tot het voorspellen van de moleculaire geometrie en daarmee ook de chemische reactiviteit en fysische eigenschappen van organische verbindingen. ### 1.3 Illustraties van ruimtelijke structuren De documentatie toont verschillende weergaven van koolstofskeletten en hun ruimtelijke structuren: * **Methaan:** Een $sp^3$-gehybridiseerd koolstofatoom omringd door vier waterstofatomen in een tetraëdrische opstelling [1](#page=1). * **Lineaire alkanen:** De ruimtelijke structuur van lineaire alkanen wordt getoond, met methaan als voorbeeld [2](#page=2). * **Vergelijking van verzadigde en onverzadigde vetzuren:** Stearinezuur (verzadigd) en oliezuur (onverzadigd) worden gepresenteerd met hun respectievelijke smeltpunten, wat impliceert dat de ruimtelijke structuur (geïnduceerd door de mate van onverzadigdheid) de fysische eigenschappen zoals smeltpunt beïnvloedt. Stearinezuur heeft een smeltpunt van 71º Celsius, terwijl oliezuur een smeltpunt van 16º Celsius heeft [2](#page=2). --- # Conformaties en conformationele isomerie van alkanen Dit gedeelte behandelt de verschillende ruimtelijke vormen die alkanen kunnen aannemen door rotatie rond s-bindingen, de energieverschillen tussen deze conformaties en het concept van conformationele isomerie [3](#page=3). ### 2.1 Basisprincipes van conformaties Conformaties zijn verschillende ruimtelijke structuren die een molecuul kan aannemen door rotatie rond één of meerdere enkelvoudige bindingen (s-bindingen). Deze rotatie verbreekt de binding niet en heeft geen effect op de verdeling van de elektrondensiteit. Omdat deze conformaties van elkaar te onderscheiden zijn en in elkaar overgaan door rotatie, spreken we van conformationele isomerie [3](#page=3) [4](#page=4) [5](#page=5). #### 2.1.1 Weergave van conformaties Conformaties kunnen worden weergegeven met behulp van Newmanprojecties. Hierbij wordt de kijkrichting langs de as van de te roteren binding gekozen. De bindingen aan het voorste koolstofatoom worden vanuit het centrum getekend, en de bindingen aan het achterste koolstofatoom worden vanuit een cirkel getekend [3](#page=3). #### 2.1.2 Soorten conformaties Voor eenvoudige alkanen zoals ethaan zijn er twee hoofdtypes conformaties: * **Geëclipseerde conformatie:** De groepen aan het voorste en achterste koolstofatoom staan boven elkaar, waardoor sterische hinder ontstaat [3](#page=3) [4](#page=4). * **Geschrankte conformatie:** De groepen aan het voorste en achterste koolstofatoom staan zo ten opzichte van elkaar dat er minimale sterische hinder is [3](#page=3) [4](#page=4). #### 2.1.3 Energiediagrammen van conformaties De stabiliteit van verschillende conformaties wordt weergegeven in conformationele energiediagrammen. De energiebarrière voor rotatie wordt veroorzaakt door sterische hinder en torsiespanning. * **Ethaan:** De geëclipseerde conformatie van ethaan heeft een hogere energie dan de geschrankte conformatie. De sterische hinder tussen elk geëclipseerd C–H paar leidt tot een energieverhoging van ongeveer 4 kJ.mol$^{-1}$, wat voor ethaan een totaal energieverschil van ongeveer 12 kJ.mol$^{-1}$ cumuleert. De geschrankte conformatie is stabieler omdat sterische hinder minimaal is [5](#page=5). * **Propaan:** De beschrijving is analoog aan ethaan, waarbij één C–H binding wordt vervangen door een C–CH$_3$ groep. De sterische hinder tussen een C–CH$_3$ en een C–H op naburige koolstofatomen is groter (ongeveer 6 kJ.mol$^{-1}$) dan tussen twee C–H bindingen (ongeveer 4 kJ.mol$^{-1}$). De totale energiebarrière bedraagt ongeveer 14 kJ.mol$^{-1}$ [6](#page=6). * **Butaan:** Bij butaan worden twee C–H bindingen vervangen door C–CH$_3$ groepen. Door rotatie rond de centrale C–C binding ontstaan er verschillende geëclipseerde en geschrankte conformaties [7](#page=7). * De conformatie met de laagste energie is de **anti-conformatie**, waarbij de twee CH$_3$-groepen zo ver mogelijk van elkaar staan [7](#page=7) [8](#page=8). * De conformatie met de hoogste energie is de **maximaal-eclips conformatie**, waarbij de twee CH$_3$-groepen boven elkaar staan [8](#page=8). * De **gauche-conformatie** is een geschrankte conformatie waarbij de twee CH$_3$-groepen weliswaar niet boven elkaar staan, maar ook niet maximaal uit elkaar. Deze heeft een tweede laagste energie-inhoud en een interactie-energie van ongeveer 3.5 kJ.mol$^{-1}$. De eclipsconformatie, waarbij de CH$_3$-groepen en waterstofatomen boven elkaar staan, heeft een hogere energie dan de gauche-conformatie, ongeveer 3 kJ.mol$^{-1}$ meer dan de gauche-conformatie [10](#page=10) [8](#page=8). #### 2.1.4 Conformaties van grotere alkanen Bij alkanen groter dan butaan zal de meest stabiele conformatie steeds die zijn waarbij alle butaan-fragmenten een anti-conformatie hebben. Lineaire alkanen komen zelden voor als volledig lineaire ketens vanwege de vrije draaibaarheid rond de s-bindingen. Bij kamertemperatuur is er voldoende kinetische energie aanwezig om ook de gauche-conformaties te bevolken [10](#page=10). > **Tip:** Begrijpen hoe de sterische hinder tussen grotere groepen (zoals methylgroepen) de energie van verschillende conformaties beïnvloedt, is cruciaal voor het voorspellen van de meest stabiele ruimtelijke structuur van alkanen. > **Voorbeeld:** De anti-conformatie van butaan is stabieler dan de gauche-conformatie vanwege de verminderde sterische hinder tussen de twee methylgroepen. Dit vertaalt zich in een lager energieniveau voor de anti-conformatie. --- # Stereochemie van dubbele bindingen en cyclische verbindingen Dit hoofdstuk behandelt de stereochemie van alkenen, met de focus op cis-trans isomerie, en de ruimtelijke structuur en spanningen in cycloalkanen, inclusief de stoelconformatie van cyclohexaan. ### 3.1 Stereochemie van dubbele bindingen (alkenen) Draaien rond een koolstof-koolstof dubbele binding ($C=C$) is niet vrij mogelijk, omdat dit het breken van de $\pi$-binding vereist, wat aanzienlijke energie kost (ongeveer 240 kJ.mol-1). Deze beperkte draaibaarheid leidt tot cis-trans isomerie bij alkenen, wat een vorm van diastereoisomerie is. Dit betekent dat moleculen met dezelfde chemische formule en dezelfde connectiviteit van atomen, maar met een verschillende ruimtelijke rangschikking, diastereomeren zijn [11](#page=11). #### 3.1.1 Cis-trans isomerie Cis-trans isomerie treedt op wanneer aan beide koolstofatomen van de dubbele binding twee verschillende groepen zijn gebonden. * **Cis-isomeer:** De twee belangrijkste groepen bevinden zich aan dezelfde kant van de dubbele binding. * **Trans-isomeer:** De twee belangrijkste groepen bevinden zich aan tegenovergestelde zijden van de dubbele binding. Een voorbeeld hiervan is CH3—CH=CH—CH3, dat voorkomt als cis- en trans-isomeer [11](#page=11). ### 3.2 Stereochemie van cyclische verbindingen Cyclische verbindingen, zoals cycloalkanen, hebben ook een specifieke ruimtelijke structuur die wordt beïnvloed door ringgrootte en de aard van de substituenten. #### 3.2.1 Spanning in cycloalkanen Verschillende soorten spanning dragen bij aan de onstabiliteit van kleine cycloalkanen: * **Hoekspanning (Bayer-spanning):** Ontstaat wanneer de bindingshoeken afwijken van de ideale tetraëdrische hoek van 109.5°. Kleine ringen, zoals cyclopropaan (bindingshoeken van 60°) hebben significant hoekspanning. In cyclobutaan zijn de hoeken ongeveer 90°, en in cyclopentaan ongeveer 108°. Cyclohexaan heeft ideale tetraëdrische hoeken (109.5°) en kent dus geen hoekspanning [13](#page=13) [14](#page=14) [16](#page=16). * **Pitzerspanning (torsionale spanning):** Ontstaat door de eclipsstand van naburige C-H bindingen. Dit is significant in cyclopropaan en cyclobutaan. In grotere ringen neemt de Pitzerspanning toe, maar de ringen nemen vaak niet-vlaktige structuren aan om deze spanning te verminderen [13](#page=13) [15](#page=15). De verbrandingswarmte per CH2 groep is hoger voor gespannen cyclische alkanen dan voor lineaire alkanen, wat de aanwezigheid van spanning aangeeft [13](#page=13). > **Tip:** Hoe kleiner de ring, hoe groter de hoekspanning, omdat de bindingshoeken verder afwijken van de ideale tetraëdrische hoek. #### 3.2.2 Conformaties van cycloalkanen Om spanning te vermijden, nemen cycloalkanen specifieke driedimensionale vormen aan (conformaties). * **Cyclopropaan:** Heeft slechts één conformatie waarin alle drie de koolstofatomen coplanair zijn [13](#page=13). * **Cyclobutaan:** Neemt een "vlinder"-conformatie aan om de Pitzerspanning te verminderen [15](#page=15). * **Cyclopentaan:** Neemt een "envelop"-conformatie aan, waarbij één koolstofatoom iets buiten het vlak van de andere vier ligt, om de Pitzerspanning te reduceren tot slechts twee geëclipseerde C-H bindingen [15](#page=15). #### 3.2.3 Stoelconformatie van cyclohexaan Cyclohexaan is een zeer stabiele cycloalkaan, voornamelijk dankzij de **stoelconformatie**. Deze conformatie heeft geen hoekspanning en minimale Pitzerspanning, omdat alle naburige C-H paren geschrankt (staggered) zijn. De stoelconformatie is de energetisch meest gunstige conformatie voor cyclohexaan en wordt beschouwd als een belangrijk cyclisch basismotief in de chemie van het leven [16](#page=16). ##### 3.2.3.1 Axiale en equatoriale posities In de stoelconformatie van cyclohexaan zijn er twee soorten posities voor substituenten: * **Axiale posities:** Deze bindingen wijzen recht omhoog of omlaag, parallel aan de 'as' van de ring [17](#page=17). * **Equatoriale posities:** Deze bindingen wijzen naar buiten, min of meer in het vlak van de ring [17](#page=17). Elk koolstofatoom in de ring heeft één axiale en één equatoriale waterstofatoom (of substituent) [17](#page=17). ##### 3.2.3.2 Omklappen van de stoelconformatie De stoelconformatie kan snel omklappen (in de orde van duizenden keren per seconde) naar een energetisch gelijkwaardige stoelvorm. Tijdens dit omklappen wisselen de axiale en equatoriale posities van plaats: een axiale substituent wordt equatoriaal, en een equatoriale substituent wordt axiaal. Dit proces leidt tot de vorming van conformationele isomeren [17](#page=17). ##### 3.2.3.3 Invloed van substituenten op conformaties Wanneer substituenten aanwezig zijn op de cyclohexaanring, ontstaan er energetisch niet-equivalente conformaties [18](#page=18). * **Methylcyclohexaan:** De twee conformaties van methylcyclohexaan (met de CH3 groep in axiale versus equatoriale positie) hebben verschillende energie-inhouden. De equatoriale positie is energetisch gunstiger dan de axiale positie [18](#page=18) [19](#page=19). * De axiale methylgroep ondervindt gauche butaan-achtige interacties met de twee axiale waterstoffen op posities 3 en 5 van de ring. Deze interacties zorgen voor een hogere energie-inhoud (+7 kJ.mol-1) in de axiale conformatie vergeleken met de equatoriale conformatie [19](#page=19) [20](#page=20). * De equatoriale methylgroep ondervindt geen van deze gauche interacties, wat leidt tot een lagere energie-inhoud [20](#page=20). > **Tip:** Bij monosubstituutie op een cyclohexaanring zal de substituent zich voornamelijk in de equatoriale positie bevinden, omdat dit de energetisch meest gunstige conformatie is. Hoe groter de substituent, hoe ongunstiger de axiale positie wordt [20](#page=20). * **Di-gesubstitueerde cyclohexaan derivaten:** Deze kunnen aanleiding geven tot verschillende vormen van isomerie, waaronder keten isomerie (positie van substituenten) en cis-trans diastereoisomerie. De relatieve posities van de substituenten (axiaal/equatoriaal) bepalen de stabiliteit van de verschillende conformaties. Bijvoorbeeld, in cis-1,3-dimethylcyclohexaan kunnen beide methylgroepen equatoriaal zijn in één van de stoelvormen, wat een relatief stabiele conformatie oplevert. In trans-1,3-dimethylcyclohexaan is dit niet mogelijk, waardoor de beide methylgroepen in elke conformatie één axiale en één equatoriale positie innemen [21](#page=21) [22](#page=22) [23](#page=23). #### 3.2.4 Conformationeel homogene verbindingen Sommige cyclische verbindingen zijn "conformationeel homogeen", wat betekent dat ze vrijwel uitsluitend in één enkele conformatie voorkomen. Dit gebeurt wanneer alle andere mogelijke conformaties energetisch zeer ongunstig zijn [21](#page=21) [23](#page=23). --- ## 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 | |------|------------| | Hybridisatietoestand | De toestand van een atoom waarbij de atoomorbitalen van het valentieniveau (s en p) worden gemengd om nieuwe orbitalen te vormen (hybride orbitalen) met specifieke ruimtelijke oriëntaties, die de bindingshoeken en moleculaire geometrie bepalen. | | Conformatie | Een specifieke driedimensionale rangschikking van atomen in een molecuul die verkregen wordt door rotatie rond enkele bindingen, zonder het breken van bindingen. | | Geëclipseerde vorm | Een conformatie waarbij de substituenten op twee naburige atomen zich voor elkaar bevinden wanneer gezien langs de as van de binding tussen deze atomen, wat leidt tot sterische hinder. | | Geschrankte vorm | Een conformatie waarbij de substituenten op twee naburige atomen zo gerangschikt zijn dat ze tussen elkaar uitsteken wanneer gezien langs de as van de binding tussen deze atomen, wat de sterische hinder minimaliseert. | | Newmanprojectie | Een grafische weergavemethode die gebruikt wordt om de ruimtelijke structuur van moleculen te visualiseren, specifiek gericht op de oriëntatie van substituenten rond een centrale koolstof-koolstof binding. | | Sterische hinder | De afstotende interactie tussen atomen of groepen in een molecuul die veroorzaakt wordt door hun ruimtelijke omvang, wat invloed heeft op de stabiliteit en reactiviteit van het molecuul. | | Conformationele isomerie | Een type isomerie waarbij isomeren (conformereren) verschillen in hun ruimtelijke rangschikking als gevolg van rotatie rond enkele bindingen, en waarbij deze isomeren bij kamertemperatuur in elkaar over kunnen gaan. | | Torsiehoek | De hoek tussen de vlakken die twee groepen op naburige atomen definiëren, gemeten langs de binding die deze atomen verbindt. | | P-binding | Een covalente binding gevormd door de zijdelingse overlap van twee p-orbitalen, wat resulteert in een symmetrie-as loodrecht op de as van de atomen. Deze binding is stijver en vereist meer energie om te breken dan een s-binding. | | Cis-trans isomerie | Een vorm van diastereoisomerie die optreedt in alkenen en cyclische verbindingen wanneer er twee verschillende groepen aan elk van de twee koolstofatomen van de dubbele binding of ring gehecht zijn, resulterend in twee verschillende ruimtelijke rangschikkingen. | | Diastereoisomerie | Een type stereoisomerie waarbij isomeren niet elkaars spiegelbeelden zijn en verschillende fysische en chemische eigenschappen hebben. Dit staat tegenover enantiomerie waarbij de isomeren spiegelbeelden van elkaar zijn. | | Bayer spanning | De hoekspanning in cyclische verbindingen die ontstaat wanneer de interne bindingshoeken afwijken van de ideale tetraëdrische hoek van ongeveer 109.5°. | | Pitzer spanning | De torsiestress die optreedt in cyclische verbindingen door de geëclipseerde rangschikking van waterstofatomen op naburige koolstofatomen, vergelijkbaar met de energie in geëclipseerde conformaties van alkanen. | | Stoelconformatie | De meest stabiele conformatie van een cyclohexaanring, waarbij de ring niet vlak is en de substituenten zich in axiale of equatoriale posities bevinden. | | Axiale positie | Een positie in de stoelconformatie van een cyclohexaanring waarbij de substituenten parallel aan de ringas georiënteerd zijn, afwisselend naar boven en naar beneden gericht. | | Equatoriale positie | Een positie in de stoelconformatie van een cyclohexaanring waarbij de substituenten min of meer evenwijdig aan het equatoriale vlak van de ring georiënteerd zijn, naar buiten gericht. | | Conformationeel homogeen | Een molecuul dat slechts in één stabiele conformatie kan voorkomen, vaak door de aanwezigheid van rigide structuren of substituenten die specifieke oriëntaties afdwingen. |

# 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. |

# Moleculaire orbitaaltheorie: principe en toepassing De moleculaire orbitaaltheorie (MOT) beschrijft de vorming van covalente bindingen door de combinatie van atomaire orbitalen tot moleculaire orbitalen, wat de voorspelling van bindingsordes en magnetische eigenschappen mogelijk maakt. ### 1.1 Principe van de moleculaire orbitaaltheorie De kern van de moleculaire orbitaaltheorie is het idee dat bij de vorming van een covalente binding de atomaire orbitalen (A.O.'s) van de samenstellende atomen 'overlappen', hun individuele karakter verliezen en nieuwe moleculaire orbitalen (M.O.'s) vormen. Deze moleculaire orbitalen ontstaan als een lineaire combinatie van de atomaire orbitalen, een methode die bekend staat als de lineaire combinatie van atomaire orbitalen (LCAO-methode). De wiskundige complexiteit van de MOT beperkt de toepassing in deze cursus tot eenvoudige moleculen, met name homonucleaire diatomische moleculen. ### 1.2 LCAO-methode Bij de vorming van moleculen uit atomen combineren de atomaire orbitalen op een lineaire manier. Voor een eenvoudig molecuul zoals H$\_2$, bestaande uit twee waterstofatomen A en B met elk een 1s-orbitaal ($\\Psi\_A$ en $\\Psi\_B$), zijn twee lineaire combinaties mogelijk: * **Bindend moleculair orbitaal:** $\\Psi\_{bindend} = \\Psi\_A + \\Psi\_B$ * **Antibindend moleculair orbitaal:** $\\Psi\_{antibindend} = \\Psi\_A - \\Psi\_B$ Deze combinaties leiden tot orbitalen met een hogere en lagere energie dan de oorspronkelijke atomaire orbitalen. ### 1.3 Elektronenwaarschijnlijkheid in bindende en antibindende orbitalen In een bindend moleculair orbitaal is de elektronenwaarschijnlijkheid tussen de twee atoomkernen groter dan in de individuele atomaire orbitalen. Dit zorgt voor een aantrekkende kracht die de atomen bijeenhoudt. In een antibindend moleculair orbitaal is er een knoopvlak tussen de atoomkernen, wat resulteert in een lagere elektronenwaarschijnlijkheid in dat gebied en een afstotende kracht tussen de atomen. ### 1.4 Het MO-energieschema Het MO-energieschema visualiseert de relatieve energieën van de gevormde moleculaire orbitalen ten opzichte van de oorspronkelijke atomaire orbitalen. Atomaire orbitalen die op constructieve wijze combineren, vormen bindende MO's met een lagere energie. Atomaire orbitalen die op destructieve wijze combineren, vormen antibindende MO's met een hogere energie. De elektronen van de atomen vullen vervolgens deze moleculaire orbitalen op volgens de Aufbauprincipe, het Pauli-uitsluitingsprincipe en de regel van Hund. ### 1.5 De bindingsorde De bindingsorde (B.O.) is een kwantitatieve maat voor de sterkte van de binding in een molecuul en wordt berekend met de volgende formule: $$ \\text{B.O.} = \\frac{1}{2} (\\text{# elektronen in bindende orbitalen} - \\text{# elektronen in antibindende orbitalen}) $$ * **Voorbeeld H$\_2$:** Twee elektronen bezetten het bindende $\\sigma\_{1s}$ orbitaal. $\\text{B.O.} = \\frac{1}{2} (2 - 0) = 1$. Dit duidt op een enkele binding. * **Voorbeeld H$\_2^+$:** Eén elektron bezet het bindende $\\sigma\_{1s}$ orbitaal. $\\text{B.O.} = \\frac{1}{2} (1 - 0) = \\frac{1}{2}$. Dit is een stabiele, zij het zwakkere binding. * **Voorbeeld H$\_2^-$:** Twee elektronen bezetten het bindende $\\sigma\_{1s}$ orbitaal en één elektron bezet het antibindende $\\sigma\_{1s}^\*$ orbitaal. $\\text{B.O.} = \\frac{1}{2} (2 - 1) = \\frac{1}{2}$. Uit deze voorbeelden blijkt dat H$\_2$ de stabielste van deze species is. > **Tip:** Een hogere bindingsorde correleert met een sterkere binding en een kortere bindingslengte. ### 1.6 Sigma ($\\sigma$) -bindingen en pi ($\\pi$) -bindingen Moleculaire orbitalen kunnen worden geclassificeerd op basis van de manier waarop de atomaire orbitalen overlappen. * **$\\sigma$\-bindingen:** Ontstaan door overlap van orbitalen langs de verbindingsas tussen de twee atomen. Dit kan voortkomen uit de overlap van: * Twee s-orbitalen. * Eén s-orbitaal en één p-orbitaal (langs de z-as). * Twee p-orbitalen (langs de z-as). Deze orbitalen zijn axiaal symmetrisch rond de bindingsas. * **$\\pi$\-bindingen:** Ontstaan door overlap van atomaire orbitalen die loodrecht op de verbindingsas staan. Meestal zijn dit p-orbitalen die zijdelings overlappen. * Overlap van twee p$\_x$\-orbitalen. * Overlap van twee p$\_y$\-orbitalen. De twee $\\pi$\-moleculaire orbitalen die uit de overlap van p$\_x$ en p$\_y$ orbitalen ontstaan, zijn ontaard, wat betekent dat ze dezelfde energie hebben. ### 1.7 MO-energieschema voor diatomische, homonucleaire moleculen De specifieke volgorde van de energieën van de moleculaire orbitalen kan variëren afhankelijk van het molecuul. Voor lichte homonucleaire diatomische moleculen zoals H$\_2$, He$\_2$, Li$\_2$, Be$\_2$, B$\_2$, C$\_2$ en N$\_2$, treedt er een effect op dat bekend staat als $\\sigma$ en $\\pi$ mixing. Dit effect zorgt ervoor dat de energie van de $\\sigma{2p}$ orbitaal hoger wordt dan die van de $\\pi{2p}$ orbitalen. Voor O$\_2$, F$\_2$ en Ne$\_2$ is dit effect minder uitgesproken en geldt de verwachte volgorde waarbij $\\sigma{2p}$ orbitalen lager zijn dan $\\pi{2p}$ orbitalen. ### 1.8 Para- en diamagnetisme Moleculen kunnen worden geclassificeerd als paramagnetisch of diamagnetisch op basis van de aanwezigheid van ongepaarde elektronen. * **Paramagnetisme:** Moleculen met ongepaarde elektronen in hun moleculaire orbitalen zijn zwak aangetrokken tot een extern magnetisch veld. * **Diamagnetisme:** Moleculen waarvan alle elektronen gepaard zijn, worden zwak afgestoten door een extern magnetisch veld. De MOT kan deze magnetische eigenschappen correct voorspellen, wat een significant voordeel is ten opzichte van oudere modellen. ### 1.11 Conclusie De moleculaire orbitaaltheorie is de meest geavanceerde en wiskundig complexe chemische bindings-theorie. Ondanks de complexiteit biedt de MOT een uitgebreid kader voor het begrijpen en voorspellen van zowel de bindingskarakteristieken (bindingsorde, bindingslengte) als de magnetische eigenschappen van moleculen. De toepassing ervan op eenvoudige diatomische moleculen biedt waardevolle inzichten. * * * * * * ## 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 | |------|------------| | Moleculaire Orbitaal Theorie | Een chemische theorie die stelt dat bij de vorming van een covalente binding atomaire orbitalen overlappen, hun individuele karakters verliezen en nieuwe moleculaire orbitalen vormen die het gehele molecuul bestrijken. | | Lineaire Combinatie van Atomaire Orbitalen (LCAO) | Een methode binnen de moleculaire orbitaaltheorie waarbij moleculaire orbitalen worden gevormd door de lineaire combinatie van atomaire orbitalen, wat wiskundig wordt uitgedrukt als een som of verschil van de golffuncties van de atomaire orbitalen. | | Bindend Moleculair Orbitaal | Een moleculair orbitaal met een lagere energie dan de oorspronkelijke atomaire orbitalen, gevormd door constructieve interferentie van atomaire orbitalen, wat leidt tot verhoogde elektronenwaarschijnlijkheid tussen de atoomkernen en stabilisatie van het molecuul. | | Antibindend Moleculair Orbitaal | Een moleculair orbitaal met een hogere energie dan de oorspronkelijke atomaire orbitalen, gevormd door destructieve interferentie van atomaire orbitalen, wat leidt tot een knoopvlak tussen de atoomkernen en destabilisatie van het molecuul. | | Bindingsorde | Een maat voor de sterkte van een chemische binding in een molecuul, berekend als de helft van het verschil tussen het aantal elektronen in bindende moleculaire orbitalen en het aantal elektronen in antibindende moleculaire orbitalen. Een bindingsorde van 1 duidt op een enkele binding, 2 op een dubbele binding, etc. | | σ-binding (sigma-binding) | Een type covalente binding die ontstaat door de axiale overlap van twee atomaire orbitalen langs de intermoleculaire as (de bindingsrichting), wat resulteert in een cilindrische symmetrie rondom de bindingsas. | | π-binding (pi-binding) | Een type covalente binding die ontstaat door de laterale overlap van twee atomaire orbitalen, loodrecht op de intermoleculaire as. π-bindingen zijn zwakker dan σ-bindingen en hebben een knoopvlak langs de bindingsas. | | Magnetische eigenschappen (paramagnetisme, diamagnetisme) | Paramagnetische stoffen worden aangetrokken door een magnetisch veld door de aanwezigheid van ongepaarde elektronen, terwijl diamagnetische stoffen zwak worden afgestoten door een magnetisch veld omdat alle elektronen gepaard zijn. | | Dipoolmoment (µ) | Een vectorgrootheid die de polariteit van een molecuul aangeeft, gedefinieerd als het product van de lading en de afstand tussen de ladingen in een polaire binding. De eenheid is vaak Debye (D). | | Ionair karakter | Het aandeel van ionische interactie in een chemische binding, waarbij elektronen volledig van het ene atoom naar het andere zijn overgedragen. Dit wordt vaak kwantitatief uitgedrukt als een percentage, afhankelijk van het verschil in electronegativiteit. |

# De ontwikkeling van het atoommodel Dit topic vat de historische ontwikkeling van het atoommodel samen, beginnend bij oude filosofische concepten van elementen en eindigend met de moderne beschrijving van atomen. ## 1\. De ontwikkeling van het atoommodel ### 1.1 Elementen, een concept met een lange geschiedenis Oude denkers probeerden de diversiteit van de materiële wereld te herleiden tot een klein aantal elementen. Aristoteles onderscheidde vier aardse elementen (vuur, aarde, water, lucht) en de ether, gekarakteriseerd door eigenschappen als warm/koud en droog/nat. Paracelsus stelde drie principes voor: kwik, zwavel en zout. Een alternatieve visie werd geuit door de atomisten Leucippus en Democritus, die postuleerden dat alles is opgebouwd uit ondeelbare, bewegende bouwstenen (atomen) in de lege ruimte. Hoewel deze oude theorieën tekortkomingen vertoonden, bleef het idee van ondeelbare bouwstenen en een beperkt aantal elementen behouden in de moderne chemie [10](#page=10) [9](#page=9). ### 1.2 De atoomtheorie en de eerste chemische revolutie #### 1.2.1 Zuivere elementaire stoffen en massabehoud Antoine Lavoisier verwierp in 1787 het klassieke systeem van vier elementen en stelde een lijst samen van stoffen die volgens hem niet verder konden worden afgebroken. Zijn belangrijkste bijdrage was het idee dat zuivere elementaire stoffen bestaan en dat de meeste stoffen verbindingen of mengsels zijn die uit deze elementen kunnen worden bereid of gescheiden. Lavoisier en Mikhail Lomonosov formuleerden onafhankelijk de wet van massabehoud, die stelt dat materie niet wordt gecreëerd of vernietigd, maar enkel gecombineerd en gescheiden. Dit principe vond een directe verklaring in het concept van elementen en de vorming of afbraak van verbindingen uit deze elementen [10](#page=10) [11](#page=11). #### 1.2.2 De wet van de meervoudige verhoudingen John Dalton stelde in 1804 de wet van de meervoudige verhoudingen voor. Deze wet generaliseert observaties dat wanneer twee elementen verschillende verbindingen kunnen vormen, de hoeveelheden van het ene element die combineren met een vaste hoeveelheid van het andere, zich tot elkaar verhouden in eenvoudige, gehele getallen [11](#page=11). > **Voorbeeld 1.1:** De oxiden van zwavel Zwavel en zuurstof kunnen twee verschillende oxiden vormen. De massa's zuurstof die reageren met een vaste massa zwavel staan in een verhouding van 2:3 [11](#page=11). #### 1.2.3 Daltons atoomtheorie Dalton postuleerde in 1804 zes principes die de eerste atoomtheorie vormden, gebaseerd op experimentele gegevens [12](#page=12): 1. Alle materie bestaat uit ondeelbare deeltjes, atomen genaamd [12](#page=12). 2. Atomen van hetzelfde element zijn gelijk in vorm en massa, maar verschillen van atomen van andere elementen [12](#page=12). 3. Atomen kunnen niet worden gecreëerd of vernietigd [12](#page=12). 4. Atomen van verschillende elementen kunnen zich combineren in vaste, eenvoudige, gehele verhoudingen om samengestelde atomen te vormen [12](#page=12). 5. Atomen van hetzelfde element kunnen zich in meer dan één verhouding combineren om twee of meer verbindingen te vormen [12](#page=12). 6. Het atoom is de kleinste eenheid van materie die kan deelnemen aan een chemische reactie [13](#page=13). Daltons theorie bood een eerste reeks concrete ideeën over de structuur van materie en koppelde deze aan chemische reacties [13](#page=13). > **Voorbeeld 1.2:** Daltons picturale beschrijving van atomen en moleculen Dalton gebruikte pictogrammen om atomen weer te geven. Zijn voorspelling voor de samenstelling van water (HO) bleek onjuist, maar die van koolstofmonoxide (CO) en koolstofdioxide (CO2) was correct [13](#page=13). ### 1.3 Het ordenen van de elementen #### 1.3.1 Avogadro's hypothese, molecuulformules en relatieve atoommassa's Amadeo Avogadro stelde in 1811 dat gelijke volumes van gasvormige stoffen een gelijk aantal moleculen bevatten. Deze hypothese, die aanvankelijk werd verworpen, werd in 1858 door Stanislao Cannizzaro herformuleerd en gebruikt om moleculaire stoichiometrieën en relatieve atoommassa's te bepalen. Cannizzaro's werk, toegepast op de vorming van water uit waterstof en zuurstof, liet zien dat de bouwstenen van deze gassen diatomische moleculen (H2 en O2) zijn [14](#page=14) [15](#page=15). > **Inzicht 1.1:** Het probleem van overbodige stoichiometrieën Avogadro's principe leidde tot verschillende mogelijke stoichiometrieën. Cannizzaro koos de meest eenvoudige en experimenteel onderbouwde vormen, zoals H2, N2 en O2, als bouwstenen voor gassen [15](#page=15). Met behulp van Avogadro's principe en de wet van Dulong en Petit (over warmtecapaciteit van metalen) stelde Cannizzaro een reeks moleculaire stoichiometrieën en relatieve massa's voor. Rond 1860 beschikten chemici over een lijst van elementen, hun relatieve massa's en een systematisch verband tussen fysische en chemische eigenschappen ontbrak nog [16](#page=16). #### 1.3.2 De Avogadro constante De constante van Avogadro ($N\_A$) vertegenwoordigt het aantal deeltjes (atomen of moleculen) in één mol. Sinds 2017 is deze constante per definitie vastgelegd als $N\_A = 6,02214076 \\times 10^{23} \\text{ mol}^{-1}$. Jean Perrin's bepaling van de Avogadro constante in 1909, gebaseerd op Einsteins theorie van brownse beweging, was cruciaal voor de brede acceptatie van de atoomtheorie [16](#page=16) [17](#page=17). > **Inzicht 1.2:** Schatting van de atoomgrootte Met de Avogadro constante kan de molaire massa van een element worden omgerekend naar het volume dat een enkel atoom inneemt in een kristallijne structuur, wat een redelijke schatting geeft van typische atomaire afmetingen (ongeveer 0,18 nm) [17](#page=17). #### 1.3.3 Het periodiek systeem der elementen Dmitri Mendelejev en Julius Lothar Meyer stelden in 1869-1870 onafhankelijk van elkaar het periodiek systeem voor. Mendelejevs centrale inzicht was om chemische eigenschappen belangrijker te achten dan atoommassa bij het ordenen van de elementen. Hij organiseerde elementen met vergelijkbare chemische eigenschappen in verticale groepen en rangschikte ze horizontaal op atoommassa, waarbij hij lege plekken liet voor nog onbekende elementen. De ontdekking van scandium, gallium en germanium, met massa's dicht bij Mendelejevs voorspellingen, bevestigde zijn systeem. Het systeem gaf echter geen verklaring voor de periodiciteit zelf [18](#page=18) [19](#page=19). ### 1.4 De interne structuur van atomen #### 1.4.1 De eerste stap: de ontdekking van het elektron Joseph J. Thomson ontdekte in 1897 het elektron met behulp van vacuümbuizen. Hij toonde aan dat kathodestralen bestonden uit negatief geladen deeltjes met een constante massa-over-ladingverhouding, ongeacht het gebruikte materiaal. Thomson stelde het 'plum-puddingmodel' voor, waarbij elektronen ingebed waren in een positieve lading [19](#page=19) [20](#page=20). > **Voorbeeld 1.3:** De massa-over-ladingverhouding van het elektron Thomson schatte de massa-over-ladingverhouding van het elektron op ongeveer $10^{-11} \\text{ kg} \\cdot \\text{C}^{-1}$, wat veel kleiner is dan die van het waterstofion, wijzend op de zeer lage massa van het elektron [20](#page=20). #### 1.4.2 De atoomstructuur volgens Rutherford Ernest Rutherford, gebruikmakend van het verstrooiingsexperiment met α-deeltjes door dunne metaalfolies, ontwikkelde in 1911 een nieuw atoommodel. Hij postuleerde dat de positieve lading geconcentreerd is in een kleine, massieve atoomkern, omringd door elektronen. De verstrooiing van α-deeltjes kon worden beschreven door de rutherforddoorsnede, die de hoekafhankelijkheid van de afbuiging verklaarde. Dit model werd vaak vergeleken met een planetaire systeem, met de kern als zon en de elektronen als planeten [21](#page=21) [22](#page=22). > **Inzicht 1.3:** Rutherfords bovengrens voor de grootte van de kern Door de energieomzetting bij frontale botsingen te analyseren, stelde Rutherford een bovengrens voor de grootte van de goudkern vast op $2,7 \\times 10^{-14} \\text{ m}$, wat aanzienlijk kleiner is dan typische atomaire afmetingen [22](#page=22). #### 1.4.3 De ordening van de elementen Henry Moseley's onderzoek naar röntgenemissie (röntgenfluorescentie) toonde aan dat de frequentie van de uitgezonden röntgenlijnen systematisch veranderde met het atoomnummer Z. De wet van Moseley ($Z = a + b\\sqrt{\\nu}$) leidde tot een ordening van de elementen die overeenkwam met het periodiek systeem en maakte het mogelijk het atoomnummer te bepalen, dat correspondeert met de lading van de atoomkern [23](#page=23). #### 1.4.4 Het probleem van isotopen en de ontdekking van het neutron De relatie tussen atoomnummer Z en atoommassa Ar was niet altijd eenvoudig. In 1912 ontdekte Thomson dat neon uit twee soorten atomen met verschillende massa's bestond. Francis Aston bevestigde dit en ontdekte dat veel elementen isotopen zijn: atomen met hetzelfde atoomnummer maar verschillende massagetallen. De ontdekking van het neutron door James Chadwick in 1932, een elektrisch neutraal deeltje met een massa vergelijkbaar met die van het proton, voltooide het atoommodel door de massa van de kern te verklaren zonder extra lading [24](#page=24) [25](#page=25). ### 1.5 Hedendaagse beschrijving van atomen #### 1.5.1 Definitie en symbolen Een **chemisch element** is een soort atomen met hetzelfde aantal protonen in de kern. Een **nuclide** is een soort atoom, gekarakteriseerd door massagetal, atoomnummer en energietoestand. Chemici gebruiken vaak het woord **isotoop** voor een reeks nucliden met hetzelfde atoomnummer maar verschillende massagetallen. Een **atoom** is het kleinste deeltje dat de eigenschappen van een chemisch element vertoont, bestaande uit een kern met lading $Ze$ en $Z$ elektronen. Het **atoomnummer** (Z) is het aantal protonen, en het **massagetal** (A) is het totaal aantal nucleonen (protonen en neutronen) in de kern. De **geünificeerde atomaire massa-eenheid** (u) is gedefinieerd als 1/12 van de massa van een koolstof-12-atoom: $1 \\text{ u} = 1,66053906892 \\times 10^{-27} \\text{ kg}$. De **relatieve atoommassa** ($A\_r$) van een element is het gewogen gemiddelde van de atoommassa's van zijn isotopen, rekening houdend met hun abundantie ($p\_i$): $A\_r(X) = \\sum\_{i} p\_i \\frac{m\_{a,i}(X)}{u}$ [25](#page=25) [26](#page=26). #### 1.5.2 De huidige versie van het periodiek systeem Het hedendaagse periodiek systeem ordent elementen in groepen (verticale kolommen) en perioden (horizontale rijen) op basis van vergelijkbare chemische eigenschappen en toenemende atoomnummers. Groepen worden door de IUPAC genummerd van 1 tot 18. De groepen 3-12 worden aangeduid als d-blok-elementen of transitiemetalen, en de f-blok-elementen als lanthanoïden en actinoïden [26](#page=26) [28](#page=28). * * * # Kwantummechanica en het waterstofatoom Dit topic introduceert de fundamentele principes van kwantummechanica toegepast op het waterstofatoom, beginnend bij de historische ontwikkeling en eindigend met de moderne golfmechanische beschrijving. ### 2.1 Deeltjes en golven Het klassieke beeld van deeltjes, zoals voorgesteld door Newton, beschrijft objecten met massa en een precieze positie en snelheid in de ruimte. Deze deeltjes interageren via krachten, zoals de coulombkracht tussen ladingen, die beschreven kan worden met velden. In tegenstelling hiermee zijn golven, zoals golven op water, zich voortplantende verstoringen die niet gelokaliseerd zijn en energie kunnen overdragen door interferentie. Golven kunnen ook staand zijn, waarbij de lengte van de ruimte hun mogelijke golflengtes beperkt tot discrete waarden. Licht werd oorspronkelijk beschouwd als een elektromagnetische golf, een zich voortplantende verstoring van het elektrische veld die energie transporteert [29](#page=29) [30](#page=30) [31](#page=31) [33](#page=33) [34](#page=34). ### 2.2 Atomen en licht hebben onverwachte eigenschappen Het planetaire model van Rutherford had een inherente instabiliteit, aangezien elektronen die rond de kern draaien voortdurend energie zouden verliezen door straling, wat leidt tot het instorten van de banen. Max Planck introduceerde in 1900 het concept van energiekwantisatie, waarbij de energie van elektromagnetische straling wordt overgedragen in discrete eenheden, kwanta genaamd, evenredig aan de frequentie van de straling: $\\varepsilon = h\\nu$. Deze constante $h$ staat bekend als de constante van Planck: $h = 6,62607015 \\times 10^{-34} , \\text{J}\\cdot\\text{s}$. Dit idee verklaarde de emissiespectra van objecten zoals de zon en leidde tot de opvatting van licht als fotonen, energiedragers van elektromagnetische straling [36](#page=36) [37](#page=37). Johann Balmer ontdekte dat waterstofatomen licht uitzenden bij specifieke golflengten, wat resulteerde in lijnspectra. De golflengte van deze lijnen kon worden beschreven met de rydbergformule: $h\\nu\_{n,m} = (\\frac{1}{m^2} - \\frac{1}{n^2})R\_y$, waarbij $R\_y$ de rydbergconstante is ($13,605693122990 , \\text{eV}$). Dit suggereerde dat elektronen in atomen slechts discrete energietoestanden kunnen innemen. Het franck-hertz-experiment in 1914 toonde aan dat elektronen bij botsingen met atomen slechts discrete hoeveelheden energie konden overdragen, wat de bestaande modellen verder uitdaagde [38](#page=38) [39](#page=39) [40](#page=40) [41](#page=41). #### 2.2.1 Deeltje-golfdualiteit volgens de Broglie Louis de Broglie stelde in 1924 voor dat deeltjes die bewegen met impuls $p$ een golflengte $\\lambda$ hebben, gerelateerd door $\\lambda = \\frac{h}{p} = \\frac{h}{mv}$. Dit concept van deeltje-golfdualiteit werd experimenteel bevestigd door de diffractie van elektronen [42](#page=42). ### 2.3 Het atoommodel van Bohr Het atoommodel van Bohr combineerde klassieke mechanica met het idee van kwantisatie om het waterstofatoom te beschrijven. Bohr nam aan dat elektronen zich in stabiele, cirkelvormige banen rond de kern bevinden, waarbij de coulombkracht de middelpuntzoekende kracht levert. De energie van een elektron in een stabiele baan kon worden uitgedrukt als $\\varepsilon\_n = - \\frac{mee^4}{32\\pi^2\\varepsilon\_0^2 h^2} \\frac{1}{n^2}$. Deze formule leverde discrete energieniveaus op die overeenkwamen met de waargenomen lijnspectra. De straal van deze banen, de bohrstraal $a\_0$, is $\\frac{\\varepsilon\_0h^2}{\\pi e^2m\_e}$. Het model kon echter de spectra van atomen met meerdere elektronen niet verklaren en was intern inconsistent wat betreft het golfkarakter van elektronen [43](#page=43) [44](#page=44) [45](#page=45). ### 2.4 Golfmechanica en het waterstofatoom De golfmechanica, ontwikkeld door Erwin Schrödinger en anderen, beschrijft elektronen als golven, wat beter aansluit bij de waargenomen eigenschappen dan het deeltjesmodel. De centrale vergelijking is de schrödingervergelijking: $-\\frac{\\hbar^2}{2m\_e}\\nabla^2\\psi(\\mathbf{r}) + V(\\mathbf{r})\\psi(\\mathbf{r}) = \\varepsilon\\psi(\\mathbf{r})$ [49](#page=49). #### 2.4.1 De schrödingervergelijking De schrödingervergelijking beschrijft de staande golven van elektronen, waarbij $\\psi(\\mathbf{r})$ de golffunctie is, $V(\\mathbf{r})$ de potentiële energie, $\\varepsilon$ de energie van het elektron, en $\\nabla^2$ de laplaciaan operator. De oplossingen van deze vergelijking, de eigenfuncties en eigenwaarden, vertegenwoordigen de stabiele toestanden van het elektron en hun bijbehorende energieën [49](#page=49). #### 2.4.2 Het elektron-in-een-doos-model Dit model behandelt een elektron dat opgesloten is in een eendimensionale doos, wat leidt tot discrete energieniveaus $\\varepsilon\_n = \\frac{\\hbar^2\\pi^2}{2ma^2}n^2$. Dit illustreert het principe van kwantumopsluiting, waarbij de energie van het deeltje toeneemt naarmate de doos kleiner wordt [51](#page=51) [52](#page=52). #### 2.4.3 De betekenis van de golffunctie De golffunctie $\\psi(\\mathbf{r})$ zelf heeft geen directe fysieke betekenis, maar het kwadraat van de modulus $|\\psi(\\mathbf{r})|^2$ vertegenwoordigt de kansdichtheid om het elektron op een bepaalde locatie aan te treffen. Genormaliseerde golffuncties voldoen aan de eis dat de totale kans om het elektron ergens aan te treffen gelijk is aan één [54](#page=54) [55](#page=55). #### 2.4.4 Het waterstofatoom De schrödingervergelijking voor het waterstofatoom, rekening houdend met de coulombinteractie tussen het elektron en het proton ($V(r) = -\\frac{Ze^2}{4\\pi\\varepsilon\_0|r|}$), wordt opgelost in bolcoördinaten (r, $\\theta$, $\\phi$). De oplossingen zijn golffuncties die worden gekarakteriseerd door drie kwantumgetallen: het hoofdkwantumgetal ($n$), het nevenkwantumgetal ($l$), en het magnetisch kwantumgetal ($m\_l$). De energieniveaus worden bepaald door het hoofdkwantumgetal $n$: $\\varepsilon\_n = - \\frac{Z^2m\_e e^4}{32\\pi^2\\varepsilon\_0^2 \\hbar^2} \\frac{1}{n^2}$. Verschillende toestanden met hetzelfde hoofdkwantumgetal maar verschillende $l$ en $m\_l$ waarden kunnen dezelfde energie hebben (ontaarding). De golffuncties worden gesplitst in een radiaal deel ($R\_{n,l}(r)$) en een angulair deel (sferische harmonieken $Y\_{l,m\_l}(\\theta,\\phi)$). De orbitalen, zoals $1s$, $2p$, en $3d$, beschrijven de ruimtelijke verdeling van de waarschijnlijkheid om het elektron aan te treffen en worden weergegeven met behulp van contourplots of oppervlakteplots [57](#page=57) [58](#page=58) [59](#page=59) [60](#page=60) [65](#page=65) [66](#page=66). * * * # Meerdere elektronen in atomen en periodieke eigenschappen Dit topic verkent atomen met meerdere elektronen, het opvullen van orbitalen, het pauliprincipe, spin, elektronenconfiguraties, de regel van Hund en de effectieve lading, en verbindt deze concepten met periodieke eigenschappen zoals ionisatie-energie en elektronaffiniteit. ### 3.1 Periodieke eigenschappen van de elementen Periodieke eigenschappen van elementen zoals ionisatie-energie en elektronaffiniteit kunnen verklaard worden door de elektronische structuur van atomen [69](#page=69). #### 3.1.1 Ionisatie-energie Ionisatie is het proces waarbij een elektron uit een gasvormig atoom wordt verwijderd, wat resulteert in een positief geladen kation. De ionisatie-energie ($I\_A$) is de energie die nodig is om dit proces te voltooien, waarbij het kation en het elektron zich op oneindige afstand van elkaar bevinden [69](#page=69). * **Trend in het periodiek systeem:** De ionisatie-energie vertoont een periodiek patroon, waarbij deze geleidelijk toeneemt binnen een periode en piekt bij de edelgassen. Alkalimetalen aan het begin van een periode hebben de laagste ionisatie-energie [69](#page=69). * **Tweede ionisatie-energie:** De energie die nodig is om een tweede elektron te verwijderen ($A^+ \\rightarrow A^{2+} + e^-$) is aanzienlijk hoger dan de eerste ionisatie-energie, maar vertoont vergelijkbare periodieke trends. De maximale waarden komen nu echter overeen met alkalimetalen in plaats van edelgassen. Dit suggereert dat ionisatie-energieën meer gerelateerd zijn aan het aantal elektronen dan aan het atoomnummer [70](#page=70). #### 3.1.2 Elektronaffiniteit Elektronaffiniteit ($E\_{ea,A}$) is de energie die vrijkomt wanneer een extra elektron aan een element wordt toegevoegd ($A + e^- \\rightarrow A^-$) [70](#page=70). * **Trend in het periodiek systeem:** De elektronaffiniteit toont eveneens terugkerende trends. Maximale waarden worden bereikt bij de halogenen (groep 17), terwijl edelgassen de meest negatieve elektronaffiniteiten hebben. Dit is het tegenovergestelde van ionisatie-energie [71](#page=71). * **Stabiliteit:** De elektronaffiniteit is het hoogst wanneer de toevoeging van een elektron leidt tot een stabiele elektronenconfiguratie, zoals die van edelgassen [71](#page=71). #### 3.1.3 Röntgen fluorescentie De energie van röntgenemissielijnen, zoals de K-rand, neemt systematisch toe met het atoomnummer zonder terugkerend gedrag. Dit komt doordat de energie van orbitalen afneemt met toenemend atoomnummer volgens een $Z^2$\-afhankelijkheid, zonder periodieke variaties [72](#page=72). ### 3.2 Kwantumsystemen met meerdere elektronen Het beschrijven van systemen met meerdere elektronen introduceert complexiteit vanwege de elektron-elektronafstoting, wat analytische oplossingen voor de Schrödingervergelijking bemoeilijkt [73](#page=73). #### 3.2.1 De onafhankelijke elektronenbenadering In de onafhankelijke elektronenbenadering wordt de elektron-elektronafstoting verwaarloosd, waardoor de meer-elektronengolffunctie kan worden geschreven als een product van één-elektronengolffuncties (orbitalen). De totale energie is de som van de individuele orbitaalenergieën [73](#page=73) [74](#page=74). * **Twee elektronen in een doos:** Voor twee elektronen in een doos wordt de golffunctie gegeven door $\\Psi\_{n,m}(x\_1,x\_2) = \\frac{2}{a} \\sin\\left(\\frac{n\\pi}{a}x\_1\\right)\\sin\\left(\\frac{m\\pi}{a}x\_2\\right)$ met energie $E\_{n,m} = \\frac{\\hbar^2\\pi^2}{2ma^2}(n^2 + m^2)$ [74](#page=74) [75](#page=75). * **Representatie van toestanden:** Meer-elektronentoestanden kunnen worden weergegeven door elektronen toe te wijzen aan één-elektronenergieniveaus [75](#page=75). #### 3.2.2 Het heliumatoom Het heliumatoom met twee elektronen en een kernlading van $+2e$ vormt een complex kwantumsysteem [76](#page=76). * **Ongepaarde elektronenbenadering voor He:** Door de elektron-elektroninteractie te negeren, worden de één-elektrongolffuncties waterstofachtige orbitalen met $Z=2$. De grondtoestand wordt beschreven door twee elektronen in het 1s-orbitaal: $\\Psi\_{He,0}(r\_1,r\_2) = \\psi\_{1s}(r\_1)\\psi\_{1s}(r\_2) = \\frac{8}{\\pi a\_0^3} e^{-\\frac{2}{a\_0}(r\_1+r\_2)}$ [76](#page=76). * **Schattingsenergie:** De geschatte grondtoestandenergie van He zonder elektron-elektronafstoting is $-8$ Ry. Met correctie voor elektron-elektronafstoting wordt dit $-74,8$ eV, wat redelijk dicht bij de werkelijke waarde van $-79,0$ eV ligt [76](#page=76) [77](#page=77). * **Elektronenconfiguratief notatie:** Grondtoestanden worden genoteerd met het aantal elektronen in elk orbitaal als superscript, bv. $1s^2$ voor He [78](#page=78). * **Opgheven van ontaarding:** In meer-elektronenatomen, zoals He, wordt de ontaarding van orbitalen binnen dezelfde schil opgeheven, wat leidt tot verschillende energieniveaus voor bijvoorbeeld 1s2s en 1s2p configuraties [78](#page=78). #### 3.2.3 Pauliprincipe en elektronenononderscheidbaarheid Elektronen zijn ononderscheidbaar, wat betekent dat de meer-elektronengolffunctie niet mag veranderen bij het verwisselen van elektronenlabels. Golffuncties moeten symmetrisch of antisymmetrisch zijn [79](#page=79). * **Symmetrische en antisymmetrische combinaties:** Voor twee elektronen kunnen symmetrische ($\\Psi^+ = \\frac{1}{\\sqrt{2}}(\\Psi\_1 + \\Psi\_2)$) en antisymmetrische ($\\Psi^- = \\frac{1}{\\sqrt{2}}(\\Psi\_1 - \\Psi\_2)$) golffuncties worden gevormd [80](#page=80). * **Het pauliprincipe:** Pauli postuleerde dat enkel antisymmetrische golffuncties fysisch relevant zijn voor elektronen. Dit principe is cruciaal voor het begrijpen van elektronenconfiguraties en de chemie [81](#page=81). * **Spin:** Elektronen bezitten spin, een intrinsieke eigenschap die zich gedraagt als een kleine magneet. De spin kan twee waarden aannemen: spin up ($\\uparrow$ of $\\alpha$) en spin down ($\\downarrow$ of $\\beta$). Een orbitaal kan maximaal twee elektronen met tegengestelde spin bevatten [81](#page=81) [82](#page=82). * **Spinparen:** Het pauliprincipe en spinparen verklaren waarom een 1s$^2$\-configuratie voor He mogelijk is, terwijl een 1s$^3$\-configuratie voor Li niet kan bestaan. Het vormen van een antisymmetrische golffunctie voor twee elektronen in hetzelfde orbitaal vereist tegengestelde spins [82](#page=82). * **Determinanten:** Antisymmetrische meer-elektronengolffuncties kunnen geconstrueerd worden met behulp van Slater-determinanten [83](#page=83). #### 3.2.4 Elektronenconfiguraties van atomen De opbouw van elektronenconfiguraties volgt specifieke principes: * **Orbitaalenergieën:** De energie van orbitalen daalt met toenemend atoomnummer. De volgorde van orbitalen wordt bepaald door de $n+l$\-regel, waarbij subschillen met een lagere $n+l$\-waarde en bij gelijke $n+l$ de lagere $n$\-waarde de laagste energie hebben [84](#page=84). * **Aufbau-principe:** Elektronen worden toegewezen aan orbitalen in volgorde van toenemende energie, waarbij elke subschil maximaal twee spin-gepaarde elektronen kan bevatten [85](#page=85). * **Regel van Hund:** Ontaarde orbitalen worden gevuld op een manier die de spin-uitlijning maximaliseert. Dit betekent dat elektronen individuele orbitalen binnen een subschil bezetten voordat paring optreedt, om de coulomb-afstoting te minimaliseren [86-87](#page=86-87) [86](#page=86). * **Effectieve lading:** De kernlading die een elektron 'voelt', wordt beïnvloed door de afscherming van andere elektronen, resulterend in een effectieve lading ($Z\_{eff}$) [87-88](#page=87-88). Dit verklaart waarom orbitaalenergieën in meer-elektronenatomen niet simpelweg schalen met $Z^2/n^2$ [87](#page=87). ### 3.3 Periodieke eigenschappen van de elementen herbekeken De principes van elektronenconfiguraties, spin en het pauliprincipe verklaren de periodieke trends in ionisatie-energie en elektronaffiniteit [88](#page=88). * **Ionisatie-energie en elektronaffiniteit:** De stabiliteit van de $ns^2np^6$\-configuratie van edelgassen leidt tot hoge ionisatie-energieën en de laagste elektronaffiniteiten. Alkalimetalen met een enkel $ns^1$\-elektron hebben lage ionisatie-energieën, terwijl halogenen met een $ns^2np^5$\-configuratie hoge elektronaffiniteiten hebben. Gevulde $ns$\-subschillen (bv. bij Be, Mg) en $nd^{10}$\-subschillen (bv. bij Zn) leiden ook tot specifieke ionisatie-energie- en elektronaffiniteitstrends [88-89](#page=88-89) [88](#page=88). * **Spinparing en stabiliteit:** De verminderde stabiliteit van elektronenparen (zoals bij zuurstof met een $s^2p^4$\-configuratie) verklaart subtiele variaties in ionisatie-energie en elektronaffiniteit, zoals een lichte daling na een maximum [89](#page=89). * **Röntgenemissielijnen:** De afwezigheid van periodieke trends in röntgenemissielijnen wordt verklaard door de systematische toename van de energie van orbitalen met toenemend atoomnummer, zonder terugkerende patronen [89](#page=89). * * * # Chemische binding en moleculaire structuren (vroege modellen) Dit topic verkent de vroege concepten en modellen die werden ontwikkeld om chemische bindingen en moleculaire structuren te verklaren, beginnend met de intuïties van Gilbert Lewis en Irving Langmuir. ### 4.1 Elektronenconfiguraties van atomen De elektronenconfiguraties van atomen met meerdere elektronen worden bepaald door het opvullen van atomaire orbitalen volgens toenemende energie [83](#page=83). #### 4.1.1 De orbitaalenergieën Bij atomen met meerdere elektronen wordt de ontaarding van orbitalen binnen een schil opgeheven door verschillen in elektron-elektroninteracties. De volgorde van orbitaalenergieën voor de eerste 20 elementen is weergegeven in Figuur 4.12. De algemene regel hiervoor is de $n+l$\-regel: subschillen met een lagere $n+l$\-waarde hebben een lagere energie. Bij gelijke $n+l$\-waarden heeft de subschil met de laagste $n$\-waarde de laagste energie. Deze volgorde wordt samengevat in de aufbau-volgorde (Figuur 4.13) [84](#page=84) [85](#page=85). #### 4.1.2 Het aufbau-principe Elektronen worden toegewezen aan subschillen in volgorde van toenemende energie volgens de aufbau-volgorde. Het maximale aantal elektronen per subschil is $2(2l+1)$, rekening houdend met $2l+1$ orbitalen en twee spin-gepaarde elektronen per orbitaal. Er zijn echter uitzonderingen op de opbau-volgorde, vooral voor elementen met gedeeltelijk gevulde d- of f-subschillen [85](#page=85). #### 4.1.3 Regel van Hund bij opvullen van ontaarde orbitalen De regel van Hund stelt dat ontaarde orbitalen zodanig worden gevuld dat de spinuitlijning wordt gemaximaliseerd. Dit leidt tot een lagere energie omdat elektronen met parallelle spins ruimtelijk verder van elkaar verwijderd zijn, wat de onderlinge coulomb-afstoting vermindert [86](#page=86) [87](#page=87). #### 4.1.4 De effectieve lading De effectieve lading ($Z\_{eff}$) wordt gebruikt om de aantrekkingskracht van de kern op een valentie-elektron te beschrijven, rekening houdend met de afscherming door kernelektronen. Voor de 2s-orbitaal van Li en 3s-orbitaal van Na is $Z\_{eff}$ ongeveer 1,3 [87](#page=87). ### 4.2 Periodeke eigenschappen van de elementen herbekeken #### 4.2.1 Ionisatie-energie en elektronaaniteit Trends in ionisatie-energie en elektronaaniteit kunnen worden verklaard aan de hand van de elektronenstructuur. De stabiliteit van de $ns^2np^6$ configuratie van edelgassen verklaart hoge ionisatie-energieën en lage elektronaaniteiten [88](#page=88). #### 4.2.2 Meer kenmerken van het pauliprincipe Variaties in ionisatie-energie en elektronaaniteit binnen periodes, zoals de daling bij zuurstof en zwavel, kunnen worden toegeschreven aan de verminderde stabiliteit van elektronenparen in gedeeltelijk gevulde p-orbitalen door coulomb-afstoting [89](#page=89). #### 4.2.3 Röntgenemissielijnen De energie van K-rand röntgenemissielijnen neemt systematisch toe met het atoomnummer, zonder periodieke trends, omdat de energie van de 1s-orbitaal afneemt met toenemend atoomnummer [89](#page=89). ### 4.3 Moleculen, vroege chemische modellen Dit hoofdstuk onderzoekt de vroege modellen van chemische bindingen en moleculaire structuren, met de nadruk op de concepten van oxidatiegetallen en Lewisstructuren [92](#page=92). #### 4.3.1 Voorstellingen van moleculen Moleculen kunnen op verschillende manieren worden voorgesteld, van eenvoudige tweedimensionale structuurformules tot meer gedetailleerde driedimensionale modellen zoals bol-en-stokmodellen en ruimtevullende modellen [92](#page=92). #### 4.3.2 Diatomische moleculen, bindingsafstanden en bindingsenergieën Diatomische moleculen bestaan uit twee atomen en worden gekenmerkt door een specifieke bindingsafstand en bindingsenergie. De bindingssterkte van CO is met 1076 kJ·mol⁻¹ de hoogste onder de getoonde diatomische moleculen [93](#page=93). #### 4.3.3 Verbindingen met waterstof: stoichiometrie en structuur Polyatomische moleculen hebben een specifieke moleculaire structuur (ruimtelijke rangschikking van atoomkernen). De stoichiometrie en structuur van deze moleculen, zoals de tetraëdrische structuur van methaan (CH₄) en de gebogen structuur van water (H₂O), zijn belangrijke kenmerken die een theorie van chemische binding moet kunnen verklaren [94](#page=94). #### 4.3.4 De structuur van eenvoudige koolwaterstoffen Koolwaterstoffen vertonen diverse structuren, afhankelijk van het aantal koolstofatomen en de aanwezigheid van enkelvoudige, dubbele of drievoudige bindingen. Ethaan heeft een tetraëdrische coördinatie rond koolstof, etheen is vlak en ethyn is lineair [95](#page=95). #### 4.3.5 Polarisering Polariteit ontstaat door ongelijke verdeling van ladingen in een molecuul, wat resulteert in een dipoolmoment. Dit hangt af van de polariteit van de bindingen en de symmetrie van het molecuul. Moleculen met een netto dipoolmoment, zoals NH₃ en H₂O, zijn polair, terwijl moleculen zonder netto dipoolmoment, zoals BeH₂, apolair zijn [96](#page=96). #### 4.3.6 Hebben chemische bindingen vaste eigenschappen? De dissociatie-energie en bindingslengte van chemische bindingen zijn niet constant, maar variëren afhankelijk van de moleculaire omgeving. Dit suggereert dat chemische bindingen als fundamentele eenheden met vaste eigenschappen een vereenvoudiging zijn [97](#page=97). #### 4.3.7 Bindingsorde De bindingsorde, die het aantal elektronenparen tussen twee atomen aangeeft (enkelvoudig, dubbel, drievoudig), correleert met de bindingssterkte en bindingslengte. Hogere bindingsordes leiden tot sterkere en kortere bindingen [98](#page=98). ### 4.4 Elektronegativiteit #### 4.4.1 Het concept elektronegativiteit Elektronegativiteit (χ) is het vermogen van een atoom om elektronen aan te trekken wanneer het deel uitmaakt van een molecuul. Het is een kwantificering van de affiniteit van een atoom voor elektronen [98](#page=98). #### 4.4.2 De Pauling-elektronegativiteit Linus Pauling ontwikkelde een schaal voor elektronegativiteit door de dissociatie-energie van diatomische verbindingen te analyseren en deze op te splitsen in covalente en ionische bijdragen. De extra ionische energie wordt gegeven door $E\_{AB,ex} = 125(\\chi\_A - \\chi\_B)^2$ kJ·mol⁻¹. Een groter verschil in elektronegativiteit leidt tot een grotere ionische bijdrage aan de binding. De meest elektronegatieve elementen bevinden zich rechtsboven in het periodiek systeem (bv. F, O), terwijl de minst elektronegatieve zich linksonder bevinden (bv. Cs, Rb) [100](#page=100) [99](#page=99). #### 4.4.3 Elektronegativiteit en moleculaire eigenschappen Verschillen in elektronegativiteit bepalen de polariteit van bindingen. Een groter verschil zorgt voor een sterkere verschuiving van lading naar het meest elektronegatieve atoom . ### 4.5 Oxidatiegetallen #### 4.5.1 Moleculaire stoichiometrie en de elektronische structuur van atomen Oxidatiegetallen geven het aantal elektronen aan dat een atoom in een verbinding afstaat of opneemt om een stabiele elektronenconfiguratie te bereiken (vaak een octet). Positieve oxidatiegetallen duiden op afgestane elektronen, negatieve op opgenomen elektronen. Dit concept is nauw verbonden met de octetregel . #### 4.5.2 Oxidatiegetallen en chemische reacties Oxidatiegetallen zijn essentieel voor het beschrijven van oxidatie-reductiereacties (redoxreacties). Een stijging van het oxidatiegetal duidt op oxidatie (verlies van elektronen), terwijl een daling duidt op reductie (opname van elektronen) . ### 4.6 De octetregel, een eerste ordeningsprincipe #### 4.6.1 Kernelektronen en valentie-elektronen Bij hoofdgroepelementen worden kernelektronen onderscheiden van valentie-elektronen. Alleen de valentie-elektronen zijn betrokken bij chemische bindingen . #### 4.6.2 De octetregel De octetregel stelt dat hoofdgroepelementen de neiging hebben om te binden op een manier waarbij elk atoom acht valentie-elektronen in zijn valentieschil heeft. Dit principe verklaart de stoichiometrie van veel polaire en apolaire verbindingen. Lewis visualiseerde dit met punten die valentie-elektronen voorstellen, terwijl Langmuir stelde dat twee atomen 1, 2 of 3 elektronenparen gemeenschappelijk kunnen houden, wat overeenkomt met de bindingsorde . ### 4.7 Lewisstructuren van moleculen #### 4.7.1 Van de octetregel naar Lewisstructuren Lewisstructuren zijn een grafische weergave van moleculen, gebaseerd op de octetregel, waarbij elektronenparen als lijnen worden voorgesteld. Waterstof streeft naar een doublet (2 elektronen) in plaats van een octet . #### 4.7.2 Lewisstructuren tekenen Het tekenen van Lewisstructuren volgt een stapsgewijze procedure die het totale aantal valentie-elektronen, het benodigde aantal elektronen voor octetten, het aantal te delen elektronenparen en het aantal vrije elektronenparen omvat. Het bepalen van de moleculaire opstelling van atomen is vaak het moeilijkste deel . #### 4.7.3 Omgaan met ambiguïteit: formele ladingen Wanneer meerdere Lewisstructuren mogelijk zijn, wordt de structuur met de laagste formele ladingen verkozen. De formele lading wordt berekend als: (valentie-elektronen van neutraal atoom) - (vrije elektronen) - (aantal bindingen). Tabel 5.2 toont het voorkeursaantal bindingen voor elementen uit groep 14-17 om een formele lading van nul te verkrijgen . #### 4.7.4 Omgaan met ambiguïteit: resonantiestructuren Wanneer meerdere equivalente Lewisstructuren mogelijk zijn die niet te onderscheiden zijn door formele ladingen, worden deze aangeduid als resonantiestructuren. De werkelijke structuur is een superpositie van deze vormen, wat leidt tot een gemiddelde bindingslengte en verhoogde stabiliteit (resonantie-energie), zoals bij ozon, formiaat en benzeen . #### 4.7.5 Uitzondering: radicalen, onvolledige en uitgebreide valentieschillen De octetregel kent uitzonderingen, zoals moleculen met een oneven aantal valentie-elektronen (radicalen, bv. NO, NO₂), verbindingen met onvolledige valentieschillen (bv. BH₃), en verbindingen met uitgebreide valentieschillen (bv. SO₄²⁻, SF₆) waarbij d-orbitalen betrokken zijn . ### 4.8 Een kritische evaluatie van de vroege modellen #### 4.8.1 Sterktes en beperkingen van de chemische benadering De vroege chemische modellen, zoals de octetregel, boden een nuttig raamwerk voor het verklaren van stoichiometrie en binding, maar misten een fundamentele basis in de atoomtheorie en konden geen kwantitatieve voorspellingen doen over bindingssterkte of moleculaire structuur . #### 4.8.2 Wat is de structuur? Lewisstructuren bieden geen richtlijnen voor de ruimtelijke opstelling van atomen, waardoor de moleculaire structuur onduidelijk blijft . #### 4.8.3 Waar zijn de getallen? De octetregel biedt weinig tot geen inzicht in de kwantitatieve aspecten van chemische bindingen, zoals bindingssterkte en -lengte . #### 4.8.4 Vereisen chemische bindingen gedeelde elektronenparen? Voorbeelden zoals het H₂⁺-kation tonen aan dat chemische bindingen niet noodzakelijkerwijs gebaseerd zijn op gedeelde elektronenparen, wat de octetregel en Lewisstructuren als fundamenteel onvolledig bestempelt . #### 4.8.5 Hoe omgaan met meerdere resonantiestructuren? Het concept van resonantiestructuren, hoewel nuttig, kan leiden tot ambiguïteit en een gebrek aan kwantitatieve voorspellingen. De resonantie-energie, zoals waargenomen in benzeen, benadrukt de extra stabiliteit die voortkomt uit de superpositie van resonantiestructuren . * * * # Moleculaire orbitalen en de twee-elektronbinding Dit topic introduceert de moleculaire orbitaaltheorie en de kwantummechanische benadering van chemische binding, beginnend met een analyse van de twee-elektronenbinding in diatomische moleculen zoals H2 en H+2, en breidt dit uit naar polaire bindingen in moleculen zoals LiH . ### 5.1 Vroege modellen van chemische binding #### 5.1.1 Lewisstructuren en de octetregel Lewisstructuren, geïntroduceerd door Gilbert Lewis, zijn een schematische weergave van moleculen waarbij valentie-elektronenparen worden voorgesteld als lijnen of stippen. Het centrale idee is dat atomen in moleculen een octet van elektronen nastreven, met uitzondering van waterstof, dat een doublet (twee elektronen) nastreeft, vergelijkbaar met helium . #### 5.1.2 Het tekenen van Lewisstructuren Het proces om Lewisstructuren te tekenen volgt een reeks stappen: 1. Bepaal het totale aantal valentie-elektronen (E) in het molecuul . 2. Bepaal het aantal elektronen (N) dat nodig is voor elk atoom om een octet (of doublet voor H) te bereiken . 3. Bereken het aantal te delen elektronenparen (P) met de formule $P = (N - E) / 2$ . 4. Bereken het aantal vrije elektronenparen (L) met de formule $L = (E - 2P) / 2$ . 5. Schik de atomen rond een centraal atoom, wat vaak het meest uitdagende deel is . 6. Teken enkelvoudige bindingen tussen het centrale atoom en de omringende atomen . 7. Gebruik de resterende elektronenparen om meervoudige bindingen te vormen en voeg vrije elektronenparen toe om elk atoom een octet te geven . **Voorbeeld 5.3: De Lewisstructuur van C2Cl4** Voor C2Cl4 is E = 2 + 4 = 36 valentie-elektronen. N = 6 = 48 benodigde elektronen. P = (48-36)/2 = 6 gedeelde elektronenparen. L = (36 - 2\*6)/2 = 12 vrije elektronenparen. De structuur heeft een dubbele binding tussen de koolstofatomen en elk chloormatoom heeft drie vrije elektronenparen [4](#page=4) [7](#page=7) [8](#page=8). #### 5.1.3 Omgaan met ambiguïteit: formele ladingen Wanneer meerdere Lewisstructuren mogelijk zijn, worden formele ladingen gebruikt om de meest stabiele structuur te bepalen. De formele lading van een atoom is het aantal valentie-elektronen van het neutrale atoom min het aantal elektronen in de Lewisstructuur dat aan dat atoom toebehoort (twee voor elk vrij paar en één voor elke binding). Structuren met hogere formele ladingen zijn doorgaans energetisch ongunstiger. Tabel 5.2 toont het voorkeursaantal gedeelde elektronenparen voor elementen uit groep 14-17 om een formele lading van nul te verkrijgen . #### 5.1.4 Omgaan met ambiguïteit: resonantiestructuren Als formele ladingen ambiguïteit niet volledig oplossen, worden resonantiestructuren gebruikt. Dit zijn meerdere equivalente Lewisstructuren die een molecuul kunnen beschrijven. De werkelijke structuur wordt beschouwd als een superpositie van deze resonantiestructuren. De dubbele pijl (↔) wordt gebruikt om resonantiestructuren te verbinden . **Voorbeeld: Ozon (O3)** Ozon kan worden weergegeven met twee resonantiestructuren: een dubbele binding aan de ene kant en een enkele binding aan de andere, of omgekeerd. Experimenteel blijken de O-O bindingen van gelijke lengte te zijn, wat geen van beide Lewisstructuren afzonderlijk correct beschrijft . #### 5.1.5 Uitzonderingen: radicalen, onvolledige en uitgebreide valentieschillen De octetregel kent uitzonderingen: * **Radicalen:** Moleculen met een oneven aantal valentie-elektronen, zoals NO en NO2, kunnen nooit alle atomen een octet geven . * **Onvolledige valentieschillen:** Atomen, zoals boor in BH3, kunnen minder dan een octet hebben . * **Uitgebreide valentieschillen:** Elementen in de derde periode en daaronder, zoals zwavel in SO4^2-, kunnen meer dan acht valentie-elektronen bevatten door het gebruik van d-orbitalen . ### 5.2 Kwantummechanische benadering van chemische binding De kwantumchemie biedt een meer fundamentele beschrijving van chemische binding . #### 5.2.1 Balans tussen complexiteit en begrip Het oplossen van de Schrödingervergelijking voor moleculen is complex en vereist vaak benaderende methoden. De gebruikte benaderingen zoeken een balans tussen nauwkeurigheid en begrijpelijkheid, vaak door aan te sluiten bij historische ontwikkelingen in de kwantumchemie . #### 5.2.2 De Born-Oppenheimerbenadering Deze benadering stelt dat de kernen, die veel zwaarder zijn dan elektronen, als stilstaand kunnen worden beschouwd. Dit vereenvoudigt de Schrödingervergelijking tot een elektronische Schrödingervergelijking voor een vaste kernconfiguratie. Dit leidt tot moleculaire energiediagrammen die de grondtoestandsenergie als functie van de internucleaire afstand weergeven, waaruit bindingslengte en dissociatie-energie kunnen worden afgeleid . #### 5.2.3 Eerst toestanden, daarna energieën De methode omvat het opstellen van voorlopige moleculaire toestanden, vaak door combinaties van atomaire orbitalen, gevolgd door de berekening van de energie van deze toestanden met behulp van de Schrödinger-vergelijking. De energie $E$ van een toestand $\\Psi$ wordt gegeven door : $$ E = \\int \\Psi(\\mathbf{r}) \\hat{H} \\Psi(\\mathbf{r}) dV $$ . #### 5.2.4 Moleculaire toestanden versus moleculaire orbitalen Twee benaderingen bestaan: valentiebindtheorie (VBT), die moleculaire toestanden direct construeert op basis van Lewisstructuren, en molecuulorbitaaltheorie (MO), die moleculaire toestanden opbouwt uit moleculaire orbitalen. Dit document gebruikt voornamelijk de VBT in hoofdstuk 6 en 7, en de MO-theorie in hoofdstuk 8 . ### 5.3 De twee-elektronbinding in H2 #### 5.3.1 Een eerste poging: de quasi-klassieke toestand voor H2 De Heitler-London benadering beschouwt de Lewisstructuur van H2 als een representatie van een moleculaire toestand. De quasi-klassieke toestand (ΨQC) wordt beschreven door de golffunctie: $$ \\Psi\_{QC}(\\mathbf{r}\_1,\\mathbf{r}\_2) = \\frac{1}{\\sqrt{2}} \\begin{vmatrix} \\psi{1s,A}(\\mathbf{r}\_1)\\alpha\_1 & \\psi{1s,B}(\\mathbf{r}\_1)\\beta\_1 \\ \\psi{1s,A}(\\mathbf{r}\_2)\\alpha\_2 & \\psi{1s,B}(\\mathbf{r}\_2)\\beta\_2 \\end{vmatrix} $$ . Dit resulteert in een energie die slechts ongeveer 10% van de experimentele dissociatie-energie bedraagt, wat wijst op de beperking van deze benadering . #### 5.3.2 Een tweede poging: de Heitler-London toestand voor H2 Heitler en London stelden voor dat de werkelijke toestand een superpositie is van twee quasi-klassieke toestanden, wat leidt tot de Heitler-London toestand (ΨHL): $$ \\Psi\_{HL} = \\frac{1}{\\sqrt{2(1+S^2)}} \\left( \\begin{vmatrix} H\_{A,1s} & \\bar{H}\_{B,1s} \\end{vmatrix} + \\begin{vmatrix} H{B,1s} & \\bar{H}\_{A,1s} \\end{vmatrix} \\right) $$ . Hier is $S$ de orbitaaloverlap. Deze superpositie introduceert de uitwisselingsenergie $K$, die de bindingssterkte significant verhoogt. De energie van de Heitler-London toestand geeft ongeveer 75% van de experimentele bindingsenergie weer en een bindingslengte die dicht bij de experimentele waarde ligt . De ladingdichtheid van de Heitler-London toestand toont ophoping van lading in het internucleaire gebied, kenmerkend voor een bindende $\\sigma$\-binding . #### 5.3.3 De triplettoestanden Naast de bindende Heitler-London toestand (singlet), bestaan er ook antibindende triplettoestanden (ΨT,1, ΨT,0, ΨT,-1). Deze toestanden destabiliseren de binding en leiden tot dissociatie bij toenemende afstand. De ladingdichtheid van triplettoestanden toont een vermindering van lading in het internucleaire gebied . ### 5.4 De polaire binding #### 5.4.1 De ionische toestand van LiH Voor LiH kan een ionische toestand worden beschouwd, waarbij een elektron van Li naar H wordt overgedragen, wat resulteert in Li$^+$ en H$^-$ ionen. De moleculaire toestand is dan: $$ \\Psi\_{ion} = \\begin{vmatrix} H\_{1s} & \\bar{H}\_{1s} \\end{vmatrix} = \\psi{1s,H}(\\mathbf{r}\_1)\\psi{1s,H}(\\mathbf{r}\_2)(\\alpha\_1\\beta\_2 - \\beta\_1\\alpha\_2) $$ . Dit leidt tot een potentieel dipoolmoment van ongeveer 7,8 D . #### 5.4.2 Een eerste covalente toestand van LiH Een covalente toestand (Ψcov,a) ontstaat door overlap tussen het 1s-orbitaal van H en het 2s-orbitaal van Li: $$ \\Psi\_{cov,a} = \\frac{1}{\\sqrt{2(1+S^2\_a)}} \\left( \\begin{vmatrix} H\_{1s} & \\bar{Li}\_{2s} \\end{vmatrix} + \\begin{vmatrix} Li{2s} & \\bar{H}\_{1s} \\end{vmatrix} \\right) $$ . Deze toestand leidt tot een dipoolmoment waarbij lading wordt onttrokken aan de Li-zijde en opgehoopt aan de H-zijde, wat de polariteit van de binding verklaart. De 1s-2s overlap is afhankelijk van de bindingslengte en is maximaal bij een relatief grote afstand . #### 5.4.3 Een tweede covalente toestand van LiH Een andere covalente toestand (Ψcov,b) kan worden gevormd door overlap tussen het 1s-orbitaal van H en een 2p-orbitaal van Li langs de bindingsas. Deze toestand leidt ook tot een bindende interactie, maar de 1s-2p overlap is nul bij samenvallende kernen vanwege symmetrie . * * * # Hybride orbitalen en polyatomische moleculen Dit topic behandelt de toepassing van de valentiebindingsbenadering op polyatomische moleculen, de introductie van hybride orbitalen (sp, sp2, sp3), meervoudige bindingen (sigma en pi), en de classificatie van moleculen op basis van elektronentelling en VSEPR-theorie . ### 7.1 Valentiebindingsbenadering voor polyatomische moleculen De valentiebindingstheorie (VB-theorie) verklaart covalente bindingen door de overlap van atomaire orbitalen. Voor polyatomische moleculen worden moleculaire toestanden geconstrueerd door elektronen toe te wijzen aan atomaire orbitalen . #### 7.1.1 Regels voor een valentiebindingsbeschrijving Om energierijke moleculaire toestanden te identificeren die leiden tot chemische binding, zijn de volgende regels opgesteld : 1. **Covalente bindingen:** Gevormd door een spin-gepaard paar elektronen toe te wijzen aan orbitalen op naburige atomen, waarbij elk van deze atomaire orbitalen slechts één elektron bevat. Dit principe verklaart waarom, in het hypothetische HeH2-molecuul, de elektronen op elk H-atoom een bindende singlet- én een antibindende tripletcombinatie vormen over de H-He-binding, wat wordt voorkomen wanneer elk atomair orbitaal slechts één elektron bevat . 2. **Ionaire bindingen:** Ontstaan door een spin-gepaard paar elektronen toe te wijzen aan een atomair orbitaal, en een atomair orbitaal van een naburig atoom leeg te laten. Dit resulteert in een overschot aan elektronen op het ene atoom en een tekort op het andere . 3. **Vrije elektronenparen:** Spin-gepaarde elektronenparen die aan een atomair orbitaal worden toegewezen zonder een ladingsoverschot te creëren, of orbitalen die leeg blijven zonder ladingsdeficiëntie te veroorzaken, zijn niet direct betrokken bij binding . Deze regels vertonen een sterke relatie met de regels voor het tekenen van Lewisstructuren . #### 7.1.2 Een moeilijkheid: de tweedeperiode-hydrides De voorspellingen van de VB-theorie voor de stoichiometrie van tweedeperiode-hydrides, zoals BeH2 en BH3, komen niet altijd overeen met de experimentele waarnemingen. Hoewel de VB-theorie het aantal ongepaarde elektronen in de p-orbitalen kan verklaren voor N O en F resulterend in de correcte formatie van NH3, H2O en HF, voorspelt het voor Be, B en C onjuiste stoichiometrieën (Be als He, BH i.p.v. BH3, en CH2 i.p.v. CH4). Bovendien leiden de voorspelde bindingshoeken van 90° voor bindingen via 2p-elektronen niet tot de gemeten hoeken in NH3 (106,67°) en H2O (104,48°). Dit duidt op de noodzaak van een verfijndere benadering [1](#page=1) [2](#page=2) [3](#page=3). ### 7.2 Hybride orbitalen ondersteunen directionele bindingen De valentie van elementen wordt niet alleen bepaald door ongepaarde elektronen in individuele orbitalen, maar door het totale aantal elektronen dat verdeeld kan worden over de s- en p-subschillen. Dit suggereert dat s- en p-orbitalen gecombineerd kunnen worden tot hybride atomaire orbitalen om 2-elektronenbindingen te vormen . #### 7.2.1 Valentie betrekt meerdere atomaire orbitalen In het geval van LiH werd aangetoond dat zowel Li(2s) als Li(2p) orbitalen kunnen bijdragen aan de vorming van een covalente binding. Dit impliceert dat voor elementen uit groep 2, de valentie wordt bepaald door het aantal elektronen dat verdeeld kan worden over de 2s- en 2p-subschillen. Dit verhoogt de valentie van Be tot 2, B tot 3, en C tot 4, wat overeenkomt met experimentele waarnemingen. De theorie van hybride orbitalen is een benadering waarbij atomaire orbitalen worden gecombineerd om nieuwe hybride orbitalen te vormen, die vervolgens worden gebruikt om 2-elektronenbindingen te vormen . #### 7.2.2 sp-hybridisatie: het geval van BeH2 Berylliumhydride (BeH2) is een lineair molecuul waarbij het centrale Be-atoom twee H-atomen bindt. Dit wordt verklaard door het combineren van het Be(2s)- en het Be(2px)-orbitaal tot twee hybride sp-orbitalen. De formules voor deze hybride orbitalen zijn : $$ \\psi\_{sp,1} = \\frac{1}{\\sqrt{2}}(\\psi\_s + \\psi\_{px}) $$$$ \\psi\_{sp,2} = \\frac{1}{\\sqrt{2}}(\\psi\_s - \\psi\_{px}) $$ Deze hybride sp-orbitalen zijn directioneel en wijzen in tegengestelde richtingen langs de x-as. De VB-theorie verklaart de binding in BeH2 door de vorming van 2-elektronenbindingsorbitalen tussen een H(1s)-orbitaal en een Be(sp)-orbitaal aan beide zijden van het Be-atoom. De promotie van 2 elektronen naar sp-hybrideorbitalen vereist energie, maar dit wordt gecompenseerd door de vorming van stabiele chemische bindingen . #### 7.2.3 sp2-hybridisatie: het geval van BH3 Boortrihydride (BH3) is een planair molecuul met 120° bindingshoeken. Dit wordt verklaard door het combineren van de B(2s)-, B(2px)- en B(2py)-orbitalen tot drie hybride sp2-orbitalen. De formules zijn : $$ \\psi\_{sp^2,1} = \\frac{1}{\\sqrt{3}}\\psi\_s + \\sqrt{\\frac{2}{3}}\\psi\_{px} $$$$ \\psi\_{sp^2,2} = \\frac{1}{\\sqrt{3}}\\psi\_s - \\frac{1}{\\sqrt{6}}\\psi\_{px} + \\frac{1}{\\sqrt{2}}\\psi\_{py} $$$$ \\psi\_{sp^2,3} = \\frac{1}{\\sqrt{3}}\\psi\_s - \\frac{1}{\\sqrt{6}}\\psi\_{px} - \\frac{1}{\\sqrt{2}}\\psi\_{py}} $$ Deze drie directionele orbitalen liggen in het xy-vlak met hoeken van 120° ertussen. Door de 2s- en 2p-elektronen van Borium naar deze sp2-orbitalen over te brengen, kunnen drie B-H 2-elektronenbindingen worden gevormd, wat de stoichiometrie en structuur van BH3 verklaart. Slechts twee van de drie 2p-orbitalen van Borium zijn betrokken bij hybridisatie; het toevoegen van extra 2p-orbitalen zou de energie verhogen zonder extra bindingen te creëren . #### 7.2.4 sp3-hybridisatie: het geval van CH4 Methaan (CH4) heeft een tetraëdrische structuur met bindingshoeken van 109,47°. Dit wordt verklaard door het combineren van de C(2s)-, C(2px)-, C(2py)- en C(2pz)-orbitalen tot vier hybride sp3-orbitalen. De formules zijn : $$ \\psi\_{sp^3,1} = \\frac{1}{2}(\\psi\_s + \\psi\_{px} + \\psi\_{py} + \\psi\_{pz}) $$$$ \\psi\_{sp^3,2} = \\frac{1}{2}(\\psi\_s - \\psi\_{px} - \\psi\_{py} + \\psi\_{pz}) $$$$ \\psi\_{sp^3,3} = \\frac{1}{2}(\\psi\_s + \\psi\_{px} - \\psi\_{py} - \\psi\_{pz}) $$$$ \\psi\_{sp^3,4} = \\frac{1}{2}(\\psi\_s - \\psi\_{px} + \\psi\_{py} - \\psi\_{pz}) $$ Deze vier orbitalen wijzen naar de hoeken van een tetraëder. Door de 2s- en 2p-elektronen van koolstof naar deze sp3-orbitalen over te brengen, kunnen vier C-H 2-elektronenbindingen worden gevormd, wat de structuur van CH4 direct verklaart . De hoek tussen twee sp3-hybrideorbitalen kan worden berekend met behulp van hun richtingsvectoren: $$ \\phi = 90^\\circ + \\arcsin\\left(\\frac{1}{3}\\right) = 109.47^\\circ $$ . #### 7.2.5 Binding in ammoniak, water en waterstofcyanide Voor moleculen als NH3, H2O en HF hoeven geen hybride atomaire orbitalen te worden geconstrueerd om de stoichiometrie te verklaren, aangezien de ongepaarde elektronen in de 2p-orbitalen van N, O en F (respectievelijk 3, 2, 1) direct bindingen kunnen vormen met H. De voorspelde bindingshoek van 90° is echter niet in lijn met de experimentele waarden. Een alternatieve benadering met sp3-hybridisatie voorspelt een hoek van 109,47°, wat eveneens niet overeenkomt. De werkelijke hoeken liggen tussen deze twee extremen, wat suggereert dat geen van beide benaderingen volledig correct is. Naarmate het energieverschil tussen 2s en 2p orbitalen toeneemt van koolstof naar fluor, wordt hybridisatie minder relevant omdat de hogere energie van de hybride orbitalen niet meer gecompenseerd wordt door bindingsvorming . ### 7.3 Meervoudige bindingen #### 7.3.1 Sigma- en pi-bindingen Een **sigma (σ)-binding** wordt gevormd door de overlap van atomaire orbitalen (s, p, of hybride) langs de bindingsas, wat resulteert in rotatiesymmetrie rond deze as. Voorbeelden zijn bindingen gevormd door overlap van twee 2s-orbitalen, twee 2p z-orbitalen (wanneer deze langs de bindingsas zijn gericht), of een s-orbitaal en een sp-hybride . Een **pi (π)-binding** wordt gevormd door de overlap van twee parallelle p-orbitalen die loodrecht op de bindingsas staan. Dit resulteert in twee lobben van ladingsdichtheid boven en onder het bindingsvlak. De ladingdichtheid van een π-binding mist rotatiesymmetrie rond de bindingsas. π-bindingen en σ-bindingen zijn wederzijds exclusief en onafhankelijk . > **Voorbeeld 7.1:** Grafische weergave van valentiebindingstoestanden . #### 7.3.2 Binding in N2 De drievoudige binding in N2 wordt verklaard door sp-hybridisatie op elk stikstofatoom. Twee vrije elektronenparen bevinden zich in de sp-orbitalen die afwijzen van het gebied tussen de atomen. Eén enkel elektron blijft in een ander sp-hybride orbitaal, evenals de 2py- en 2pz-orbitalen. De drievoudige binding bestaat uit één σ-binding tussen de sp-hybride orbitalen, een π-binding tussen de 2py-orbitalen en een π-binding tussen de 2pz-orbitalen . ### 7.4 Moleculen met meerdere centrale atomen #### 7.4.1 Sigma-gebonden verbindingen met driedimensionale structuur Moleculen zoals C2H6, CH3NH2 en CH3OH hebben bindingshoeken rond de centrale atomen die dicht bij de tetraëdrische hoek van 109,47° liggen. De VB-theorie verklaart dit door het gebruik van sp3-hybride atomaire orbitalen op de centrale atomen. De bindingen worden gevormd door overlap tussen deze hybride orbitalen en s-orbitalen van waterstof, of hybride orbitalen van andere centrale atomen. Vrije elektronenparen worden toegewezen aan de overgebleven sp3-hybriden . #### 7.4.2 Planaire moleculen met dubbele bindingen Moleculen zoals etheen (C2H4) en formaldehyde (CH2O) hebben een planaire structuur waarbij de bindingshoeken rond de centrale koolstofatomen optellen tot 360°. Dit wijst op drievoudige coördinatie en sp2-hybridisatie. Dubbele bindingen worden verklaard als een combinatie van een σ-binding (gevormd door sp2-hybriden) en een π-binding (gevormd door de overlap van 2p z-orbitalen) . #### 7.4.3 Lineaire moleculen met drievoudige bindingen Acetyleen (C2H2) en waterstofcyanide (HCN) zijn lineaire moleculen met drievoudige bindingen. Dit wordt verklaard door sp-hybridisatie op de centrale koolstof- en stikstofatomen. De bindingen bestaan uit een σ-binding (gevormd door sp-hybriden), C-H-bindingen (gevormd door overlap van sp-hybride en s-orbitaal) en twee π-bindingen (gevormd door overlap van 2py- en 2pz-orbitalen) . > **Inzicht 7.1:** Rotatie rond bindingen. De rotatie rond een σ-binding is vrij, terwijl rotatie rond dubbele en drievoudige bindingen wordt beperkt door de aanwezigheid van π-bindingen . ### 7.5 Moleculen met resonantiestructuren #### 7.5.1 Superpositie, van resonantiestructuren tot moleculaire toestanden Lewisstructuren met resonantie worden verklaard door een superpositie van de canonieke vormen te beschouwen. De werkelijke elektronische toestand is een combinatie van deze vormen, wat leidt tot een verlaagde energie. Dit principe is vergelijkbaar met de Heitler-London-toestand voor H2 . > **Voorbeeld 7.2:** Resonantie structuur en moleculaire toestanden van formamide . #### 7.5.2 Conjugatie: interpretatie van de resonante toestand Conjugatie treedt op wanneer er een reeks van alternerende enkelvoudige en meervoudige bindingen is, wat leidt tot de delokalisatie van elektronen over meerdere atomen. Dit wordt vaak beschreven door de overlap van p-orbitalen die een gedelokaliseerd π-systeem vormen . > **Voorbeeld 7.3:** De elektronische structuur van butadieen . #### 7.5.3 Verhoogde stabiliteit van resonantiehybriden Moleculen met resonantiestructuren zijn stabieler dan verwacht op basis van individuele canonieke vormen. Deze "resonantiestabilisatie" is te wijten aan de uitwisselingsenergie die ontstaat uit de superpositie van de verschillende elektronische toestanden . ### 7.6 Uitgebreide valentieschillen verklaren Moleculen met centrale atomen die meer dan acht valentie-elektronen omringen, zoals PCl5 en SF6, vereisen het gebruik van d-orbitalen in hybridisatie. Voor PCl5 kunnen sp2-hybride orbitalen worden gecombineerd met twee hybride pd-orbitalen om de geometrie te verklaren. Voor SF6 worden vier sp2d-hybride orbitalen en twee hybride pd-orbitalen gevormd . ### 7.7 Structuur van kleine, acyclische moleculen: valentie-schil-elektronenpaar-repulsie De VSEPR-theorie classificeert centrale atomen in kleine, acyclische moleculen op basis van het totale aantal bindingsparen en vrije elektronenparen rond het centrale atoom. Dit coördinatiegetal bepaalt de moleculaire geometrie . * **Coördinatiegetal 2:** Lineaire geometrie (sp-hybridisatie) . * **Coördinatiegetal 3:** Trigonaal planair (3 bindingen, 0 vrije paren, sp2-hybridisatie) of gebogen (2 bindingen, 1 vrij paar) . * **Coördinatiegetal 4:** Tetraëdrisch (4 bindingen, 0 vrije paren), piramidaal (3 bindingen, 1 vrij paar) of gebogen (2 bindingen, 2 vrije paren) . Vrije elektronenparen oefenen meer afstoting uit dan bindingsparen, wat leidt tot bindingshoeken die kleiner zijn dan de ideale hoeken voorspeld door de hybridisatie . > **Voorbeeld 7.4:** De geometrie van O3 volgens VSEPR . ### 7.8 Beperkingen van kwalitatieve valentiebindingsbeschrijvingen De VB-theorie, ondanks zijn nut voor het beschrijven van de structuur van moleculen, heeft beperkingen: 1. **Dubbele binding in O2:** De theorie verklaart niet het paramagnetische karakter van O2 . 2. **Binding in CH4:** De voorgestelde gelijke bindingen komen niet overeen met experimentele ionisatiegegevens die twee sets bindingen met verschillende energieën suggereren . 3. **Aromaticiteit:** De hoge stabiliteit van cyclische alkenen zoals benzeen kan niet volledig worden verklaard binnen het vereenvoudigde VB-kader . Hoewel deze tekortkomingen opgelost kunnen worden met meer complexe berekeningen, wordt de kwalitatieve VB-theorie daarom minder gebruikt in moderne computationele chemie . * * * # Moleculaire orbitalen in polyatomische systemen Hier is een gedetailleerde studiehandleiding over moleculaire orbitalen in polyatomische systemen, gebaseerd op het verstrekte documentmateriaal. ## 7 Moleculaire orbitalen in polyatomische systemen Dit gedeelte behandelt de vorming en interpretatie van moleculaire orbitalen (MO's) in polyatomische moleculen, beginnend met de basisprincipes van de MO-theorie en de toepassing ervan op verschillende moleculaire structuren, inclusief het ontstaan van resonantiestructuren en de voorspelling van moleculaire geometrie. ### 7.1 Moleculen met resonantiestructuren Resonantiestructuren, die worden gebruikt om de elektronische structuur van moleculen met gedelokaliseerde elektronen weer te geven, kunnen worden begrepen als superposities van verschillende canonieke vormen. #### 7.1.1 Superpositie van resonantiestructuren tot moleculaire toestanden Moleculen met resonantiestructuren, zoals ozon (O3) worden beschreven als een superpositie van kwantummechanische toestanden die overeenkomen met de canonieke vormen. Dit betekent dat het molecuul zich in beide toestanden tegelijk bevindt, in plaats van snel af te wisselen. Wanneer een Lewisstructuur wordt beschreven met resonantie, moeten dezelfde atomaire orbitalen en moleculaire geometrie worden gebruikt voor alle canonieke vormen. Dit is essentieel voor het correct toepassen van de valentiebindingstheorie, waarbij bijvoorbeeld sp2-hybridisatie op alle zuurstofatomen in O3 moet worden toegepast, ongeacht welke canonieke vorm wordt beschreven . > **Tip:** Resonantie beschrijft niet een werkelijke afwisseling tussen structuren, maar een enkele, gestabiliseerde toestand die het beste wordt weergegeven door meerdere Lewisstructuren. #### 7.1.2 Conjugatie: interpretatie van de resonante toestand Conjugatie verwijst naar de overlap van p-orbitalen die een gedelokaliseerd π-systeem vormen. Dit verschijnsel is cruciaal voor het begrijpen van de elektronische structuur van moleculen zoals benzeen (C6H6). In benzeen overlappen de 2pz-orbitalen van de zes koolstofatomen om een delokaliseerd 6-elektronen π-systeem te vormen. Dit gedelokaliseerde systeem draagt bij aan de verhoogde stabiliteit van het molecuul . > **Voorbeeld:** Buta-1,3-dieen (C4H6) heeft een gedelokaliseerd 4-elektronen π-systeem dat ontstaat uit de overlap van de 2pz-orbitalen van de vier koolstofatomen. Dit leidt tot een lagere energie dan verwacht zou worden op basis van twee afzonderlijke dubbele bindingen . #### 7.1.3 Verhoogde stabiliteit van resonantiestabiliteit Resonantie stabiliseert moleculen door de energie te verlagen door een fenomeen dat bekend staat als uitwisselingsenergie. Hoe equivalent de canonieke vormen zijn, hoe groter de resonantiestabilisatie zal zijn. Dit effect verklaart waarom moleculen zoals benzeen opmerkelijk stabiel zijn . ### 7.2 Uitgebreide valentieschillen verklaren Sommige moleculen vereisen een uitgebreide valentieschil om hun Lewisstructuur correct weer te geven, wat vaak gepaard gaat met de deelname van d-orbitalen aan hybridisatie. #### 7.2.1 Hybride atomaire orbitalen en uitgebreide valentieschillen Moleculen zoals PCl5 en SF6 vertonen uitgebreide valentieschillen. De valentiebindingstheorie verklaart dit door de hybridisatie van atomaire orbitalen uit te breiden met d-orbitalen. Voor elementen uit de derde periode zijn deze d-orbitalen energetisch toegankelijk. De geometrie van PCl5 (driehoekige bipiramidale) en SF6 (octaëdrische) kan worden verklaard door specifieke sp2d- en sp3d2-hybridisaties, respectievelijk . ### 7.3 Structuur van kleine, acyclische moleculen: de valentie-elektronenpaar-repulsietheorie (VSEPR) De VSEPR-theorie voorspelt de moleculaire geometrie door de afstoting tussen valentie-elektronenparen rond een centraal atoom te minimaliseren. #### 7.3.1 Coördinatie en geometrie volgens VSEPR Kleine, acyclische moleculen worden geclassificeerd op basis van het aantal bindingen (X) en vrije elektronenparen (L) rond een centraal atoom (A), weergegeven als AXnLn. Het coördinatiegetal ($n\_X + n\_L$) bepaalt de geometrie : * **Coördinatiegetal 2:** Lineair (bv. BeH2, CO2) . * **Coördinatiegetal 3:** * 3 bindingen, 0 vrije paren: Trigonaal planair (bv. BH3) . * 2 bindingen, 1 vrij paar: Gebogen (bv. H2O) . * **Coördinatiegetal 4:** * 4 bindingen, 0 vrije paren: Tetraëdrisch (bv. CH4) . * 3 bindingen, 1 vrij paar: Piramidaal (bv. NH3) . * 2 bindingen, 2 vrije paren: Gebogen . > **Voorbeeld:** O3 heeft een AX2L-classificatie en voorspelt een gebogen geometrie met een bindingshoek van iets minder dan 120 graden wat overeenkomt met de experimentele waarde van 116,8 graden . ### 7.4 Beperkingen van kwalitatieve valentiebindingbeschrijvingen Hoewel de valentiebindingstheorie waardevolle inzichten biedt, heeft het ook beperkingen bij het beschrijven van bepaalde moleculaire eigenschappen. #### 7.4.1 Problemen met de valentiebindingstheorie Kwalitatieve beschrijvingen binnen de valentiebindingstheorie lopen tegen problemen aan bij het verklaren van: 1. De dubbele binding in O2, inclusief het paramagnetische karakter ervan . 2. De equivalente bindingen in CH4 en de bijbehorende ionisatie-energieën . 3. Aromaticiteit, specifiek het Hückel-principe (4N+2 elektronen) voor cyclische alkenen . Het oplossen van deze problemen vereist een complexere behandeling binnen het valentiebindingskader, wat de praktische toepasbaarheid ervan vermindert. Dit heeft geleid tot een afnemend gebruik in de moderne computationele chemie . * * * ## 8 Moleculaire orbitalen, diatomische moleculen Dit gedeelte introduceert de moleculaire orbitaal (MO) theorie en past deze toe op diatomische moleculen, beginnend met H2 en zijn ionen, en vervolgens uitbreidend naar homonucleaire en heteronucleaire diatomische moleculen uit periode 2. ### 8.1 Moleculaire orbitaaltheorie: algemene concepten #### 8.1.1 Analyse van elektronische structuur via moleculaire orbitalen Moleculaire orbitalen (MO's) beschrijven de beweging van een elektron in het effectieve veld van alle kernen en andere elektronen in een molecuul. Ze worden vaak uitgedrukt als lineaire combinaties van atomaire orbitalen (LCAO). De elektronische toestand van een molecuul wordt bepaald door de bezetting van deze MO's volgens het Aufbau-principe, waarbij de laagste energie-orbitalen eerst worden gevuld. De Highest Occupied Molecular Orbital (HOMO) en Lowest Unoccupied Molecular Orbital (LUMO) zijn belangrijke concepten . #### 8.1.2 Moleculaire orbitalen als lineaire combinaties van atomaire orbitalen De LCAO-methode vormt MO's uit atomaire orbitalen (AO's) volgens specifieke regels: 1. **Aantal orbitalen:** N AO's leveren N MO's op . 2. **Dominante bijdragen:** MO's worden voornamelijk gevormd uit AO's met vergelijkbare energie . 3. **Moleculaire symmetrie:** MO's moeten de symmetrie van het molecuul weerspiegelen . > **Inzicht:** Moleculaire orbitalen en moleculaire symmetrie zijn nauw verbonden. Voor H2 bijvoorbeeld, moeten de MO's symmetrisch of antisymmetrisch zijn onder inversie . ### 8.2 Moleculaire orbitalen voor H2 De MO-theorie wordt toegepast op het diwaterstofkation (H+2) en het neutrale H2-molecuul om de vorming van bindende en antibindende orbitalen te illustreren. #### 8.2.1 Het H+2-kation: het bindend moleculair orbitaal Voor H+2, waarbij slechts één elektron aanwezig is, kunnen de 1s-orbitalen van de twee protonen combineren tot een bindend $\\sigma\_{1s}$\-MO via een symmetrische lineaire combinatie : $$ \\psi\_{\\sigma 1s}(r) = \\frac{1}{\\sqrt{2(1+S)}} (\\psi\_{1s,A}(r) + \\psi\_{1s,B}(r)) $$ Dit bindende MO heeft een verlaagde energie, wat leidt tot een stabiele binding . #### 8.2.2 Het H+2-kation: het antibindend moleculair orbitaal Een tweede MO, het antibindende $\\sigma^{\\ast}\_{1s}$\-MO, wordt gevormd door een antisymmetrische combinatie van de 1s-orbitalen : $$ \\psi{\\sigma^{\\ast} 1s}(r) = \\frac{1}{\\sqrt{2(1+S)}} (\\psi\_{1s,A}(r) - \\psi\_{1s,B}(r)) $$ Dit antibindende MO heeft een verhoogde energie en leidt tot dissociatie . #### 8.2.3 Van H+2 naar H2: bezetting van energieniveaus In H2 worden de twee valentie-elektronen beide toegewezen aan het bindende $\\sigma\_{1s}$\-MO, wat leidt tot een stabiele binding . #### 8.2.4 Het moleculair orbitaaldiagram Het MO-diagram visualiseert de vorming van MO's uit AO's en de bezetting van deze orbitalen door elektronen. Voor H2 toont het een bindend $\\sigma\_{1s}$ en een antibindend $\\sigma^{\\ast}\_{1s}$\-MO . > **Inzicht:** Moleculaire orbitaaldiagrammen bieden een kwalitatieve beschrijving van chemische binding. Een stabiele binding ontstaat wanneer de totale moleculaire energie lager is dan die van de afzonderlijke atomen . #### 8.2.5 Toevoegen van meer elektronen: van H2 naar He2 In He2 worden de vier valentie-elektronen toegewezen aan zowel het bindende als het antibindende $\\sigma^{\\ast}\_{1s}$\-MO. De energie die gewonnen wordt in het bindende MO wordt tenietgedaan door het antibindende MO, waardoor He2 instabiel is . ### 8.3 Homonucleaire diatomische moleculen in periode 2 De MO-theorie wordt toegepast op diatomische moleculen gevormd uit elementen van de tweede periode (Li2 tot Ne2). #### 8.3.1 Eigenschappen van homonucleaire diatomische moleculen De bindingssterkte en bindingslengte vertonen trends die gerelateerd zijn aan de bindingsorde. Li2 heeft een zwakke binding, terwijl N2 de sterkste binding heeft. Be2 en Ne2 vormen geen stabiele moleculen . #### 8.3.2 Koppeling van atomaire orbitalen De koppeling van AO's tot MO's is gebaseerd op overlap en koppelingsenergie K, die afhangt van orbitaalsymmetrie, afstand en orbitaalomvang. Alleen AO's met dezelfde rotatiesymmetrie kunnen koppelen tot MO's . > **Inzicht:** Koppeling van s- en p-orbitalen leidt tot $\\sigma$\- en $\\pi$\-orbitalen. s- en px-orbitalen vormen $\\sigma$\-orbitalen, terwijl pz- en py-orbitalen $\\pi$\-orbitalen vormen . #### 8.3.3 Referentie-orbitalen voor homonucleaire diatomische moleculen Voor diatomische moleculen uit periode 2 vormen de 2s- en 2p-orbitalen de basis voor MO's. Deze kunnen worden geclassificeerd als $\\sigma$\- en $\\pi$\-orbitalen, met verdere onderverdelingen (g/u) gebaseerd op symmetrie onder inversie . #### 8.3.4 Moleculair orbitaaldiagrammen en chemische binding MO-diagrammen voor de tweede periode helpen bij het begrijpen van bindingssterktes. De bindingsorde wordt gedefinieerd als $p = \\frac{n - n^{\\ast}}{2}$, waarbij $n$ het aantal elektronen in bindende MO's en $n^{\\ast}$ het aantal elektronen in antibindende MO's is . * **Li2:** (2$\\sigma\_g$)$^2$, stabiele binding . * **Be2:** (2$\\sigma\_g$)$^2$(2$\\sigma\_u$)$^2$, instabiel . * **B2:** (2$\\sigma\_g$)$^2$(2$\\sigma\_u$)$^2$(1$\\pi\_g$)$^2$, twee één-elektronbindingen . * **C2:** (2$\\sigma\_g$)$^2$(2$\\sigma\_u$)$^2$(1$\\pi\_g$)$^4$, stabiel maar reactief . * **N2:** (2$\\sigma\_g$)$^2$(2$\\sigma\_u$)$^2$(1$\\pi\_g$)$^4$(3$\\sigma\_g$)$^2$, zeer stabiel en inert . * **O2:** (2$\\sigma\_g$)$^2$(2$\\sigma\_u$)$^2$(1$\\pi\_g$)$^4$(3$\\sigma\_g$)$^2$(1$\\pi\_u$)$^2$, twee één-elektronbindingen en een drie-elektronenbinding, paramagnetisch . * **F2:** Bindende en antibindende orbitalen compenseren elkaar grotendeels, zwakke binding . * **Ne2:** Alle bindende orbitalen worden gecompenseerd door antibindende orbitalen, instabiel . > **Inzicht:** Ongepaarde elektronen in moleculen zoals B2 en O2 leiden tot magnetische eigenschappen . #### 8.3.5 De chemische binding voorbij de octetregel De MO-theorie toont aan dat chemische binding niet altijd het bereiken van de octetregel vereist, zoals geïllustreerd door één-elektronbindingen in B2 en drie-elektronenbindingen in O2 . ### 8.4 Heteronucleaire diatomische moleculen Deze moleculen bevatten twee verschillende atomen en de MO's zijn minder symmetrisch dan bij homonucleaire moleculen. #### 8.4.1 Een overzicht van periode-2 diatomische hydriden De MO's van heteronucleaire diatomische moleculen tonen een scheve ladingsverdeling, waarbij de MO's sterker lijken op de AO's van het meest elektronegatieve atoom. Dit resulteert in polaire bindingen . #### 8.4.2 Van polaire naar ionaire bindingen: moleculaire orbitalen van LiF In LiF worden de MO's voornamelijk gevormd door de AO's van F, met slechts een kleine bijdrage van de AO's van Li aan de bindende orbitalen. Dit leidt tot een bijna ionaire binding . > **Inzicht:** De octetregel voor ionaire stoïchiometrie wordt verklaard door de MO-beschrijving. De 4 laag-energetische MO's neigen naar de AO's van het meest elektronegatieve element, en de 4 hoog-energetische MO's neigen naar de AO's van het minst elektronegatieve element, wat vaak leidt tot stoïchiometrieën met 8 elektronen per formule-eenheid . #### 8.4.3 Trends in chemische binding De bindingssterkte in heteronucleaire diatomische moleculen hangt af van het aantal valentie-elektronen en de aard van de bijdragende atomen. Moleculen met 10 valentie-elektronen, zoals N2 en CO, hebben vaak de sterkste bindingen . #### 8.4.4 Chemische binding in diatomische kationen Door het verwijderen van een elektron uit een bindend MO wordt de binding verzwakt, terwijl het verwijderen uit een antibindend MO de binding versterkt . * * * ## 9 Moleculaire orbitalen, polyatomische moleculen Dit gedeelte breidt de MO-analyse uit naar moleculen met meer dan twee atomen, inclusief lineaire, vlakke en niet-vlakke structuren, en de classificatie van moleculen op basis van elektronentelling. ### 9.1 Moleculaire orbitalen: van diatomische tot polyatomische moleculen De principes van MO-theorie, inclusief LCAO en het Aufbau-principe, gelden ook voor polyatomische moleculen. Koppeling van AO's is echter niet beperkt tot paren, wat leidt tot delokalisatie van elektronen over het gehele molecuul . ### 9.2 Lineaire en vlakke hydrides #### 9.2.1 Referentieorbitalen voor BeH2 BeH2 is een lineair molecuul waarbij de Be(2s) en Be(2p) AO's koppelen met de H(1s) AO's. Dit leidt tot twee bindende en twee antibindende $\\sigma$\-MO's, evenals twee niet-bindende $\\pi$\-MO's. De vier valentie-elektronen bezetten de bindende $\\sigma$\-MO's, wat leidt tot een stabiele, zij het reactieve, verbinding . #### 9.2.2 Waarom water gebogen is In water (H2O) zorgt de aanwezigheid van vrije elektronenparen op het centrale zuurstofatoom ervoor dat de oorspronkelijk niet-bindende $\\pi$\-orbitalen in een lineaire configuratie koppelen, wat resulteert in een lagere energie en een gebogen geometrie . #### 9.2.3 Moleculaire orbitalen voor BH3 BH3 is een vlak molecuul met een trigonaal planair frame. De koppeling van B(2s), B(2p) en H(1s) AO's vormt drie bindende $\\sigma$\-MO's, twee ontaarde $\\pi$\-MO's en één niet-bindend pz-MO. De vier valentie-elektronen bezetten de bindende MO's en de twee niet-bindende $\\pi$\-MO's . > **Inzicht:** NH3 is piramidaal vanwege de energiedaling die optreedt wanneer het niet-bindende 1a2-orbitaal in een vlakke geometrie gaat koppelen, wat een extra stabilisatie oplevert . #### 9.2.4 De driekernige twee-elektronenbinding In moleculen zoals diboraan (B2H6) vormen B-H-B bruggen driekernige twee-elektronenbindingen. Deze bindingen zijn stabieler dan de conventionele twee-elektronenbindingen in de BH2-eenheden . ### 9.3 Lineaire en vlakke moleculen van atomen uit groep 2 #### 9.3.1 Het lineaire $\\pi$\-systeem Lineaire moleculen zoals CO2 hebben een $\\sigma$\-skelet en twee loodrechte lineaire $\\pi$\-systemen. Deze $\\pi$\-systemen bestaan uit meerdere MO's, waaronder bindende, niet-bindende en antibindende orbitalen . #### 9.3.2 Chemische binding in CO2 De binding in CO2 omvat zowel het $\\sigma$\-skelet als de $\\pi$\-systemen. De acht valentie-elektronen bezetten de $\\sigma$\-MO's en de bindende en niet-bindende $\\pi$\-MO's, wat overeenkomt met de Lewisstructuur van twee dubbele bindingen en twee vrije elektronenparen . > **Inzicht:** Gebogen geometrieën, zoals in O3, resulteren in een lagere energie doordat antibindende $\\pi$\-orbitalen in een lineaire configuratie energetisch gunstiger worden gekoppeld . #### 9.3.3 Vlakke $\\pi$\-systemen Moleculen zoals NO−3 en BF3 hebben vlakke geometrieën met een $\\pi$\-systeem dat ontstaat uit de koppeling van pz-orbitalen. Dit $\\pi$\-systeem draagt bij aan de verkorte bindingslengtes en de stabiliteit van deze moleculen . ### 9.4 Tetraëdrische moleculen van atomen uit groep 2 #### 9.4.1 Binding in CH4 In CH4 koppelen de 1s-orbitalen van de waterstofatomen met de 2s- en 2p-orbitalen van koolstof om een set van vier bindende en vier antibindende MO's te vormen. Alle bindende MO's zijn bezet, wat de vier stabiele C-H bindingen verklaart . > **Inzicht:** Bindingsdissociatie-energie is een relevante maatstaf, zelfs als de bindingen niet equivalent lijken in de MO-beschrijving . #### 9.4.2 Binding in CF4 CF4 heeft een vergelijkbare structuur als CH4, maar de koppeling van C(2s, 2p) en F(2s, 2p) orbitalen leidt tot een complexer MO-diagram met sterk bindende, matig/niet-bindende en sterk antibindende orbitalen. De volledige bezetting van de bindende en niet-bindende orbitalen verklaart de stabiliteit van CF4 . ### 9.5 Classificatie van kleine, acyclische moleculen door elektronentelling Een classificatie van kleine, acyclische moleculen kan worden gebaseerd op het aantal elektronen en de moleculaire geometrie (lineair, vlak, niet-vlak). #### 9.5.1 Een nadere blik op $\\sigma$\-gebonden orbitalen In niet-vlakke moleculen koppelen alle AO's tot $\\sigma$\-orbitalen. Het aantal antibindende $\\sigma$\-orbitalen neemt toe met het aantal atomen in het molecuul . #### 9.5.2 Niet-vlakke moleculen, het $\\sigma$\-gebonden skelet Voor niet-vlakke moleculen geldt de relatie $E\_3 = 6n - 6n\_H + 2$ voor het aantal valentie-elektronen in het $\\sigma$\-skelet, wat bijdraagt aan hun stabiliteit . #### 9.5.3 Elektronen telling en Lewisstructuren Het aantal bindingen in een Lewisstructuur van een verzadigde, niet-vlakke molecule is $n-1$, wat overeenkomt met de volledige bezetting van de $\\sigma$\-MO's . > **Inzicht:** Verzadigde acyclische moleculen met $n \\leq 5$ atomen hebben $n-1$ bindingen en voldoen aan specifieke elektronentellingen . #### 9.5.4 Vlakke moleculen en de rol van het $\\pi$\-systeem Vlakke moleculen bevatten een $\\pi$\-systeem dat extra elektronen bijdraagt aan de binding. De relatie $E\_2 = 6n - 6n\_H$ geeft het totale elektronengetal voor stabiele vlakke moleculen . > **Inzicht:** Lewisstructuren van vlakke moleculen hebben $n$ bindingen, met uitzondering van gevallen zoals H2O waar het $\\pi$\-systeem gereduceerd is tot een enkel AO . #### 9.5.5 Lineaire moleculen en meerdere $\\pi$\-systemen Lineaire moleculen hebben een $\\sigma$\-skelet en twee loodrechte $\\pi$\-systemen. Het totale elektronengetal $E\_1 = 6n - 6n\_H - 2$ voorspelt hun lineaire geometrie en Lewisstructuur met $n+1$ bindingen . #### 9.5.6 Elektrongetal: uitbreiding naar centrale atomen uit de derde periode De classificatietabel kan worden uitgebreid voor atomen uit de derde periode, waarbij het elektrongetal de moleculaire structuur bepaalt. De uitbreiding van de valentieschil voegt weinig toe aan het begrip van de chemische binding . #### 9.5.7 Elektronen telling en VSEPR-classificatie Elektronentelling correleert met de VSEPR-classificatie, die de moleculaire geometrie voorspelt op basis van het aantal bindingen en vrije elektronenparen rond het centrale atoom . * * * # Opbouw van organische moleculen en functionele groepen Dit topic verkent de structuur van organische moleculen, beginnend met verzadigde koolwaterstoffen en functionele groepen, en introduceert een classificatiesysteem voor moleculaire fragmenten. ### 8.1 Koolwaterstoffen: bouwstenen van organische moleculen Organische moleculen worden gekenmerkt door het centrale element koolstof, dat complexe ketens kan vormen met unieke viervoudige coördinatie. Deze structuren hebben redelijk constante bindingslengtes en bindingsdissociatie-energieën. Vereenvoudigde benaderingen, zoals het beschouwen van moleculen als opgebouwd uit moleculaire fragmenten, zijn vaak voldoende . #### 8.1.1 Verzadigde koolwaterstoffen (alkanen) Verzadigde koolwaterstoffen, of alkanen, bestaan uitsluitend uit C- en H-atomen verbonden door enkelvoudige bindingen. Ethaan (C2H6) is het kleinste alkaan met een C-C-skelet en kan worden gezien als twee CH3-fragmenten. De vorming van moleculaire orbitalen (MO's) kan worden geanalyseerd via het combineren van fragment-moleculaire orbitalen (FMO's), met regels die vergelijkbaar zijn met LCAO-methoden : 1. **Aantal orbitalen:** Het aantal MO's is gelijk aan het totale aantal FMO's van de samengevoegde fragmenten . 2. **Orbitaalkoppeling:** Koppeling van FMO's is afhankelijk van de bijdrage van onderliggende atomaire orbitalen (AO's), en is het grootst voor FMO's die gedomineerd worden door één AO . 3. **Orbitaalsymmetrie:** MO's uit FMO-koppeling moeten de symmetrie van de resulterende molecule weerspiegelen . ##### 8.1.1.1 Elektronentelling en het σ-gebonden moleculaire skelet Voor niet-vlakke, uitsluitend σ-gebonden moleculen zoals methaan (CH4) en ethaan (C2H6), geldt een specifieke elektronentelling. Het aantal antibindende σ-orbitalen in een acyclisch n-atoomsmolecuul is n-1. Voor alkanen met n atomen, waarbij nH waterstofatomen zijn, wordt het elektronaantal E3 van het σ-gebonden skelet gegeven door : $$E\_{\\sigma,3} = 6n - 6n\_H + 2$$ . Cyclische alkanen, zoals cyclohexaan (C6H12), vormen ringstructuren. In cyclische alkanen komt het aantal antibindende orbitalen niet meer overeen met n-1; een cyclische structuur zal n antibindende orbitalen bevatten. Het aantal bindingen in de Lewisstructuur van een cyclisch alkaan is n . ##### 8.1.1.2 Moleculaire fragmenten en bindingen (L-, X-, Z-types) Moleculaire fragmenten kunnen worden geclassificeerd op basis van hun bijdrage aan bindende MO's : * **L-type fragmenten:** Leveren 2 elektronen (elektronenpaardonoren, Lewisbasen). Voorbeelden zijn NH3, OH⁻ . * **X-type fragmenten:** Leveren 1 elektron (radicalen). Voorbeelden zijn H, Cl, R, OH . * **Z-type fragmenten:** Leveren 0 elektronen (elektronenacceptoren, Lewiszuren). Voorbeelden zijn H⁺, BR3 . Fragmenten met dezelfde functionaliteit zijn vaak uitwisselbaar . #### 8.1.2 Onverzadigde koolwaterstoffen Onverzadigde koolwaterstoffen bevatten dubbele of drievoudige bindingen. ##### 8.1.2.1 Alkenen (dubbele bindingen) Alkenen, met de algemene stoichiometrie CnH2n, hebben een planetaire geometrie en een π-systeem. Etheen (C2H4) kan worden geanalyseerd als twee CH2-fragmenten, waarbij elk bijdraagt aan het σ-skelet en het π-systeem. De elektronentelling voor etheen (E=12) komt overeen met E2, kenmerkend voor planetaire, π-gebonden verbindingen. Het π-systeem in etheen resulteert in één extra antibindend MO . ##### 8.1.2.2 Polyenen (geconjugeerde dubbele bindingen) Polyenen bestaan uit ketens van CH-eenheden met terminale CH2-eenheden. Butadieen (C4H6) heeft een lineaire geometrie en een gedelokaliseerd, lineair π-systeem. Dit systeem bestaat uit twee bindende en twee antibindende orbitalen, waarvan er twee bezet zijn. Grotere lineaire π-systemen vertonen een afname in energie-splitting tussen bezette en onbezette MO's, waardoor ze zichtbaar licht absorberen . ##### 8.1.2.3 Aromatische verbindingen Aromatische verbindingen, ook wel arenen genoemd, zijn vlakke, cyclische polyenen met 4N+2 koolstofatomen. Ze vormen een gedelokaliseerd π-systeem over de ring, wat resulteert in een verhoogde stabiliteit. Benzeen (C6H6) heeft een MO-diagram met σ- en π-orbitalen; de stabiliteit wordt verklaard door de exclusieve bezetting van de bindende π-MO's door elektronenparen. Cyclotetraeen (C8H8) daarentegen vormt een geplooide structuur met een π-systeem dat een bezette, niet-bindende MO bevat, wat de lagere stabiliteit verklaart . ### 8.2 Functionele groepen Een functionele groep is een moleculair fragment dat specifieke chemische en fysische eigenschappen aan een molecuul verleent. Ze kunnen worden geclassificeerd als L-, X- of Z-type op basis van hun elektronendonatie/acceptatie eigenschappen. De interactie tussen fragmenten verloopt bij voorkeur via X-X of L-Z combinaties . #### 8.2.1 Classificatie van moleculaire fragmenten en moleculen Moleculen kunnen worden gekarakteriseerd door het totale aantal valentie-elektronen (E) en het aantal elektronen (V) dat het centrale atoom bijdraagt aan bindingen. Een centraal atoom M met zijdelingse fragmenten LlXxZz heeft de volgende definities : * Totale valentie-elektronen: $E = m + 2l + x$ . * Elektronen bijgedragen door centraal atoom: $V = x + 2z$ . waarbij m het aantal valentie-elektronen van het centrale atoom is. Moleculen met een centraal C-atoom kunnen worden geclassificeerd aan de hand van deze parameters, waarbij de L/X/Z-functionaliteit van de zijdelingse groepen bepalend is voor hun positie in een E-V diagram . * * * ## 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 | |------|------------| | Atoomtheorie | Een theoretisch raamwerk dat stelt dat materie is opgebouwd uit ondeelbare deeltjes, atomen genaamd, die de fundamentele bouwstenen van elementen vormen. | | Atoomnummer | Het aantal protonen in de atoomkern, dat een element definieert en het atoom ook de plaats in het periodiek systeem bepaalt. | | Avogadroconstante | Een natuurkundige constante die het aantal elementaire eenheden (zoals atomen, moleculen, ionen) in één mol van een stof aangeeft, met een waarde van exact $6,02214076 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1}$. | | Avogadro’s hypothese | Het principe dat stelt dat gelijke volumes van gasvormige stoffen, onder dezelfde omstandigheden van temperatuur en druk, een gelijk aantal moleculen bevatten. | | Aufbau-principe | Een principe dat de volgorde bepaalt waarin elektronen atomaire orbitalen bezetten in een atoom of molecuul, doorgaans van de laagste naar de hoogste energieniveaus. | | Bindingsafstand | De gemiddelde afstand tussen de kernen van twee chemisch gebonden atomen in een molecuul. | | Bindingsenergie | De energie die nodig is om een chemische binding te verbreken, of equivalent, de energie die vrijkomt bij de vorming van een chemische binding uit afzonderlijke atomen of fragmenten. | | Bindingsorde | Een maat voor het aantal elektronenparen dat tussen twee atomen is gedeeld; een enkelvoudige binding heeft een orde van 1, een dubbele binding van 2, en een drievoudige binding van 3. | | Bohr-atoommodel | Een vroeg model van het atoom waarin elektronen in specifieke, discrete cirkelvormige banen rond de atoomkern draaien, elk met een gedefinieerde energie, en die alleen energie uitwisselen door het absorberen of uitzenden van fotonen. | | Born-Oppenheimerbenadering | Een benadering in de kwantummechanica die het probleem van moleculaire elektronische structuren vereenvoudigt door aan te nemen dat de kernen van een molecuul stilstaand zijn ten opzichte van de veel snellere bewegende elektronen. | | Brownse beweging | De willekeurige, kinetische beweging van kleine deeltjes die in suspensie zijn in een vloeistof of gas, veroorzaakt door de continue botsingen met de moleculen van de omringende fase. | | Coulombkracht | De kracht die werkt tussen twee elektrische ladingen, die zowel afstotend (voor gelijke ladingen) als aantrekkend (voor ongelijke ladingen) kan zijn, en omgekeerd evenredig is met het kwadraat van de afstand tussen de ladingen. | | Dalton’s atoomtheorie | Een vroege wetenschappelijke theorie over de aard van materie, voorgesteld door John Dalton, die stelde dat materie uit ondeelbare deeltjes (atomen) bestaat die gelijk zijn binnen een element en verschillen tussen elementen. | | De Broglie hypothese | De hypothese dat materie, naast golven zoals licht, ook deeltjesachtige eigenschappen vertoont, en dat elk bewegend deeltje een bijbehorende golflengte heeft die omgekeerd evenredig is met zijn impuls ($ \lambda = h/p $). | | Dissociatie-energie | De energie die nodig is om een molecuul volledig te splitsen in zijn constituenten, zoals atomen of ionen. | | Dublin | Een eenheid van dipoolmoment, gedefinieerd als $3,33564 \times 10^{-30}$ Coulomb-meter, die wordt gebruikt om de polariteit van moleculen te kwantificeren. | | Eff ectieve lading | De netto positieve lading die een elektron in een meer-elektronenatoom ondervindt, rekening houdend met de afscherming door andere elektronen. | | Einstein’s theorie van Brownse beweging | Een theoretisch raamwerk dat de beweging van kleine deeltjes in een medium beschrijft als een random walk, met een formule voor de gemiddelde kwadratische verplaatsing die afhangt van de temperatuur, viscositeit en deeltjesdiameter. | | Elektronenaffiniteit | De energie die vrijkomt (of wordt geabsorbeerd) wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal atoom in de gasfase om een negatief ion te vormen. | | Elektronegativiteit | Een maat voor het vermogen van een atoom om de elektronen in een chemische binding aan te trekken. | | Elektron-in-een-doos-model | Een vereenvoudigd kwantummechanisch model waarin een elektron wordt opgesloten in een begrensde ruimte, wat resulteert in discrete, gekwantiseerde energieniveaus. | | Elektronenconfiguratie | De specifieke ordening van elektronen in de atomaire of moleculaire orbitalen, die de chemische eigenschappen van het atoom of molecuul bepaalt. | | Element | Een zuivere stof die is opgebouwd uit atomen die allemaal hetzelfde aantal protonen in hun kern hebben. | | Ether | Een hypothetisch medium dat werd verondersteld de ruimte te vullen en als drager van lichtgolven diende, hoewel experimenten hebben aangetoond dat het niet bestaat. | | Franck-Hertz-experiment | Een experiment dat de kwantisatie van energie in atomen aantoont door de interactie van elektronen met gasatomen te bestuderen, waarbij specifieke energieoverdrachten worden waargenomen die leiden tot emissie van karakteristieke straling. | | Golffunctie | Een wiskundige functie die de kwantumtoestand van een deeltje beschrijft, waarbij het kwadraat van de absolute waarde ervan de waarschijnlijkheid aangeeft om het deeltje op een bepaalde plaats aan te treffen. | | Golflengte | De ruimtelijke afstand tussen twee opeenvolgende toppen of dalen van een golf, die een maat is voor de uitbreiding van de golf in de ruimte. | | Groepen (periodiek systeem) | Verticale kolommen in het periodiek systeem die elementen bevatten met vergelijkbare chemische eigenschappen, meestal als gevolg van een vergelijkbaar aantal valentie-elektronen. | | Heisenberg en Schrödinger | Pioniers van de kwantummechanica die de wiskundige formalisme ontwikkelden om de gedragingen van deeltjes op atomair en subatomair niveau te beschrijven. | | Heitler-London-benadering | Een vroege kwantummechanische benadering van chemische binding, waarbij de moleculaire golffunctie wordt geconstrueerd als een symmetrische of antisymmetrische combinatie van atomaire orbitalen. | | Homonucleaire diatomische moleculen | Moleculen die bestaan uit twee identieke atomen, zoals H2, N2 of O2. | | Hybride orbitalen | Theoretische orbitalen die worden gevormd door de lineaire combinatie van atomaire orbitalen, om de directionele bindingen en geometrie van moleculen te verklaren, zoals sp, sp2 en sp3 hybridisatie. | | Ionisatie-energie | De minimale energie die nodig is om een elektron te verwijderen van een neutraal atoom of molecuul in de gasfase. | | Ionische toestand | Een moleculaire toestand waarin elektronen volledig zijn overgedragen van het ene atoom naar het andere, resulterend in ionen. | | Knoop (golffunctie) | Een punt of vlak waar de golffunctie nul is, wat aangeeft dat de waarschijnlijkheid om een deeltje op die locatie aan te treffen nul is. | | Kwalitatieve analyse | Een beschrijving van een fenomeen die zich richt op algemene trends en principes, zonder kwantitatieve precisie of numerieke waarden. | | Kwantumgetallen | Getallen die de eigenschappen van elektronen in atomen en moleculen beschrijven, zoals energie, impulsmoment en spin. | | Kwantisatie van licht | Het concept dat lichtenergie niet continu is, maar voorkomt in discrete pakketjes, fotonen genoemd, met een energie evenredig met de frequentie van het licht ($ \epsilon = h\nu $). | | Lewisstructuren | Een weergave van moleculen die atoomkernen en valentie-elektronen weergeeft als punten en lijnen, met het doel de octetregel te illustreren. | | LCAO-methode | Een benadering in de kwantumchemie waarbij moleculaire orbitalen worden geconstrueerd als lineaire combinaties van atomaire orbitalen. | | Madeleine | Verwijzing naar een verouderde term die mogelijk de opbouw van materie of moleculaire structuren aanduidt. | | Magnetisch kwantumgetal ($ m_l $) | Een kwantumgetal dat de oriëntatie van het orbitaal impulsmoment in de ruimte bepaalt, met waarden van $ -l $ tot $ +l $. | | Massaspectrum | Een analytische techniek die de massa-over-ladingverhouding van ionen meet om de massa en samenstelling van moleculen te bepalen. | | Materie | De fysieke substantie die massa heeft en ruimte inneemt, opgebouwd uit atomen en moleculen. | | Moleculair orbitaal | Een golffunctie die de waarschijnlijkheid beschrijft om een elektron in een molecuul aan te treffen, gevormd door de lineaire combinatie van atomaire orbitalen. | | Molecuulformule | Een symbolische weergave van de samenstelling van een molecuul, die het aantal atomen van elk element aangeeft. | | Nevenkwantumgetal ($ l $) | Een kwantumgetal dat de vorm van een orbitaal beschrijft, met waarden die afhangen van het hoofdkwantumgetal (van 0 tot $ n-1 $). | | Octetregel | Een regel die stelt dat atomen in moleculen geneigd zijn om acht valentie-elektronen te hebben, net als de edelgassen, wat leidt tot stabiele chemische bindingen. | | Oxidatiegetal | Een getal dat de hypothetische lading van een atoom in een verbinding weergeeft, gebaseerd op de aanname dat bindingen volledig ionisch zijn en dat elektronen worden toegewezen aan het meest elektronegatieve atoom. | | Pauliprincipe | Een kwantummechanisch principe dat stelt dat geen twee identieke fermionen (zoals elektronen) in hetzelfde kwantummechanische systeem dezelfde kwantumtoestand kunnen bezetten. | | Perioden (periodiek systeem) | Horizontale rijen in het periodiek systeem die elementen bevatten met toenemende atoomnummers en vergelijkbare chemische eigenschappen. | | Polariteit (moleculen) | De scheiding van positieve en negatieve ladingen binnen een molecuul, resulterend in een netto dipoolmoment. | | Polyeen | Een organische verbinding die meerdere koolstof-koolstof dubbele bindingen bevat. | | Radiale golffunctie ($ R_{n,l} $) | Het deel van de moleculaire golffunctie dat afhangt van de afstand van het elektron tot de kern, bepalend voor de waarschijnlijkheid om het elektron op een bepaalde afstand aan te treffen. | | Radicale | Een atoom, molecuul of ion dat ten minste één ongepaard elektron heeft, waardoor het zeer reactief is. | | Resonantie | Een concept in de chemie dat wordt gebruikt om moleculen te beschrijven waarvan de werkelijke structuur niet kan worden weergegeven door één enkele Lewisstructuur, maar eerder een combinatie van meerdere canonieke vormen. | | Rutherford-atoommodel | Een atoommodel waarin de atoomkern een kleine, positief geladen kern is, omgeven door negatief geladen elektronen die in cirkelbanen draaien. | | Schrödingervergelijking | Een fundamentele vergelijking in de kwantummechanica die de evolutie van de kwantumtoestand van een systeem in de tijd beschrijft, en waarvan de oplossingen de mogelijke energieniveaus en golffuncties van het systeem opleveren. | | Sigma-binding ($ \sigma $) | Een type chemische binding gevormd door de axiale overlap van atomaire orbitalen, met rotatiesymmetrie rond de bindingsas. | | Sferische harmonieken ($ Y_{l,m_l} $) | De angulaire delen van de oplossingen van de Schrödingervergelijking voor een waterstofachtig atoom, die de oriëntatie van de orbitalen in de ruimte beschrijven. | | Spin | Een intrinsieke eigenschap van deeltjes, zoals elektronen, die kan worden voorgesteld als een interne hoekimpuls, en die twee mogelijke waarden kan aannemen (spin up of spin down). | | Staande golven | Golven die worden gevormd door de interferentie van twee lopende golven met dezelfde frequentie en amplitude die in tegengestelde richtingen voortplanten, wat resulteert in vaste knooppunten en buiken. | | Valentiebindingstheorie (VB) | Een kwantummechanische benadering van chemische binding, waarbij moleculaire orbitalen worden gevormd door de overlap van atomaire orbitalen. | | Valentie-elektronen | De elektronen in de buitenste schil van een atoom, die betrokken zijn bij chemische bindingen. | | VSEPR-theorie | Valencieschil-elektronenpaar-repulsietheorie, die stelt dat de geometrie van een molecuul wordt bepaald door de afstoting tussen elektronenparen in de valentieschil van het centrale atoom. | | Weege-golffunctie | Een verouderde term die mogelijk verwijst naar golffuncties in het algemeen, of een specifieke interpretatie ervan. | | Wolff-algoritme | Verwijzing naar een algoritme of methode die niet direct in de tekst wordt uitgelegd, mogelijk gerelateerd aan de analyse van moleculaire structuren of eigenschappen. | | Röntgenfluorescentie | Een techniek waarbij atomen worden bestraald met röntgenstraling, waardoor zij röntgenstraling met specifieke golflengten uitzenden die kenmerkend is voor elk element. |

# Covalente binding en de vorming ervan Hier is een uitgebreide studiegids voor het onderwerp "Covalente binding en de vorming ervan", gebaseerd op de verstrekte documentatie. ## 1. Covalente binding en de vorming ervan Covalente bindingen ontstaan door het delen van elektronenparen tussen atomen, wat resulteert in een stabielere configuratie voor beide betrokken partijen [1](#page=1). ### 1.1 De aard van covalente bindingen Covalente bindingen worden gevormd wanneer atomen elektronen met elkaar delen om zo een stabiele elektronenconfiguratie te bereiken, vaak een edelgasconfiguratie. Dit delen van elektronen creëert een aantrekkingskracht tussen de kernen van de atomen, die wordt tegengegaan door de afstoting tussen de elektronenwolken en tussen de kernen zelf. Het evenwicht tussen deze krachten bepaalt de bindingsafstand en de stabiliteit van de binding [19](#page=19) [1](#page=1) [3](#page=3). * **Mechanisme van binding:** De kernen van de atomen trekken de gedeelde elektronen aan. Tegelijkertijd stoten de kernen elkaar af, en de elektronenwolken stoten elkaar ook af [3](#page=3). * **Energie en stabiliteit:** Het vormen van een covalente binding is een proces waarbij energie wordt vrijgegeven, wat leidt tot een stabielere toestand met een lagere energie. De bindingsenergie is altijd negatief. Het omgekeerde proces, het verbreken van een binding (dissociatie), vereist de toevoeging van energie en resulteert in een positieve energieverandering [19](#page=19). * **Bindingsafstand:** De optimale afstand tussen twee kernen is de bindingsafstand, waar de totale energie van het systeem het laagst is. Als de atomen te dicht bij elkaar komen, neemt de afstoting toe en stijgt de energie weer [19](#page=19) [3](#page=3). ### 1.2 Factoren die de binding beïnvloeden Verschillende factoren spelen een rol bij de vorming en sterkte van covalente bindingen: * **Elektronegativiteit (EN):** Het verschil in elektronegativiteit tussen twee atomen bepaalt de polariteit van de binding. Als atomen met een significant verschil in EN een binding vormen, worden de elektronen meer naar het elektronegatievere atoom getrokken, wat resulteert in een polaire covalente binding met partiële positieve en negatieve ladingen. Hoe groter het EN-verschil, hoe sterker de ionische bijdrage aan de binding [17](#page=17) [25](#page=25) [9](#page=9). * **Grootte van atomen:** Grotere atomen hebben over het algemeen langere bindingslengten. Dit komt doordat de bindingen zich over grotere afstanden uitstrekken, wat meer energie vereist om te vormen [17](#page=17) [19](#page=19). * **Overlappende orbitalen:** De efficiëntie van de overlap van atomaire orbitalen is cruciaal voor de sterkte van de covalente binding. Een grotere overlap leidt tot een sterkere binding. Bij atomen van lagere schillen is de overlap vaak efficiënter omdat de orbitalen minder diffuus zijn [29](#page=29) [37](#page=37). ### 1.3 Soorten covalente bindingen Covalente bindingen kunnen worden onderverdeeld op basis van de manier waarop elektronen worden gedeeld en de aard van de overlap van orbitalen. #### 1.3.1 Sigma-bindingen ($\sigma$-bindingen) Sigma-bindingen worden gevormd door de directe, axiale overlap van atomaire orbitalen, waardoor de elektronendichtheid zich rechtstreeks tussen de twee kernen bevindt. Er kan slechts één $\sigma$-binding bestaan tussen twee atomen, en deze is doorgaans de sterkste binding. $\sigma$-bindingen maken rotatie rond de bindingsas mogelijk. Ze worden gevormd door de overlap van s-orbitalen, p-orbitalen (axiaal) of hybride orbitalen [29](#page=29) [31](#page=31). #### 1.3.2 Pi-bindingen ($\pi$-bindingen) Pi-bindingen worden gevormd door de zijdelingse overlap van p-orbitalen die parallel aan elkaar georiënteerd zijn. Deze overlap is minder efficiënt dan die van $\sigma$-bindingen omdat de elektronen verder van de kernen verwijderd zijn. Hierdoor zijn $\pi$-bindingen zwakker en minder polariseerbaar dan $\sigma$-bindingen. Rotatie rond de bindingsas is niet mogelijk bij de aanwezigheid van $\pi$-bindingen. Een dubbele binding bestaat uit één $\sigma$-binding en één $\pi$-binding, terwijl een drievoudige binding uit één $\sigma$-binding en twee $\pi$-bindingen bestaat (die loodrecht op elkaar staan) [30](#page=30) [39](#page=39). ### 1.4 Hybride orbitalen en hybridisatie Hybridisatie is het proces waarbij atomaire orbitalen van een atoom worden gecombineerd om nieuwe, hybride orbitalen te vormen die geschikt zijn voor het vormen van sterke $\sigma$-bindingen. Deze hybride orbitalen hebben een optimale geometrische oriëntatie voor maximale overlap [31](#page=31). * **Soorten hybridisatie:** * **sp:** Een s-orbitaal en een p-orbitaal worden gehybridiseerd, wat resulteert in twee sp-orbitalen. Deze orbitalen hebben 50% s-karakter en 50% p-karakter, en hun energie ligt tussen die van s- en p-orbitalen. De geometrische arrangement is lineair ($180^\circ$) [31](#page=31) [33](#page=33) [35](#page=35). * **sp²:** Een s-orbitaal en twee p-orbitalen worden gehybridiseerd, wat resulteert in drie sp²-orbitalen. Deze orbitalen hebben 33.3% s-karakter en 66.7% p-karakter, en hun arrangement is trigonaal planair ($120^\circ$) [31](#page=31) [33](#page=33) [35](#page=35). * **sp³:** Een s-orbitaal en drie p-orbitalen worden gehybridiseerd, wat resulteert in vier sp³-orbitalen. Deze orbitalen hebben 25% s-karakter en 75% p-karakter, en hun arrangement is tetraëdrisch ($109.5^\circ$) [31](#page=31) [33](#page=33) [35](#page=35). * **Reden voor hybridisatie:** Hybride orbitalen maken sterkere $\sigma$-bindingen mogelijk doordat ze efficiënter overlappen en de elektronen dichter bij de kern brengen. Ze huisvesten ook vrije elektronenparen effectiever dan pure p-orbitalen [31](#page=31) [33](#page=33) [35](#page=35). * **Vorming van hybride orbitalen:** De energie van de hybride orbitalen ligt gemiddeld tussen de energieën van de betrokken s- en p-orbitalen. Bij het opvullen van orbitalen wordt eerst het s-orbitaal gevuld vanwege het lagere energieniveau [33](#page=33) [35](#page=35). ### 1.5 Bindingsterkte en bijdragen De sterkte van een covalente binding kan worden beoordeeld op basis van twee hoofdbijdragen: * **Ionische bijdrage:** Deze bijdrage is direct gerelateerd aan het verschil in elektronegativiteit tussen de gebonden atomen. Een groter verschil in EN leidt tot een sterkere ionische bijdrage [25](#page=25). * **Covalente bijdrage:** Dit verwijst naar de efficiëntie van de overlap van atomaire orbitalen [37](#page=37). De totale sterkte van een binding is een combinatie van deze bijdragen, vaak geanalyseerd met behulp van vectorrekening [25](#page=25). ### 1.6 Dipoolmoment en polariteit Een dipoolmoment ontstaat wanneer er een ongelijke verdeling van lading is binnen een molecuul. Dit gebeurt voornamelijk bij polaire covalente bindingen, waar de elektronen meer naar het elektronegatievere atoom worden getrokken [17](#page=17) [25](#page=25) [41](#page=41) [9](#page=9). * **Vorming van dipoolmomenten:** Moleculen met een netto dipoolmoment worden als polair beschouwd (bijvoorbeeld water). Moleculen zonder netto dipoolmoment zijn apolair (bijvoorbeeld H₂) [41](#page=41). * **Belang van dipoolmomenten:** Polariteit beïnvloedt de oplosbaarheid van stoffen (polair lost polair op) en intermoleculaire krachten. Het vermogen om een dipoolmoment te tekenen voor eenvoudige moleculen is een belangrijke vaardigheid [27](#page=27) [41](#page=41). ### 1.7 Intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten zijn krachten tussen moleculen en zijn cruciaal voor de fysische eigenschappen van stoffen [41](#page=41). * **Van der Waalskrachten:** Deze zwakke krachten ontstaan door tijdelijke dipolen die geïnduceerd worden door de beweging van elektronen. Ze worden sterker bij een groter aantal elektronen, losjes gebonden elektronen (zoals in $\pi$-bindingen) en een grotere moleculaire grootte. Deze krachten zijn effectiever bij lage temperaturen en korte afstanden [41](#page=41) [43](#page=43). * **Waterstofbruggen:** Een speciale, sterkere vorm van intermoleculaire aantrekking die optreedt wanneer waterstof gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (zoals O, N, of F) en wordt aangetrokken door een vrij elektronenpaar op een ander elektronegatief atoom. Waterstofbruggen verklaren waarom water bij kamertemperatuur vloeibaar is [45](#page=45). ### 1.8 Mesomerie en resonantie Mesomerie, ook wel resonantie genoemd, treedt op wanneer een molecuul niet adequaat kan worden beschreven door één enkele Lewisstructuur. Het verwijst naar de delokalisatie van elektronen (met name in $\pi$-systemen) over meerdere atomen [45](#page=45) [49](#page=49). * **Principe:** Mesomerie resulteert in bindingen die een karakter hebben tussen enkelvoudige en dubbele bindingen, en het verdeelt de lading over meerdere atomen. Dit fenomeen draagt bij aan de stabiliteit van het molecuul [49](#page=49). * **Vereisten:** Mesomerie vereist de aanwezigheid van opeenvolgende p-orbitalen met de juiste oriëntatie, zodat de overlap mogelijk is [45](#page=45) [57](#page=57). * **Stabiliteit:** Moleculen met mesomerie zijn stabieler dan hun individuele resonantiestructuren zouden doen vermoeden. Dit komt doordat de elektronen over een groter gebied verdeeld zijn, wat leidt tot een lagere energie [45](#page=45) [49](#page=49). ### 1.9 Aromaticiteit Aromaticiteit is een speciale vorm van stabiliteit die optreedt in cyclische, vlakke moleculen met een gedelokaliseerd $\pi$-elektronsysteem dat voldoet aan Hückels regel (4n+2 $\pi$-elektronen) [49](#page=49) [53](#page=53). * **Kenmerken:** Aromati-sche moleculen, zoals benzeen, zijn uitzonderlijk stabiel. De bindingen in aromatische systemen hebben een karakter tussen enkelvoudige en dubbele bindingen, en alle bindingslengtes zijn gelijk [49](#page=49) [53](#page=53) [55](#page=55). * **Stabiliserende factoren:** Naast aromaticiteit zijn mesomerie en hybridisatie ook belangrijke factoren die de stabiliteit van moleculen kunnen vergroten [49](#page=49). ### 1.10 Oefeningen en examenvragen Er zijn specifieke oefeningen en concepten die vaak terugkomen op examens, zoals het verklaren van de exotherme aard van reacties op basis van bindingsenergieën het tekenen van dipoolmomenten het bepalen van hybridisatie en het uitleggen van mesomerie. Het vermogen om de stabiliteit van verschillende resonantiestructuren te vergelijken en het principe van aromaticiteit toe te passen, zijn ook essentieel. Het correct toepassen van de pijl-notatie voor elektronenbeweging is cruciaal bij het beschrijven van reactiemechanismen [23](#page=23) [27](#page=27) [35](#page=35) [49](#page=49) [51](#page=51) [53](#page=53) [59](#page=59). > **Tip:** Bij het analyseren van resonantiestructuren is het belangrijk om de elektronegativiteit van de atomen in acht te nemen. Negatieve ladingen worden bij voorkeur gedragen door elektronegatievere atomen, en positieve ladingen door minder elektronegatieve atomen [47](#page=47). > > **Voorbeeld:** Het verklaren waarom water vloeibaar is bij kamertemperatuur en bevriest bij -5°C is een typische examenvraag die het begrip van polariteit en waterstofbruggen test [45](#page=45). --- # Formele en partiële ladingen Dit onderdeel behandelt de concepten van formele ladingen en partiële ladingen, hun berekening, betekenis en hun belang voor het begrijpen van moleculaire structuren en reactiviteit. ### 2.1 Introductie tot ladingen in moleculen Moleculen hebben in werkelijkheid vaak ladingen die verdeeld zijn over de atomen, wat essentieel is voor het begrijpen van hun gedrag. Twee belangrijke concepten om deze verdeling te beschrijven zijn formele ladingen en partiële ladingen [13](#page=13). ### 2.2 Formele lading (FL) De formele lading is een methode om de verdeling van elektronen in een molecuul te benaderen, waarbij elektronen symmetrisch worden verdeeld over de bindende atomen. Dit concept is nuttig om de structuur en potentiele reactiviteit van een molecuul te analyseren, maar vertegenwoordigt niet altijd de daadwerkelijke ladingsverdeling [15](#page=15). #### 2.2.1 Berekening van formele lading De formele lading van een atoom in een molecuul wordt berekend met de volgende formule: $$ \text{Formele Lading} = (\text{Aantal valentie-elektronen van het vrije atoom}) - (\text{Aantal niet-bindende elektronen}) - \frac{1}{2}(\text{Aantal bindende elektronen}) $$ Het aantal valentie-elektronen van het vrije atoom kan worden afgeleid uit de groep waarin het element zich bevindt in het periodiek systeem. Niet-bindende elektronen zijn de elektronen die in vrije elektronenparen voorkomen. Bindende elektronen zijn de elektronen die betrokken zijn bij covalente bindingen. De som van de formele ladingen van alle atomen in een neutraal molecuul is nul. Bij ionen is de som gelijk aan de totale lading van het ion [13](#page=13) [15](#page=15). > **Tip:** Het is vaak nuttig om formele ladingen te noteren, zelfs als de Lewisstructuur stabiel lijkt, omdat dit kan helpen bij het identificeren van de meest waarschijnlijke structuur en mogelijke reactiecentra [47](#page=47). #### 2.2.2 Interpretatie van formele lading Formele ladingen wijzen op twee belangrijke aspecten: de daadwerkelijke lading van het molecuul of ion, en de bijdrage van datieve bindingen. Een atoom met een positieve formele lading heeft een tekort aan elektronen ten opzichte van zijn neutrale staat, terwijl een atoom met een negatieve formele lading een overschot heeft [15](#page=15). > **Voorbeeld:** In CO$_2$, waarbij koolstof een formele lading van 0 heeft en beide zuurstofatomen een formele lading van 0, is de verdeling van elektronen meer evenwichtig. Echter, in een structuur waar bijvoorbeeld een koolstofatoom een positieve formele lading draagt en een zuurstofatoom een negatieve, terwijl het zuurstofatoom een hogere elektronegativiteit heeft, is de getekende Lewisstructuur minder waarschijnlijk dan een alternatieve structuur met een meer logische ladingsverdeling (d.w.z. hogere EN-waarde draagt negatieve lading) [47](#page=47). #### 2.2.3 Formele lading en datieve bindingen Formele ladingen kunnen ook ontstaan door datieve bindingen, waarbij een atoom een elektronenpaar aan een ander atoom doneert. De richting van de pijl in een datieve binding is altijd van het atoom met de negatieve lading (of minder positieve lading) naar het atoom met de positieve lading (of minder negatieve lading) [15](#page=15). ### 2.3 Partiële lading Partiële ladingen geven de meer realistische verdeling van elektronen in een covalente binding weer, rekening houdend met het verschil in elektronegativiteit tussen de twee gebonden atomen [13](#page=13). #### 2.3.1 Oxidatietrap (OT) De oxidatietrap is een concept dat vergelijkbaar is met partiële ladingen, waarbij alle bindingselektronen worden toegewezen aan het atoom met de hoogste elektronegativiteit (EN). Dit resulteert in een meer extreme toewijzing van lading dan in werkelijkheid, maar het is nuttig voor het beoordelen van redoxreacties [13](#page=13). * De berekening van de oxidatietrap houdt in dat men kijkt naar hoeveel elektronen het atoom had als neutraal atoom, en daarvan aftrekt hoeveel elektronen het krijgt toegewezen in de gegeven moleculaire structuur [13](#page=13). > **Voorbeeld:** In een H-Cl binding, krijgt het chlooratoom, vanwege zijn hogere EN, alle bindende elektronen toegewezen in de oxidatietrap berekening [13](#page=13). #### 2.3.2 Partiële lading en elektronegativiteit Wanneer atomen met verschillende elektronegativiteit covalente bindingen aangaan, verschuiven de bindingselektronen gedeeltelijk naar het atoom met de hogere EN-waarde. Dit creëert een partiële negatieve lading ($\delta^-$) op het meer elektronegatieve atoom en een partiële positieve lading ($\delta^+$) op het minder elektronegatieve atoom [13](#page=13). * Het verschil in EN-waarde tussen twee gebonden atomen bepaalt de sterkte van de ionische bijdrage aan de binding, wat een maat is voor de polariteit van de binding. Een groter verschil in EN betekent een sterkere ionische bijdrage [25](#page=25). #### 2.3.3 Moleculaire polariteit Moleculaire polariteit wordt bepaald door zowel de polariteit van individuele bindingen als de geometrie van het molecuul. Als de polaire bindingen in een molecuul zo gerangschikt zijn dat hun dipoolmomenten elkaar opheffen, is het molecuul apolair. Zo niet, dan is het molecuul polair [43](#page=43). > **Voorbeeld:** Water (H$_2$O) is een polair molecuul omdat de polaire O-H bindingen niet symmetrisch gerangschikt zijn, wat resulteert in een netto dipoolmoment [19](#page=19). ### 2.4 Belang van ladingen in moleculaire structuren en reactiviteit Zowel formele als partiële ladingen spelen een cruciale rol bij het voorspellen van moleculaire eigenschappen en reactiviteit. * **Moleculaire stabiliteit:** De verdeling van ladingen beïnvloedt de stabiliteit van een molecuul. Systemen die een delokalisatie van ladingen mogelijk maken, zoals mesomerie of aromaciteit, zijn vaak stabieler [49](#page=49). * **Reactiecentra:** Atomen met significante positieve of negatieve ladingen zijn vaak reactiecentra, waar nucleofiele of elektrofile aanvallen plaatsvinden [15](#page=15). * **Moleculaire interacties:** Partiële ladingen zijn verantwoordelijk voor intermoleculaire krachten, zoals dipool-dipool interacties en waterstofbruggen, die essentieel zijn voor het begrijpen van de fysische eigenschappen van stoffen, zoals de vloeibaarheid van water bij kamertemperatuur [45](#page=45). * **Polariseerbaarheid:** Moleculen met veel elektronen, die ver van de kern en losjes gebonden zijn, zijn gemakkelijker te polariseren. Dit is belangrijk voor het begrijpen van tijdelijke dipolen (London dispersiekrachten) die ontstaan door de beweging van elektronen [43](#page=43). > **Voorbeeld:** De polariteit van water maakt het een uitstekend oplosmiddel voor polaire stoffen en verklaart zijn relatief hoge kookpunt vanwege sterke waterstofbruggen [45](#page=45). ### 2.5 Mesomerie en resonantie Mesomerie (ook wel resonantie genoemd) beschrijft systemen waarbij bindingen gedeeltelijk enkelvoudig en gedeeltelijk dubbel zijn, wat resulteert in een delokalisatie van elektronen. Dit draagt bij aan de stabiliteit van het molecuul [49](#page=49). * Mesomerie treedt op wanneer er minimaal drie opeenvolgende p-orbitalen aanwezig zijn, en deze correct georiënteerd zijn [57](#page=57). * Bij mesomerie worden verschillende resonantiestructuren getekend die samen de werkelijke structuur benaderen. De werkelijke structuur is een gemiddelde van deze resonantiestructuren [49](#page=49) [55](#page=55). * Structuuren met formele ladingen die verder uit elkaar liggen, of waarbij de negatieve lading op een minder elektronegatief atoom zit, dragen minder bij aan de mesomere hybride. Ook verlies van aromaciteit kan een rol spelen [55](#page=55). * De sterkte van mesomerie is een belangrijke factor voor moleculaire stabiliteit, naast aromaciteit en hybridisatie [49](#page=49). > **Tip:** Bij het tekenen van resonantiestructuren is het cruciaal om de wetten van de valentie van elk atoom te respecteren en te zorgen voor een consistente aantal valentie-elektronen. Zorg er ook voor dat er geen elementen worden gecreëerd met meer dan 8 elektronen in hun buitenste schil, tenzij het element dit toelaat (zoals zwavel, dat d-orbitalen heeft) [47](#page=47) [57](#page=57). ### 2.6 Hybridisatie en ladingen Hybridisatie is het proces waarbij atoomorbitalen worden gemengd om nieuwe hybride orbitalen te vormen die geschikter zijn voor binding. De keuze van hybridisatie kan invloed hebben op de verdeling van ladingen en de stabiliteit van het molecuul, bijvoorbeeld door de beschikbaarheid van p-orbitalen voor mesomerie [49](#page=49). ### 2.7 Aromaciteit en ladingen Aromaticiteit is een concept dat extra stabiliteit verleent aan bepaalde cyclische moleculen die voldoen aan specifieke criteria (zoals Hückel's regel). De aanwezigheid van een aromatisch systeem kan de ladingsverdeling en de reactiviteit van een molecuul sterk beïnvloeden [49](#page=49). ### 2.8 Conclusie Formele en partiële ladingen zijn fundamentele concepten in de chemie die inzicht bieden in de elektronische structuur van moleculen. Het begrijpen van hoe deze ladingen worden berekend, geïnterpreteerd en hoe ze interageren, is essentieel voor het voorspellen van moleculaire geometrie, reactiviteit en intermoleculaire krachten. Mesomerie en aromaciteit zijn concepten die de stabiliteit van moleculen met specifieke ladingsverdelingen verklaren. --- # Elektronegativiteit en polariteit Dit onderwerp verklaart hoe elektronegativiteit de polariteit van chemische bindingen en moleculen beïnvloedt, wat leidt tot dipoolmomenten en intermoleculaire krachten. ### 3.1 Elektronegativiteit Elektronegativiteit (EN) is de neiging van een atoom om elektronen naar zich toe te trekken in een chemische binding, zowel gebonden als ongebonden elektronen. De sterkte van deze aantrekking is omgekeerd evenredig met de afstand tussen het atoom (met zijn positieve lading) en de elektronen, volgens de wet $F = 1/r^2$. Als de elektronen precies in het midden van de binding zijn, is de EN-waarde nul [11](#page=11) [9](#page=9). #### 3.1.1 Trends in het Periodiek Systeem Over het algemeen neemt de elektronegativiteit toe van links naar rechts over een periode en af van boven naar beneden binnen een groep in het periodiek systeem. Atomen die dichter bij de kern zijn en een grotere aantrekkingskracht van de kern ervaren, hebben een hogere EN. Bijvoorbeeld, fluor heeft een hogere EN dan lithium omdat fluor een elektron nodig heeft om zijn schil te voltooien, terwijl lithium een elektron wil afstoten. Grotere atomen, zoals jodium, hebben een zwakkere kracht op hun valentie-elektronen vanwege de grotere afstand tot de kern [11](#page=11). ### 3.2 Polariteit van Bindingen De polariteit van een binding wordt bepaald door het verschil in elektronegativiteit tussen de twee atomen die de binding vormen [17](#page=17). * **Covalente binding:** Hierbij delen atomen elektronen, maar de mate van overlap en de aantrekking tot de kernen varieert [17](#page=17). * **Ionische bijdrage:** Als er een verschil in EN-waarde is, zullen de elektronen meer naar het atoom met de hogere EN-waarde verschuiven. Dit creëert partiële positieve ($ \delta^+ $) en partiële negatieve ($ \delta^- $) ladingen op de respectievelijke atomen. Hoe groter het EN-verschil, hoe groter de ionische bijdrage en dus ook de aantrekkingskracht tussen de atomen [13](#page=13) [17](#page=17). * **Gelijkheid van atomen:** Wanneer twee identieke atomen een binding vormen (bijvoorbeeld C-C), is er geen EN-verschil, en de binding is apolair. De elektronen worden gelijk verdeeld [17](#page=17). ### 3.3 Oxidatietrap (OT) en Partielke Ionische Bijdrage De oxidatietrap van een atoom in een verbinding geeft aan hoeveel elektronen aan elk atoom worden toegewezen, rekening houdend met de EN-waarde van de gebonden atomen. Alle elektronen worden geacht te verschuiven naar het element met de hoogste EN, tenzij het om twee identieke elementen gaat. Dit leidt tot een partiële negatieve lading op het atoom met hogere EN, omdat het "elektronen krijgt" [13](#page=13). ### 3.4 Moleculaire Polariteit en Dipoolmoment Moleculaire polariteit verwijst naar de verdeling van elektronendichtheid over het hele molecuul. Dit wordt beïnvloed door zowel de polariteit van individuele bindingen als de geometrie van het molecuul [27](#page=27). * **Dipoolmoment:** Een molecuul heeft een dipoolmoment als er een netto scheiding van positieve en negatieve ladingen is, resulterend in een positieve en een negatieve pool. Water is een voorbeeld van een sterk polair molecuul, met een positieve kant bij de waterstofatomen en een negatieve kant bij het zuurstofatoom [19](#page=19) [27](#page=27). * **Teken van een dipoolmoment:** Het dipoolmoment kan worden weergegeven als een vector die van de positieve pool naar de negatieve pool wijst. De richting van de polen is cruciaal om te bepalen of een molecuul een netto dipoolmoment heeft [23](#page=23) [25](#page=25) [27](#page=27) [41](#page=41). * **Polariseerbaarheid:** De mate waarin de elektronendichtheid van een atoom of molecuul kan worden vervormd door een extern elektrisch veld. Dit wordt vergemakkelijkt door [43](#page=43): 1. Veel elektronen [43](#page=43). 2. Elektronen die losjes gebonden zijn (bijvoorbeeld pi-bindingen) [43](#page=43). 3. Veel schillen, waardoor elektronen verder van de kern staan [19](#page=19). ### 3.5 Intermoleculaire Krachten Intermoleculaire krachten zijn aantrekkelijke krachten tussen moleculen die alleen op korte afstand actief zijn. De sterkte van deze krachten is afhankelijk van factoren zoals temperatuur en afstand [41](#page=41). * **Van der Waals-krachten:** Deze krachten spelen een rol, vooral bij lage temperaturen en korte afstanden wanneer moleculen weinig kinetische energie hebben. Moleculen die sterk polair zijn, zoals water, ondergaan sterke van der Waals-interacties [41](#page=41) [45](#page=45). * **Waterstofbruggen:** Een specifieke en relatief sterke vorm van intermoleculaire kracht die optreedt wanneer waterstof gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (zoals zuurstof, stikstof of fluor). Water kan bij kamertemperatuur veel waterstofbruggen vormen, wat bijdraagt aan de vloeibaarheid van water [45](#page=45). ### 3.6 Bindingen en Stabiliteit * **Bindingsafstand en -energie:** De afstand tussen kernen heeft invloed op de energie van een binding. Een kortere afstand leidt tot een stabielere binding, maar er is een optimum; te dichtbij kan leiden tot instabiliteit door kernbotsingen. Bindingsenergie is altijd negatief omdat het vrijkomt bij het vormen van een binding, terwijl dissociatie (het verbreken van een binding) energie vereist en dus positief is [19](#page=19). * **Mesomerie:** Mesomerie treedt op wanneer elektronen zich verspreiden over meerdere atomen, voornamelijk via pi-orbitalen. Dit resulteert in een grotere overlap en een stabieler systeem met een lagere energie, waarbij de bindingslengtes tussen enkelvoudige en meervoudige bindingen in liggen. Dit effect draagt bij aan de stabiliteit van moleculen [45](#page=45) [49](#page=49) [53](#page=53) [55](#page=55). * **Aromaticiteit:** Een belangrijk principe dat bijdraagt aan de stabiliteit van bepaalde ringstructuren, zoals benzeen. Aromatische systemen hebben een gedelokaliseerd elektronensysteem dat extra stabiliteit geeft [49](#page=49) [53](#page=53). > **Tip:** De sterkte van stabilisatie door verschillende factoren (aromaticiteit, mesomerie, hybridisatie) neemt over het algemeen af in deze volgorde [49](#page=49). ### 3.7 Moleculaire Orbitalen en Bindingstheorie De valentiebindingstheorie beschrijft hoe covalente bindingen worden gevormd door de vestiging van bindingselektronenparen in moleculaire orbitalen die zich tussen de twee kernen bevinden. Elektronen kunnen worden gedeeld (elk atoom draagt één elektron) of één atoom kan twee elektronen in een leeg orbitaal van het andere atoom leveren [27](#page=27). ### 3.8 Specifieke Voorbeelden en Toepassingen * **Water:** Sterk polair en in staat tot waterstofbruggen, wat de hoge kook- en vriestemperatuur verklaart en waarom het veel stoffen kan oplossen [19](#page=19) [27](#page=27) [45](#page=45). * **Benzeen:** Een klassiek voorbeeld van een aromatisch molecuul met gedelokaliseerde elektronen, wat leidt tot bindingslengtes die tussen enkel- en dubbele bindingen in liggen [53](#page=53). * **Zuurgraad:** De beweging van elektronen en ladingen (weergegeven met pijltjes) is cruciaal voor het begrijpen van reactiviteit, zoals het zuur-base gedrag van verbindingen [51](#page=51). > **Voorbeeld:** Het verklaren van de exotherme aard van een reactie waarbij een dubbele binding wordt afgebroken en twee enkelvoudige bindingen worden gevormd, vereist het vergelijken van de totale bindingsenergie die wordt vrijgegeven met de energie die nodig is voor de dissociatie. Dit wordt beïnvloed door de ionische en covalente bijdragen aan de bindingen [23](#page=23). > **Tip:** Bij het weergeven van resonantie structuren is het belangrijk om alle vrije elektronenparen te noteren en rekening te houden met de hoogste elektronegativiteit voor negatieve ladingen. Atomen zoals zwavel kunnen meer dan vier bindingen vormen omdat ze beschikken over d-orbitalen [47](#page=47) [57](#page=57). --- # Orbitalen en hybridisatie Dit deel bespreekt de aard van atomaire en moleculaire orbitalen, en het concept van hybridisatie als een mechanisme om stabiele chemische bindingen, met name sigma-bindingen, te vormen. ### 4.1 Atomaire en moleculaire orbitalen Orbitalen beschrijven de waarschijnlijkheid waar een elektron zich rond een atoomkern bevindt [29](#page=29). #### 4.1.1 Sigma ($\sigma$) bindingen * Sigma bindingen worden gevormd door de overlap van orbitalen, waarbij de grootste overlap direct tussen de twee atoomkernen plaatsvindt [29](#page=29). * Deze overlapping zorgt voor een sterke en efficiënte binding [29](#page=29). * Er kan slechts één sigma-binding tussen twee atomen gevormd worden, en dit is altijd de eerste binding die wordt aangegaan vanwege de sterkte [29](#page=29). * Hoewel sterk, staat een sigma-binding rotatie rond de eigen as toe [29](#page=29). #### 4.1.2 Pi ($\pi$) bindingen * Pi bindingen ontstaan uit de zijdelingse overlap van p-orbitalen die parallel georiënteerd zijn [30](#page=30). * Deze overlapping is diffusser en minder sterk dan bij sigma-bindingen, omdat de afstand van de elektronen tot de kern groter is [30](#page=30). * Pi bindingen beperken rotatie rond de atoomas [30](#page=30). * Elektronen in pi bindingen zijn losser gebonden en daardoor polariseerbaar [30](#page=30). * Een dubbele binding bestaat uit één sigma-binding en één pi-binding. Een driedubbele binding bestaat uit één sigma-binding en twee pi-bindingen die loodrecht op elkaar staan [30](#page=30). ### 4.2 Hybridisatie Hybridisatie is het proces waarbij atomaire orbitalen van een atoom mengen om nieuwe hybride orbitalen te vormen met een vorm die optimaal is voor sigma-bindingen. Dit leidt tot een stabielere configuratie doordat de elektronen dichter bij de kern komen [31](#page=31) [33](#page=33). #### 4.2.1 Principes van hybridisatie * De som van de energie van de beginnende orbitalen is gelijk aan de som van de energie van de resulterende hybride orbitalen [33](#page=33). * De energie van een hybride orbitaal ligt tussen die van de oorspronkelijke s- en p-orbitalen [33](#page=33). * Hybride orbitalen hebben een karakter van zowel s als p orbitalen, wat resulteert in een sterkere bijdrage aan sigma-bindingen [32](#page=32). * De vorming van hybride orbitalen gaat vooraf aan de plaatsing van elektronen erin [33](#page=33). #### 4.2.2 Soorten hybridisatie De types hybridisatie worden bepaald door de verhouding van s- en p-orbitalen die mengen: * **sp hybridisatie**: Eén s-orbitaal en één p-orbitaal mengen zich. Dit resulteert in twee sp-hybride orbitalen, elk met 50% s-karakter. Deze orbitalen zijn georiënteerd in een hoek van 180° ten opzichte van elkaar [31](#page=31) [35](#page=35). * **sp$^2$ hybridisatie**: Eén s-orbitaal en twee p-orbitalen mengen zich. Dit resulteert in drie sp$^2$-hybride orbitalen, elk met ongeveer 33% s-karakter. Deze orbitalen zijn georiënteerd in een hoek van 120° ten opzichte van elkaar, wat leidt tot een planaire geometrie [31](#page=31) [35](#page=35). * **sp$^3$ hybridisatie**: Eén s-orbitaal en drie p-orbitalen mengen zich. Dit resulteert in vier sp$^3$-hybride orbitalen, elk met 25% s-karakter. Deze orbitalen zijn georiënteerd in een tetraëdrische geometrie met hoeken van ongeveer 109,5° [31](#page=31) [35](#page=35). #### 4.2.3 Stabiliteit en energie van hybride orbitalen * De energie van hybride orbitalen is gerelateerd aan hun s-karakter: hoe hoger het s-karakter, hoe lager de energie en hoe dichter het elektron bij de kern is. De energierangschikking is: $s < sp < sp^2 < sp^3 < p$ [33](#page=33). * Een elektron of een elektronenpaar in een hybride orbitaal is stabieler dan in een puur p-orbitaal vanwege de nabijheid tot de kern [33](#page=33). * Hybridisatie is gunstig voor het vormen van sigma-bindingen en voor het huisvesten van vrije elektronenparen, omdat hybride orbitalen effectiever zijn dan p-orbitalen in deze functies [35](#page=35). #### 4.2.4 Toepassing van hybridisatie * Het aantal benodigde hybride orbitalen wordt bepaald door het aantal sigma-bindingen en het aantal vrije elektronenparen dat een atoom heeft [35](#page=35). * Pi-bindingen kunnen niet worden gevormd met hybride orbitalen, aangezien deze al volledig worden benut voor sigma-bindingen of het huisvesten van elektronenparen. Het maken van te veel hybride orbitalen kan resulteren in een leeg orbitaal dat anders gebruikt zou kunnen worden voor een pi-binding [35](#page=35). > **Tip:** Bij het bepalen van de hybridisatie, start met de Lewisformule, bepaal het sterisch getal (aantal bindingspartners + aantal vrije elektronenparen), bereid de atomen voor door orbitalen te verdelen (eerst hybride, dan p-orbitalen), en vorm vervolgens sigma-bindingen en zoek naar pi-bindingen [39](#page=39). ### 4.3 Moleculaire orbitalen en stabiliteit #### 4.3.1 Moleculaire orbitalen De vorming van moleculaire orbitalen kan worden beschreven door de som van golfuncties (voor binding) of het verschil (voor antibinding). Hybride orbitalen zijn een mix van meerdere atomaire orbitalen die nieuwe vormen creëren die optimaal zijn voor binding [29](#page=29) [31](#page=31). #### 4.3.2 Mesomerie * Mesomerie treedt op bij pi-orbitalen die dezelfde oriëntatie hebben, wat leidt tot een grotere overlap en een grotere wolk van elektronen [45](#page=45). * Dit resulteert in een energieverlaging omdat meer elektronen op een grotere ruimte worden verdeeld [45](#page=45). * Mesomerie kan leiden tot verschillende resonantiestructuren, waarbij sommige structuren belangrijker zijn dan andere [45](#page=45). * De stabiliteit wordt verhoogd door aromaciteit, mesomerie en hybridisatie [49](#page=49). * In mesomerie gedragen bindingen zich als een combinatie van enkelvoudige en dubbele bindingen, waarbij de elektronen constant wisselen [49](#page=49). * Voorbeelden zoals benzeen tonen de effecten van mesomerie en aromaciteit, waarbij de bindingslengtes korter zijn dan verwacht voor een enkelvoudige binding en langer dan voor een dubbele binding [49](#page=49). #### 4.3.3 Stabiliteitsfactoren Er zijn vier principes die de stabiliteit van een molecuul kunnen verhogen: aromaciteit, mesomerie, hybridisatie en de elektronegativiteit van atomen [49](#page=49). > **Tip:** De sterkte van stabiliserende factoren is over het algemeen: aromaciteit > mesomerie > hybridisatie [49](#page=49). #### 4.3.4 Sterische effecten en volume Wanneer moleculen van verschillende groottes worden gemengd, kunnen kleinere moleculen in de poriën van grotere moleculen passen, waardoor het totale volume kleiner wordt dan de som van de individuele volumes. Dit kan ook gebeuren als moleculen elkaar afstoten of aantrekken [45](#page=45). ### 4.4 Water en polaire bindingen Water is een polair molecuul, wat bijdraagt aan zijn vloeibare toestand bij kamertemperatuur en vaste toestand bij -5 graden Celsius. De hoge polariteit van water maakt het goed in staat om Van der Waalskrachten aan te gaan. Water kan ook waterstofbruggen vormen, wat de intermoleculaire krachten versterkt [45](#page=45). ### 4.5 Specifieke atoomcapaciteiten * Zwavel (S) kan meer dan vier bindingen aangaan omdat het d-orbitalen beschikbaar heeft [57](#page=57). * Zuurstof (O) met een negatieve lading wordt stabieler wanneer deze lading wordt uitgesmeerd over twee zuurstofatomen met een hoge elektronegativiteit [57](#page=57). * Een atoom heeft minstens drie opeenvolgende pz-orbitalen nodig voor bepaalde configuraties, hoewel het er in eerste instantie slechts twee lijkt te hebben [57](#page=57). > **Voorbeeld:** In benzeen is de binding tussen dubbele en enkele binding, en het molecuul is aromatisch. De lengte van de binding ligt tussen die van een dubbele en enkelvoudige binding, wat een gevolg is van elektronen die constant wisselen [49](#page=49) [53](#page=53). > > **Tip:** Probeer de hoeken tussen de hybride orbitalen zo nauwkeurig mogelijk te tekenen. Dit is belangrijk voor het correct weergeven van moleculaire geometrieën [41](#page=41). --- # Energie en stabiliteit van bindingen Dit onderwerp verkent hoe de energie inherent aan chemische bindingen de stabiliteit van moleculen en de energieomzettingen tijdens reacties bepaalt. ### 5.1 bindingsenergie en dissociatie-energie Chemische bindingen ontstaan doordat atomen aantrekkingskrachten ondervinden, waardoor hun totale energie daalt en ze stabieler worden. De aantrekkingskracht van elektronen tussen twee kernen is groter dan de afstotende kracht tussen de kernen onderling. Naarmate atomen dichter bij elkaar komen, neemt de aantrekkingskracht toe, wat leidt tot een daling in energie en een stabieler systeem. Echter, als de kernen te dicht bij elkaar komen, wordt de afstoting tussen de elektronen te groot, waardoor de energie weer stijgt en het systeem minder stabiel wordt. Het optimum wordt bereikt bij de bindingsafstand, waar de totale energie het laagst is [19](#page=19) [3](#page=3). **Bindingsenergie** wordt gedefinieerd als de energie die nodig is om een binding te verbreken, oftewel het omgekeerde proces van het vormen van een binding. Het vormen van een binding verlaagt de energie, dus de bindingsenergie zelf wordt als negatief beschouwd omdat energie wordt vrijgegeven of het systeem stabieler wordt. Omgekeerd, om een binding te verbreken (dissociatie), moet energie worden toegevoegd, waardoor de **dissociatie-energie** positief is. De hoeveelheid energie die nodig is om een binding te verbreken, is gelijk aan de hoeveelheid energie die vrijkomt bij het vormen van die binding [19](#page=19). De bindingsenergie van twee atomen is niet altijd hetzelfde in elk molecuul; de opgegeven waarden zijn vaak gemiddelden die gebruikt worden voor schattingen. Deze gemiddelden bieden een goede afschatting en kunnen helpen voorspellen of een reactie **endo**- of **exotherm** zal zijn. Een exotherme reactie geeft energie vrij (vaak als warmte), terwijl een endotherme reactie energie vereist [21](#page=21). De drijvende kracht achter chemische reacties is altijd het bereiken van een zo laag mogelijke energietoestand. Hoe lager de energie van een systeem, hoe stabieler het is [21](#page=21). #### 5.1.1 Factoren die bindingsenergie beïnvloeden De afstand tussen de kernen van atomen speelt een cruciale rol in de bindingsenergie. Hoe korter de afstand, hoe stabieler de binding, tot op zekere hoogte. Echter, als de kernen te dicht bij elkaar komen, kan dit leiden tot instabiliteit. De aanwezigheid van meer schillen in een atoom kan leiden tot een grotere bindingsafstand, wat meer energie vereist om te binden. Factoren zoals de covalente en ionische bijdrage aan een binding, evenals de elektronegativiteit van de betrokken atomen, beïnvloeden de sterkte en energie van de binding [19](#page=19). ### 5.2 Energieomzettingen in chemische reacties Chemische reacties kunnen worden geanalyseerd aan de hand van de energieveranderingen die optreden bij het verbreken en vormen van bindingen. Een reactie is exotherm als de totale bindingsenergie van de gevormde bindingen groter is dan de totale energie die nodig is om de gebroken bindingen te verbreken. Omgekeerd is een reactie endotherm als er meer energie nodig is om bindingen te verbreken dan er vrijkomt bij de vorming van nieuwe bindingen [21](#page=21) [23](#page=23). #### 5.2.1 Grafische weergave van energieveranderingen Een nuttige manier om energieveranderingen in reacties te visualiseren is via een energiediagram. Op de y-as wordt energie weergegeven en op de x-as de voortgang van de reactie. De startpunten representeren de reagentia, en de eindpunten de reactieproducten. De bindingsenergie draagt altijd negatief bij aan de totale energie van een systeem. De som van de energie van alle reagentia wordt vergeleken met de som van de energie van alle reactieproducten om te bepalen of energie wordt opgenomen of afgegeven [21](#page=21). #### 5.2.2 Voorbeeld: Koolstofbindingen Een voorbeeld ter illustratie is de omzetting van één C=C dubbele binding naar twee C-C enkelvoudige bindingen. Om dit te analyseren, wordt eerst de energie berekend die nodig is om de dubbele binding te verbreken, gevolgd door de energie die vrijkomt bij de vorming van de twee enkelvoudige bindingen. Als de energie die vrijkomt bij de vorming van de enkelvoudige bindingen groter is dan de energie die nodig is om de dubbele binding te verbreken, is de reactie exotherm [23](#page=23). ### 5.3 Hybridisatie en stabiliteit van orbitalen Hybridisatie is een proces waarbij atoomorbitalen worden gemengd om nieuwe, stabielere hybride orbitalen te vormen. Deze nieuwe orbitalen hebben een vorm die beter geschikt is voor het vormen van sigma-bindingen. De energie van de hybride orbitalen ligt tussen de energieën van de oorspronkelijke s- en p-orbitalen [31](#page=31) [33](#page=33). * **sp-orbitalen**: 50% s-karakter, 50% p-karakter. Er kunnen twee van deze orbitalen worden gevormd. De energie van sp-orbitalen is lager dan die van vrije s- en p-orbitalen [31](#page=31) [33](#page=33). * **sp²-orbitalen**: 1/3 s-karakter, 2/3 p-karakter. Er kunnen drie van deze orbitalen worden gevormd [31](#page=31). * **sp³-orbitalen**: 1/4 s-karakter, 3/4 p-karakter. Er kunnen vier van deze orbitalen worden gevormd [31](#page=31). **Waarom hybridisatie?** Hybride orbitalen zorgen ervoor dat elektronen dichter bij de kern worden gebracht, wat leidt tot een stabieler systeem. Het vormen van een sigma-binding met een hybride orbitaal is energie-efficiënter dan met een p-orbitaal [33](#page=33) [35](#page=35). De volgorde van energie van de orbitalen is: s < sp < sp² < sp³ < p. Elektronen worden eerst toegewezen aan de orbitalen met de laagste energie. Een vrij elektronenpaar is stabieler in een orbitaal met meer s-karakter omdat het dichter bij de kern is. Het aantal benodigde hybride orbitalen wordt bepaald door het aantal sigma-bindingen en vrije elektronenparen [33](#page=33) [35](#page=35). **Tip:** Je kunt geen pi-binding maken met een hybride orbitaal [35](#page=35). #### 5.3.1 Geometrie en stabiliteit De specifieke hybride orbitalen bepalen de moleculaire geometrie en bindingshoeken: * sp-orbitalen: 180° bindingshoek [35](#page=35). * sp²-orbitalen: 120° bindingshoek [35](#page=35). * sp³-orbitalen: 109,5° bindingshoek [35](#page=35). De geometrie van water, dat sp³-hybridisatie ondergaat, maakt het molecuul polair [35](#page=35). ### 5.4 Intermoleculaire krachten en stabiliteit Intermoleculaire krachten, zoals Van der Waalskrachten, spelen een belangrijke rol in de stabiliteit en fysische eigenschappen van moleculen. Deze krachten zijn het sterkst op korte afstand en worden beïnvloed door temperatuur en de kinetische energie van moleculen. Lagere temperaturen verminderen de kinetische energie, waardoor de moleculen minder bewegen en intermoleculaire krachten effectiever worden [41](#page=41). **Tip:** Voor Van der Waalskrachten zijn een korte afstand en lage temperatuur wenselijk [41](#page=41). #### 5.4.1 Waterstofbruggen en polariteit De hoge polariteit van water maakt het in staat om sterke intermoleculaire interacties aan te gaan, zoals waterstofbruggen. Deze interacties dragen bij aan de vloeibaarheid van water op kamertemperatuur en de vorming van vaste structuren bij lagere temperaturen [45](#page=45). #### 5.4.2 Mesomerie Mesomerie treedt op bij pi-bindingen en vereist dat p-orbitalen dezelfde oriëntatie hebben. Dit leidt tot de vorming van één grote elektronendelocalisatie (een grote wolk), wat resulteert in een lagere energie voor hetzelfde aantal elektronen. Mesomerie resulteert in verschillende mogelijke resonantiestructuren, waarvan sommige stabieler zijn dan andere. Aromatische verbindingen, zoals benzeen, zijn klassieke voorbeelden van moleculen die stabiliteit ontlenen aan mesomerie [45](#page=45) [53](#page=53). ### 5.5 Stabiliteit van ladingen De stabiliteit van geladen deeltjes is cruciaal voor het begrijpen van chemische reacties en structuren. Een negatieve lading kan worden gestabiliseerd door deze uit te smeren over meerdere atomen, vooral als deze atomen een hoge elektronegativiteit hebben [57](#page=57). **Voorbeeld:** Een negatieve lading op een zuurstofatoom is relatief stabiel omdat zuurstof een hoge elektronegativiteit heeft en de lading kan helpen "uit te smeren" [57](#page=57). #### 5.5.1 Limieten van bindingen Een koolstofatoom kan niet meer dan 4 bindingen aangaan in een stabiele structuur. Zuurstofatomen mogen echter meer dan 4 bindingen hebben omdat ze d-orbitalen beschikbaar hebben om de extra elektronen te huisvesten [57](#page=57). #### 5.5.2 Aromatische stabiliteit Benzeen is een prominent voorbeeld van een aromatische verbinding. Aromatische stabiliteit ontstaat door de delocalisatie van pi-elektronen over een cyclisch systeem. Dit resulteert in een binding tussen een enkele en een dubbele binding in lengte en sterkte, en een significante energiedaling die de verbinding extra stabiliteit verleent [45](#page=45) [53](#page=53). **Tip:** Let goed op de beweging van pijltjes bij het tekenen van reactiemechanismen, deze geven de elektronenverplaatsing aan [51](#page=51). #### 5.5.3 Structuur en bindingen Voor het vormen van mesomerie is het essentieel dat er minstens drie achtereenvolgende p-orbitalen aanwezig zijn. De vorming van pi-bindingen kan dus alleen plaatsvinden met deze p-orbitalen [35](#page=35) [57](#page=57). **Tip:** Het is belangrijk om vrije elektronenparen altijd te noteren, aangezien deze bijdragen aan de stabiliteit en reactiviteit van moleculen [57](#page=57). --- ## 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 | |------|------------| | Covalente binding | Een chemische binding die ontstaat door het delen van elektronenparen tussen twee atomen, wat resulteert in een stabiele moleculaire structuur. | | Delen van elektronenparen | Het proces waarbij atomen hun valentie-elektronen delen om een stabiele elektronenschil te bereiken, wat leidt tot de vorming van covalente bindingen. | | Elektronenconfiguratie | De rangschikking van elektronen in de verschillende energieniveaus en subniveaus rond de kern van een atoom. | | Valentie-elektronen | De elektronen in de buitenste schil van een atoom die betrokken zijn bij chemische bindingen. | | Vrije elektronenparen | Paren valentie-elektronen die niet betrokken zijn bij bindingen en vrije ruimte innemen rond een atoomkern. | | Bindings-elektronen | Elektronen die worden gedeeld tussen atomen en een covalente binding vormen. | | Aantrekkingskracht | De kracht die twee deeltjes (atomen, kernen, elektronen) naar elkaar toe trekt, belangrijk bij het vormen van chemische bindingen. | | Afstotingskracht | De kracht die twee deeltjes (atomen, kernen, elektronen) van elkaar af duwt, eveneens belangrijk bij het vormen van chemische bindingen. | | Energiedaal | Een toestand van lagere energie, wat duidt op een stabielere configuratie van het molecuul of atoom. | | Stabiliteit | De mate waarin een systeem (atoom, molecuul) weerstand kan bieden aan verandering of verstoring; lagere energie correspondeert met hogere stabiliteit. | | Formele lading (FL) | Een theoretische lading die aan een atoom in een molecuul wordt toegeschreven door het aantal valentie-elektronen dat het atoom zou moeten hebben af te trekken van het aantal elektronen dat het daadwerkelijk heeft in de Lewisstructuur. | | Partiele lading | Een fractionele elektrische lading die op een atoom in een polaire covalente binding ontstaat als gevolg van een ongelijke verdeling van de elektronen; aangeduid met $\delta^+$ of $\delta^-$. | | Elektronegativiteit (EN) | Een maat voor het vermogen van een atoom om elektronen aan te trekken binnen een chemische binding. | | Dipoolmoment | Een maat voor de polariteit van een molecuul, bepaald door de verdeling van elektrische ladingen; een molecuul met een netto dipoolmoment is polair. | | Moleculaire orbitaal | Een wiskundige functie die de waarschijnlijkheid beschrijft om een elektron te vinden op een bepaald punt in de ruimte rond de kernen in een molecuul. | | Hybride orbitaal | Een orbitaal die wordt gevormd door de menging van atomaire orbitalen van verschillende soorten en/of energieniveaus binnen hetzelfde atoom, wat resulteert in nieuwe orbitalen met specifieke vormen en energieën (bv. sp, sp2, sp3). | | Sigma binding ($\sigma$-binding) | Een type covalente binding gevormd door de side-by-side overlapping van atomaire orbitalen langs de intermoleculaire as, wat resulteert in een sterke, roterende binding. | | Pi binding ($\pi$-binding) | Een type covalente binding gevormd door de parallelle overlapping van p-orbitalen boven en onder de intermoleculaire as, wat resulteert in een zwakkere, niet-roterende binding. | | Bindingsenergie | De energie die nodig is om een chemische binding te breken, of de energie die vrijkomt wanneer een binding wordt gevormd. Deze is altijd negatief bij vorming en positief bij breking. | | Dissociatie-energie | De energie die nodig is om een molecuul te splitsen in zijn samenstellende atomen. | | Oxidatietrap (OT) | Een getal dat de mate van oxidatie van een atoom in een chemische verbinding aangeeft, gebaseerd op de aanname dat bindingen volledig ionisch zijn, waarbij alle gedeelde elektronen worden toegeschreven aan het meest elektronegative atoom. | | Mesomerie | Een fenomeen waarbij de bindingselektronen en/of ladingen in een molecuul verdeeld zijn over meerdere atomen door middel van pi-orbitalen, wat resulteert in een intermediaire stabiliteit en bindingseigenschappen. |

# La tavola periodica e le sue proprietà La tavola periodica, fondamentale strumento per la comprensione della chimica, organizza gli elementi in base alle loro proprietà periodiche, derivanti dalla loro configurazione elettronica. ## 1. Storia e struttura della tavola periodica I primi tentativi di classificazione degli elementi risalgono al XIX secolo: * **Triadi di Döbereiner (1830 circa):** Raggruppamento di tre elementi con proprietà chimiche simili (es. alogeni). * **Legge delle ottave di Newlands (1860 circa):** Osservazione che le proprietà degli elementi si ripetono ogni sette elementi se disposti per peso atomico crescente, escludendo i gas nobili. * **Tavola periodica di Mendeleev (1869):** Classificazione basata sul peso atomico, con l'intuizione di lasciare spazi vuoti per elementi non ancora scoperti e la capacità di prevedere le loro proprietà. Gli elementi nella tavola periodica moderna sono disposti in ordine crescente di numero atomico. La tavola è strutturata in **periodi** (righe orizzontali), dove le proprietà variano progressivamente, e **gruppi** (colonne verticali), dove gli elementi presentano proprietà chimiche simili. ## 2. Proprietà periodiche Le proprietà periodiche degli elementi sono strettamente legate alla configurazione elettronica dei loro orbitali esterni. Le principali proprietà periodiche includono: * Potenziale di ionizzazione * Affinità elettronica * Dimensioni atomiche e ioniche * Elettronegatività * Carattere metallico e numeri di ossidazione ### 2.1 Carica nucleare efficace ($Z^*$) La carica nucleare efficace rappresenta la carica positiva netta che un elettrone in un atomo poli-elettronico percepisce, tenendo conto dell'effetto schermante degli altri elettroni. Negli atomi con più elettroni, la carica del nucleo è parzialmente schermata dagli elettroni interni, riducendo la carica effettiva sentita dagli elettroni più esterni. $$Z^* = Z - S$$ Dove: * $Z$ è il numero atomico (carica nucleare reale). * $S$ è il fattore di schermamento (o costante di schermamento). La carica nucleare efficace aumenta lungo un periodo (all'aumentare di $Z$, ma con $S$ che aumenta meno proporzionalmente) e generalmente diminuisce lungo un gruppo (all'aumentare del numero quantico principale $n$, aumentando lo schermo degli elettroni più interni). #### 2.1.1 Regole di Slater Le regole di Slater sono delle approssimazioni empiriche per calcolare il fattore di schermamento ($S$) e, di conseguenza, la carica nucleare efficace ($Z^*$). La procedura generale prevede: 1. **Scrivere la configurazione elettronica completa** dell'atomo, raggruppando gli elettroni per tipo di orbitale e per numero quantico principale ($n$). 2. **Identificare l'elettrone di interesse.** 3. **Calcolare $S$ sommando i contributi degli altri elettroni:** * Elettroni nello stesso gruppo/sottogruppo (stesso $n$): $0.35$ per ogni altro elettrone (o $0.30$ per gli orbitali $1s$). * Elettroni nei gruppi/sottogruppi con $n-1$: $0.85$ per ogni elettrone (o $0.80$ se $n$ è maggiore di 2). * Elettroni nei gruppi/sottogruppi con $n-2$ o inferiore: $1.00$ per ogni elettrone. * **Eccezioni:** Per elettroni in orbitali $d$ o $f$, gli elettroni in orbitali $s$ e $p$ dello stesso guscio contano come $1.00$. > **Tip:** Le regole di Slater forniscono un'approssimazione utile, ma non sempre precisa, della carica nucleare efficace. Sono particolarmente utili per comprendere le tendenze generali. La carica nucleare efficace influenza la forza con cui gli elettroni sono attratti dal nucleo, determinando proprietà come il raggio atomico e il potenziale di ionizzazione. Un valore elevato di $Z^*$ per gli elettroni di valenza suggerisce una forte attrazione nucleare, portando a una minore reattività. ### 2.2 Potenziale di ionizzazione Il potenziale di ionizzazione ($IP$) è l'energia minima richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo o ione in fase gassosa allo stato fondamentale. $$X_{(g)} + Energia \rightarrow X^+_{(g)} + e^-$$ * **Potenziale di prima ionizzazione ($IP_1$):** Rimozione del primo elettrone dall'atomo neutro. * **Potenziale di seconda ionizzazione ($IP_2$):** Rimozione del primo elettrone dallo ione mono-positivo. > **Tip:** L'elettrone rimosso nel processo di prima ionizzazione appartiene generalmente allo shell più esterno. Nei metalli di transizione, nonostante il riempimento degli orbitali $ns$ avvenga prima dei $nd$, gli elettroni $ns$ vengono rimossi per primi durante la ionizzazione a causa di una maggiore $Z^*$ sugli orbitali $nd$ nello ione. In generale, il potenziale di ionizzazione: * **Aumenta lungo un periodo:** A causa dell'aumento di $Z^*$ e della diminuzione del raggio atomico, gli elettroni esterni sono più strettamente legati. * **Diminuisce lungo un gruppo:** A causa dell'aumento del numero quantico principale $n$, del raggio atomico e dell'effetto schermante, gli elettroni esterni sono più lontani dal nucleo e meno attratti. #### 2.2.1 Eccezioni al potenziale di ionizzazione * **Idrogeno:** Possiede un alto potenziale di ionizzazione poiché ha un singolo elettrone molto vicino al nucleo. * **Gas nobili:** Hanno potenziali di ionizzazione molto elevati a causa della loro configurazione elettronica stabile (ottetto completo). * **Elementi con orbitali semipieni o pieni:** La rimozione di un elettrone da un orbitale semipieno o pieno richiede un'energia maggiore rispetto a quanto previsto dalla tendenza generale. ### 2.3 Affinità elettronica L'affinità elettronica ($AE$) è l'energia rilasciata o assorbita quando un elettrone viene aggiunto a un atomo in fase gassosa per formare uno ione negativo. $$X_{(g)} + e^- \rightarrow X^-_{(g)} + Energia$$ Una variazione di energia negativa indica che il processo è esotermico (rilascio di energia), il che significa che l'atomo ha una forte tendenza ad accettare un elettrone. > **Tip:** La formazione dello ione $O^{2-}$ è un processo endotermico complessivo, ma il primo passaggio ($O + e^- \rightarrow O^-$) è esotermico. La stabilità dello ione ossido bivalente si ottiene grazie all'energia reticolare nel reticolo cristallino. Le tendenze generali dell'affinità elettronica sono meno marcate rispetto al potenziale di ionizzazione. Generalmente: * Aumenta lungo un periodo (diventa più negativa) fino al gruppo 17, per poi diminuire per i gas nobili. * Diminuisce lungo un gruppo (diventa meno negativa). ### 2.4 Dimensioni atomiche e ioniche Il **raggio atomico** è la metà della distanza tra i nuclei di due atomi adiacenti in una molecola o in un reticolo cristallino. * **Diminuisce lungo un periodo:** L'aumento di $Z^*$ e il minor numero di gusci elettronici portano a una maggiore attrazione nucleare e a un raggio atomico minore. * **Aumenta lungo un gruppo:** L'aggiunta di nuovi gusci elettronici aumenta significativamente il raggio atomico. Il **raggio ionico** si riferisce alle dimensioni degli ioni. * **Cationi:** Sono più piccoli degli atomi neutri da cui derivano, poiché la perdita di elettroni riduce la repulsione elettrostatica. * **Anioni:** Sono più grandi degli atomi neutri da cui derivano, poiché l'aggiunta di elettroni aumenta la repulsione elettrostatica. * Il raggio ionico **aumenta** scendendo lungo un gruppo. * Per ioni della stessa carica, il raggio ionico **diminuisce** lungo un periodo. * Per ioni della stessa serie elettronica (stesso numero di elettroni), il raggio ionico **diminuisce** all'aumentare della carica nucleare. ### 2.5 Elettronegatività L'elettronegatività è la misura della tendenza di un atomo ad attrarre elettroni in un legame chimico. La scala più utilizzata è quella di Pauling. * **Aumenta lungo un periodo:** Gli atomi con maggiore $Z^*$ e minore raggio atomico attraggono più fortemente gli elettroni di legame. * **Diminuisce lungo un gruppo:** Gli elettroni di legame sono più distanti dal nucleo e meno attratti. I non metalli (specialmente alogeni e ossigeno) sono altamente elettronegativi, mentre i metalli alcalini e alcalino-terrosi sono poco elettronegativi. > **Tip:** L'elettronegatività è importante per prevedere la polarità dei legami chimici. Una grande differenza di elettronegatività tra due atomi indica un legame fortemente polarizzato o ionico. --- # Lo stato solido e le strutture cristalline Ecco un riassunto completo dell'argomento "Lo stato solido e le strutture cristalline", preparato come guida di studio per un esame. ## 2. Lo stato solido e le strutture cristalline Questa sezione esplora le diverse forme in cui la materia può esistere allo stato solido, distinguendo tra strutture ordinate e disordinate, e analizza in dettaglio i principi geometrici che governano la disposizione degli atomi nei cristalli. ### 2.1 Stati solidi: cristallini e amorfi Lo stato solido è caratterizzato da un volume e una forma propri, con particelle in grado di eseguire solo moti vibrazionali. Le forze coesive sono elevate, e la materia allo stato solido presenta una disposizione spaziale più o meno ordinata. La maggior parte degli elementi e dei composti si trova allo stato solido a temperatura ambiente. Gli stati solidi si suddividono principalmente in due categorie: #### 2.1.1 Solidi cristallini Questi solidi sono definiti da: * **Punto di fusione netto e definito**: la transizione allo stato liquido avviene a una temperatura precisa. * **Distribuzione ordinata degli atomi**: le particelle (atomi, ioni o molecole) sono disposte secondo uno schema periodico, omogeneo e continuo nello spazio tridimensionale. * **Anisotropia**: molte proprietà fisiche (come la conducibilità elettrica o la resistenza meccanica) dipendono dalla direzione all'interno del cristallo. All'interno dei solidi cristallini, si possono identificare quattro sottocategorie principali in base al tipo di legame predominante: 1. **Metalli**: ioni metallici tenuti insieme da un "mare" di elettroni mobili. Sono caratterizzati da bassa energia di ionizzazione, elevata malleabilità, lucentezza e alta conducibilità termica ed elettrica. 2. **Solidi ionici**: un ordinato aggregato di cationi e anioni legati da forze elettrostatiche. Sono generalmente duri, fragili e presentano alti punti di fusione ed ebollizione. 3. **Solidi estesi o covalenti**: atomi legati covalentemente attraverso l'intera struttura tridimensionale. Sono molto duri, con elevati punti di fusione ed ebollizione, e spesso insolubili in acqua. 4. **Solidi molecolari**: aggregati di molecole discrete, tenute insieme da forze intermolecolari (come le forze di Van der Waals). Hanno generalmente bassi punti di fusione e sono cattivi conduttori. #### 2.1.2 Solidi amorfi (vitrosi) Considerati una via di mezzo tra solidi e liquidi, questi materiali sono caratterizzati da: * **Ordine a corto raggio**: la disposizione ordinata delle particelle è limitata solo alle immediate vicinanze di un atomo o molecola, senza una periodicità estesa. * **Isotropia**: le proprietà fisiche sono uniformi in tutte le direzioni. * **Intervallo di fusione ampio**: non hanno un punto di fusione definito, ma si ammorbidiscono gradualmente su un intervallo di temperature. Questo disordine è dovuto alla diversa energia dei legami. * **Lenta cristallizzazione**: per formare un solido vetroso, la sostanza deve avere una tendenza alla cristallizzazione lenta. Il vetro è un esempio emblematico di solido amorfo. ### 2.2 Reticoli spaziali e celle elementari La disposizione regolare degli atomi nei solidi cristallini può essere descritta mediante un **reticolo spaziale**, una rete tridimensionale di punti (nodi) che rappresentano le posizioni degli atomi. L'unità fondamentale ripetitiva di questo reticolo è la **cella elementare**, la più piccola porzione di reticolo che, ripetuta indefinitamente in tutte le direzioni, genera l'intera struttura cristallina e ne conserva la simmetria. Le dimensioni e la forma di una cella elementare sono definite da tre vettori reticolari ($\vec{a}$, $\vec{b}$, $\vec{c}$) e dai tre angoli ($\alpha$, $\beta$, $\gamma$) compresi tra di essi. ### 2.3 Reticoli di Bravais In natura, i cristalli adottano uno dei **14 reticoli di Bravais**, che rappresentano tutte le possibili configurazioni geometriche di punti nello spazio tridimensionale che mantengono la simmetria del cristallo. Questi 14 reticoli sono classificati in 7 sistemi cristallini e possono presentarsi in 4 tipi fondamentali di celle elementari: * **Cella semplice (o primitiva)**: un solo punto reticolare per cella, situato ai vertici. * **Cella a corpo centrato**: contiene punti reticolari ai vertici più un punto al centro del volume della cella. * **Cella a facce centrate**: contiene punti reticolari ai vertici più un punto al centro di ciascuna delle sei facce. * **Cella a basi centrate**: contiene punti reticolari ai vertici più un punto al centro di una coppia di facce opposte. #### 2.3.1 Conteggio dei punti di cella Per determinare il numero effettivo di atomi o unità formula all'interno di una cella elementare, si considerano le seguenti contribuzioni: * Atomo/punto interamente all'interno della cella: contribuisce per 1. * Atomo/punto al centro di una faccia: contribuisce per $\frac{1}{2}$ (condiviso con un'altra cella). * Atomo/punto al centro di uno spigolo: contribuisce per $\frac{1}{4}$ (condiviso con quattro celle). * Atomo/punto a un vertice: contribuisce per $\frac{1}{8}$ (condiviso con otto celle). ### 2.4 Tipi di impaccamento e strutture compatte Gli atomi, gli ioni o le molecole in un cristallo tendono ad impacchettarsi in modo da minimizzare gli spazi vuoti, cercando la configurazione più stabile energeticamente. Assumendo particelle sferiche di uguale raggio, si possono descrivere differenti tipi di impaccamento. #### 2.4.1 Strutture compatte Le strutture più compatte che si possono ottenere con sfere di uguale raggio sono: 1. **Esagonale compatta (HC)**: Struttura ottenuta impilando strati di sfere. In questa struttura, ogni sfera è in contatto con altre 12 sfere (numero di coordinazione 12). Il frazionamento del volume occupato dalle sfere è del 74%. La sequenza di impilamento degli strati è ABABAB... 2. **Cubica compatta (CC) o Cubica a facce centrate (FCC)**: Anche questa struttura ha un numero di coordinazione 12. Il frazionamento del volume occupato dalle sfere è anch'esso del 74%. La sequenza di impilamento degli strati è ABCABC... In entrambe queste strutture compatte, per $n$ sfere totali, si formano: * $2n$ cavità tetraedriche (con raggio $r_{cavità} \approx 0.225r_{sfera}$). * $n$ cavità ottaedriche (con raggio $r_{cavità} \approx 0.414r_{sfera}$). Queste cavità sono fondamentali per l'alloggiamento di ioni più piccoli nei cristalli ionici. #### 2.4.2 Altre strutture cristalline Oltre alle strutture compatte, esistono altre disposizioni meno densamente impaccate: * **Cubica a corpo centrato (BCC)**: Numero di coordinazione 8. Il frazionamento del volume occupato è circa il 68%. È una struttura comune per molti metalli. * **Cubica semplice (SC)**: Numero di coordinazione 6. Il frazionamento del volume occupato è circa il 52%. È meno comune per atomi di uguali dimensioni. * **Tetraedrica**: Numero di coordinazione 4. Il frazionamento del volume occupato è circa il 34%. > **Tip:** La scelta della struttura cristallina non dipende solo dalla dimensione delle particelle, ma anche dalle forze di legame presenti (ionico, covalente, metallico, van der Waals). ### 2.5 Cristalli ionici I cristalli ionici sono formati da cationi e anioni tenuti insieme da forti attrazioni elettrostatiche. Le forze ioniche non sono direzionali, il che favorisce un impacchettamento denso, guidato dal rapporto tra i raggi del catione e dell'anione ($r_c/r_a$). * **Caratteristiche**: Sono generalmente duri ma fragili. Per deformarli, è necessario vincere le forti attrazioni elettrostatiche. Se si applica una forza sufficiente a far slittare gli strati, ioni di carica opposta possono avvicinarsi, causando forte repulsione e frattura. * **Strutture comuni**: * **AX (stechiometria 1:1)**: Struttura salgemma (es. NaCl), a cloruro di cesio (CsCl), sfalerite (ZnS), wurtzite, NiAs. * **AX$_2$ (stechiometria 1:2)**: Fluorite (CaF$_2$), antifluorite (K$_2$O), rutilo (TiO$_2$), CdI$_2$, CdCl$_2$. #### 2.5.1 Struttura del cloruro di sodio (NaCl) È una delle strutture più comuni per composti AX. Consiste in due reticoli FCC interpenetrant: gli anioni (Cl$^-$) formano un reticolo FCC, mentre i cationi (Na$^+$) occupano tutte le cavità ottaedriche di questo reticolo. Entrambi gli ioni hanno un numero di coordinazione di 6. Una cella elementare di NaCl contiene 4 unità di NaCl. #### 2.5.2 Struttura del cloruro di cesio (CsCl) Questa struttura è meno compatta della NaCl. È descritta come due reticoli cubici semplici sfalsati, uno con ioni Cs$^+$ e l'altro con ioni Cl$^-$. Il numero di coordinazione è 8 per entrambi gli ioni. #### 2.5.3 Struttura del solfuro di zinco (ZnS) Esiste in due polimorfi principali: blenda (cubica) e wurtzite (esagonale). In entrambe, gli anioni (S$^{2-}$) formano un reticolo compatto (FCC per la blenda, esagonale compatta per la wurtzite) e i cationi (Zn$^{2+}$) occupano metà delle cavità tetraedriche. Il numero di coordinazione è 4 per entrambi gli ioni. #### 2.5.4 Struttura della fluorite (CaF$_2$) Gli anioni (F$^-$) sono disposti in un reticolo FCC e i cationi (Ca$^{2+}$) occupano tutte le cavità tetraedriche. Il Ca$^{2+}$ ha coordinazione 8 rispetto agli F$^-$, e ogni F$^-$ ha coordinazione 4 rispetto ai Ca$^{2+}$. L'antifluorite (es. K$_2$O) è una struttura inversa. #### 2.5.5 Struttura del rutilo (TiO$_2$) Gli anioni (O$^{2-}$) formano un reticolo esagonale compatto, e i cationi (Ti$^{4+}$) occupano una frazione dei siti ottaedrici. La coordinazione intorno al Ti è ottaedrica. > **Tip:** Il rapporto tra i raggi catione/anione ($r_c/r_a$) è un fattore chiave nel determinare la struttura di un cristallo ionico. Valori specifici di questo rapporto favoriscono determinate coordinazioni e tipi di cavità. ### 2.6 Metalli e strutture cristalline metalliche I cristalli metallici sono costituiti da ioni positivi immersi in un mare di elettroni di valenza delocalizzati, tenuti insieme dal legame metallico. * **Proprietà**: * Alta conducibilità elettrica e termica (dovuta agli elettroni mobili). La conducibilità diminuisce con l'aumentare della temperatura a causa dell'agitazione termica che ostacola il movimento degli elettroni. * Lucentezza e opacità (dovute alla riflessione della luce da parte degli elettroni delocalizzati). * Elevata duttilità e malleabilità (dovute alla capacità degli strati atomici di scorrere l'uno sull'altro senza rompere i legami). * Formazione di cationi positivi. * **Strutture cristalline comuni**: * **Cubica a corpo centrato (BCC)**: numero di coordinazione 8. * **Cubica a facce centrate (FCC)** o **Esagonale compatta (HC)**: numero di coordinazione 12. * Molti metalli presentano **allotropia**, ovvero possono cristallizzare in forme diverse (con strutture differenti) a seconda della temperatura e della pressione. Generalmente, all'aumentare degli elettroni di valenza, le strutture tendono a diventare più compatte (da BCC a FCC/HC). ### 2.7 Semiconduttori, isolanti e metalli: la teoria delle bande La differenza tra metalli, isolanti e semiconduttori può essere spiegata tramite la **teoria delle bande**, che descrive come gli orbitali atomici degli atomi in un cristallo si combinano per formare bande di energia continue. * **Banda di valenza**: la banda più alta occupata da elettroni nello stato fondamentale. * **Banda di conduzione**: la banda immediatamente superiore alla banda di valenza, generalmente vuota nello stato fondamentale. * **Band gap ($\Delta E$ o $E_g$)**: l'intervallo di energia tra la banda di valenza e la banda di conduzione. #### 2.7.1 Classificazione in base alle bande * **Metalli**: La banda di valenza e la banda di conduzione si sovrappongono, o la banda di valenza è solo parzialmente riempita. Gli elettroni possono muoversi facilmente a stati energetici superiori con una minima aggiunta di energia, garantendo alta conducibilità elettrica. Non c'è band gap. * **Isolanti**: La banda di valenza è completamente piena, e la banda di conduzione è completamente vuota. Il band gap è molto ampio (tipicamente $> 4$ eV), richiedendo un'enorme quantità di energia per eccitare gli elettroni nella banda di conduzione. La conducibilità è praticamente nulla. * **Semiconduttori (non drogati o intrinseci)**: La banda di valenza è piena e la banda di conduzione è vuota, ma il band gap è relativamente piccolo (es. circa 1.1 eV per il silicio). A temperatura ambiente, una piccola frazione di elettroni viene eccitata termicamente nella banda di conduzione, creando portatori di carica (elettroni e lacune) e conferendo una conducibilità misurabile ma inferiore a quella dei metalli. #### 2.7.2 Conducibilità e temperatura * Nei **metalli**, la conducibilità diminuisce all'aumentare della temperatura a causa delle maggiori vibrazioni del reticolo. * Nei **semiconduttori** e negli **isolanti**, la conducibilità aumenta all'aumentare della temperatura, poiché più elettroni acquisiscono l'energia necessaria per superare il band gap e raggiungere la banda di conduzione. #### 2.7.3 Semiconduttori drogati La conducibilità dei semiconduttori può essere drasticamente aumentata e controllata tramite il drogaggio, l'introduzione di piccole quantità di impurità. * **Semiconduttori di tipo n**: Drogaggio con elementi che hanno un elettrone di valenza in più rispetto al semiconduttore puro. Si crea una banda di energia "donatrice" molto vicina alla banda di conduzione, piena di elettroni che possono essere facilmente eccitati. I portatori di carica maggioritari sono gli elettroni. * **Semiconduttori di tipo p**: Drogaggio con elementi che hanno un elettrone di valenza in meno. Si crea una banda di energia "accettrice" molto vicina alla banda di valenza, con poche vacanze (lacune) che possono accettare elettroni dalla banda di valenza. I portatori di carica maggioritari sono le lacune. ### 2.8 Cristalli molecolari e covalenti #### 2.8.1 Cristalli molecolari Costituiti da molecole discrete, tenute insieme da forze intermolecolari (principalmente forze di Van der Waals, a volte legami a idrogeno). * **Caratteristiche**: Bassa energia di legame intermolecolare, quindi bassi punti di fusione ed ebollizione, sono volatili, ottimi isolanti elettrici e buoni conduttori termici. Sono facilmente deformabili e solubili in solventi con polarità simile. #### 2.8.2 Cristalli covalenti (o reticoli estesi) Atomi legati covalentemente in una rete tridimensionale continua. * **Caratteristiche**: Legami covalenti molto forti e direzionali, che portano a elevatissima durezza, altissimi punti di fusione ed ebollizione, e insolubilità in molti solventi. Sono isolanti elettrici allo stato solido ma diventano conduttori allo stato fuso. ##### 2.8.2.1 Allotropi del carbonio: diamante e grafite * **Diamante**: Struttura tetraedrica ($sp^3$ ibridazione), ogni atomo di carbonio è legato ad altri quattro. È estremamente duro, trasparente, isolante e ottimo conduttore di calore. * **Grafite**: Struttura stratificata, con atomi di carbonio legati in anelli esagonali planari ($sp^2$ ibridazione) all'interno di ciascuno strato. Gli strati sono tenuti insieme da deboli forze di Van der Waals. La grafite è scura, opaca, con notevole conducibilità elettrica e termica nella direzione parallela agli strati, e ha proprietà lubrificanti. È la forma più stabile termodinamicamente a temperatura ambiente. ### 2.9 Difetti nei cristalli Nessun cristallo è perfettamente perfetto; la presenza di difetti modifica le proprietà del materiale. I difetti sono classificati in base alla loro dimensione e impatto sulla stechiometria. * **Difetti puntuali**: Riguardano uno o pochi atomi/ioni. * **Vacanza**: Assenza di un atomo/ione dal suo sito reticolare. * **Difetto di Frenkel**: Un atomo/ione lascia il suo sito per occupare un sito interstiziale. Più comune per i cationi. * **Difetto di Schottky**: Coppia di vacanze (cationica e anionica) per mantenere la neutralità di carica. * **Centro di colore**: Vacanze o impurità che assorbono luce visibile, conferendo colore al cristallo. * **Difetti lineari (o di dislocazione)**: Difetti in una linea, importanti per la plasticità dei metalli. * **Difetti di superficie**: Caratterizzano la superficie del cristallo. * **Difetti di volume**: Difetti tridimensionali, come inclusioni o precipitati. > **Tip:** La presenza di difetti è spesso desiderata per modificare le proprietà elettroniche o meccaniche dei materiali (es. drogaggio nei semiconduttori, colorazione dei vetri). ### 2.10 Applicazioni dei materiali solidi La comprensione delle strutture cristalline e delle proprietà dei materiali solidi è fondamentale per innumerevoli applicazioni tecnologiche: * **Semiconduttori**: Fondamentali per l'elettronica (diodi, transistor, circuiti integrati), utilizzati in dispositivi come laser, sensori e celle fotovoltaiche. Il drogaggio permette di modulare la loro conducibilità. * **Superconduttori**: Materiali che presentano resistenza elettrica nulla al di sotto di una certa temperatura critica. Hanno applicazioni in magneti superconduttori (es. in RMN, acceleratori di particelle), treni a levitazione magnetica e cavi ad alta efficienza energetica. * **Materiali ceramici avanzati**: Come carburo di silicio (SiC) e nitruro di silicio (Si$_3$N$_4$), usati per la loro elevata durezza, resistenza al calore e agli agenti chimici in applicazioni refrattarie, componenti per alte temperature e rinforzi. * **Allotropi del carbonio**: Diamante per abrasivi e elettronica di potenza; grafite per elettrodi, lubrificanti e materiali compositi; fullereni e nanotubi di carbonio per nanomateriali avanzati, elettronica flessibile, catalisi e applicazioni biomediche. * **Materiali compositi**: Fibre di carbonio o ceramiche incorporate in una matrice (polimerica, metallica o ceramica) per ottenere materiali con elevate proprietà meccaniche specifiche (resistenza, leggerezza). * **Celle fotovoltaiche**: Dispositivi che convertono l'energia solare in elettrica, con diverse generazioni basate su silicio, semiconduttori composti o principi di funzionamento più avanzati come le celle di Grätzel o OPV (Organic Photovoltaics). --- # Cristalli ionici e legame metallico Questo argomento esplora la natura e le strutture dei cristalli ionici, i fattori che ne influenzano la formazione e il concetto del legame metallico, inclusa la teoria delle bande e la classificazione dei materiali in metalli, isolanti e semiconduttori. ### 3.1 Solidi cristallini e la loro classificazione Lo stato solido è una fase della materia con volume e forma propri, caratterizzata da moti vibrazionali e forze coesive elevate. I solidi cristallini si distinguono per un punto di fusione netto e definito, una disposizione ordinata e periodica degli atomi e proprietà che dipendono dalla direzione (anisotropia). Esistono quattro sottocategorie principali di solidi cristallini: * **Metalli:** Ioni positivi tenuti insieme da un "mare" di elettroni delocalizzati. Presentano basso potenziale di ionizzazione, sono malleabili, lucenti e dotati di alta conducibilità termica ed elettrica. * **Solidi ionici:** Unione ordinata di cationi e anioni attratti elettrostaticamente. Sono duri, fragili e possiedono elevati punti di fusione ed ebollizione. * **Solidi estesi o covalenti:** Atomi legati covalentemente in una rete tridimensionale continua. Sono estremamente duri, con punti di fusione ed ebollizione elevati, e insolubili in acqua. * **Solidi molecolari:** Aggregati di singole molecole tenute insieme da forze intermolecolari deboli. I solidi amorfi, invece, presentano un ordine solo a corto raggio, hanno proprietà isotrope e un intervallo di raffreddamento definito anziché un punto di fusione netto. #### 3.1.1 Reticoli cristallini e celle elementari La disposizione ordinata degli atomi nei solidi cristallini è descritta da un reticolo spaziale, una maglia immaginaria dove i nodi rappresentano le posizioni degli atomi. L'unità ripetitiva fondamentale che contiene tutte le informazioni per la struttura finale del cristallo è la cella elementare. Le celle elementari sono definite da tre vettori reticolari ($\vec{a}$, $\vec{b}$, $\vec{c}$) e dai tre angoli ($\alpha$, $\beta$, $\gamma$) tra di essi. Esistono 14 reticoli di Bravais, che rappresentano tutte le possibili combinazioni di celle elementari e sistemi cristallini. Le celle elementari possono essere classificate in base alla posizione dei punti reticolari: * **Semplice (o primitiva):** Punti reticolari solo ai vertici. * **A corpo centrato:** Punti reticolari ai vertici e uno al centro del corpo della cella. * **A facce centrate:** Punti reticolari ai vertici e uno al centro di ogni faccia. * **A basi centrate:** Punti reticolari ai vertici e uno al centro di una coppia di facce opposte. Il conteggio dei punti per cella elementare si basa sulla frazione di ciascun punto che appartiene alla cella: * Punti all'interno della cella: 1 * Punti sulle facce: $\frac{1}{2}$ * Punti sugli spigoli: $\frac{1}{4}$ * Punti sui vertici: $\frac{1}{8}$ #### 3.1.2 Impaccamento negli strati cristallini Gli atomi o gli ioni in un cristallo tendono ad impaccarsi il più compattamente possibile per minimizzare gli spazi vuoti, influenzati da forze attrattive e repulsive. In un impacchettamento compatto di sfere identiche, si formano due tipi di cavità: * **Cavità tetraedriche:** Formate da quattro sfere (tre in uno strato e una sopra o sotto). * **Cavità ottaedriche:** Formate da sei sfere (tre in uno strato e tre nello strato adiacente). Se $n$ è il numero di sfere in un impacchettamento, si avranno $2n$ cavità tetraedriche e $n$ cavità ottaedriche. Le strutture di impacchettamento compatto più comuni sono: * **Struttura esagonale compatta (HCP):** Ottenuta con una sequenza di strati ABABAB... Ha un numero di coordinazione (NC) di 12. * **Struttura cubica compatta (FCC):** Ottenuta con una sequenza di strati ABCABC... Ha un numero di coordinazione (NC) di 12. Entrambe le strutture occupano il 74% del volume totale. Altre strutture con impacchettamento meno compatto includono: * **Struttura cubica a corpo centrato (BCC):** NC = 8, occupazione del volume del 68%. * **Struttura a cubo semplice (SC):** NC = 6, occupazione del volume del 52%. * **Struttura tetraedrica:** NC = 4, occupazione del volume del 34%. ### 3.2 Cristalli ionici I cristalli ionici sono solidi costituiti da cationi e anioni tenuti insieme da forze elettrostatiche (Coulombiane). Le forze non direzionali favoriscono un impacchettamento compatto. #### 3.2.1 Proprietà e strutture dei cristalli ionici I cristalli ionici sono generalmente duri e fragili. La fragilità deriva dalla repulsione Coulombiana che si verifica quando, sotto stress, strati di ioni con carica opposta si allineano, portando alla rottura del cristallo. La durezza è dovuta alle forti forze attrattive Coulombiane che resistono alla deformazione. La struttura di un cristallo ionico è determinata dal rapporto tra le dimensioni del catione e dell'anione ($r_c/r_a$), dalla tendenza a massimizzare il numero di coordinazione e dalla repulsione tra ioni con la stessa carica. I cationi sono generalmente più piccoli degli anioni e si inseriscono nelle cavità del reticolo anionico. Il rapporto dei raggi ionici ($r_c/r_a$) influenza la coordinazione: un rapporto più piccolo limita il numero di anioni che possono circondare un catione. I cristalli ionici possono presentare diverse stechiometrie, le più comuni sono AX (1:1) e AX2 (1:2). **Strutture comuni per composti AX (stechiometria 1:1):** * **Struttura del salgemma (NaCl):** Tipica del cloruro di sodio. Gli anioni formano un reticolo FCC e i cationi occupano i siti ottaedrici. Ogni ione ha un numero di coordinazione di 6. * **Struttura del cloruro di cesio (CsCl):** Caratterizzata da un numero di coordinazione di 8. I cationi e gli anioni sono disposti ai vertici di due reticoli cubici semplici spostati l'uno rispetto all'altro. * **Struttura della sfalerite (ZnS):** Un polimorfo del solfuro di zinco. Gli anioni formano un reticolo FCC e i cationi occupano metà dei siti tetraedrici. NC = 4. * **Struttura della wurtzite (ZnS):** Un altro polimorfo del solfuro di zinco. Gli anioni formano un reticolo esagonale compatto e i cationi occupano metà dei siti tetraedrici. NC = 4. **Strutture comuni per composti AX2 (stechiometria 1:2):** * **Struttura della fluorite (CaF2):** Gli ioni positivi (Ca2+) formano un reticolo FCC, e gli ioni negativi (F-) occupano tutti i siti tetraedrici. Ogni Ca2+ è coordinato da 8 F-, e ogni F- da 4 Ca2+ (struttura tetraedrica). * **Struttura dell'antifluorite (K2O):** Invertita rispetto alla fluorite, con gli anioni che formano il reticolo FCC e i cationi che occupano i siti tetraedrici. * **Struttura del rutilo (TiO2):** Gli anioni formano un reticolo esagonale compatto e i cationi occupano siti ottaedrici. La coordinazione attorno al catione (Ti) è ottaedrica. #### 3.2.2 Formazione del reticolo ionico (Ciclo di Born-Haber) L'energia di reticolo, l'energia rilasciata nella formazione di un reticolo cristallino ionico da ioni gassosi, può essere calcolata indirettamente attraverso il ciclo di Born-Haber. Questo ciclo considera le seguenti tappe termochimiche per la formazione di un composto ionico come KCl a partire dagli elementi nei loro stati standard: 1. **Sublimazione dell'elemento solido:** Conversione dell'elemento solido nel suo stato gassoso (es. K(s) $\rightarrow$ K(g)). 2. **Prima ionizzazione:** Rimozione di un elettrone dall'atomo gassoso per formare un catione (es. K(g) $\rightarrow$ K+(g) + e-). 3. **Dissociazione dell'elemento molecolare:** Scomposizione della molecola elementare in atomi gassosi (es. $\frac{1}{2}$Cl2(g) $\rightarrow$ Cl(g)). 4. **Affinità elettronica:** Acquisizione di un elettrone da parte dell'atomo gassoso per formare un anione (es. Cl(g) + e- $\rightarrow$ Cl-(g)). 5. **Formazione del reticolo:** Combinazione degli ioni gassosi per formare il cristallo ionico solido, rilasciando energia di reticolo. La somma delle entalpie di queste tappe, più l'entalpia di formazione del composto, è uguale a zero secondo la legge di Hess, permettendo di ricavare l'energia di reticolo. ### 3.3 Legame metallico e teoria delle bande Il legame metallico descrive l'interazione tra atomi metallici in un solido, caratterizzata da elettroni di valenza delocalizzati che "legano" un reticolo di ioni positivi. #### 3.3.1 Teoria degli orbitali molecolari e bande di energia Nella teoria degli orbitali molecolari applicata ai solidi, la combinazione di $n$ orbitali atomici porta alla formazione di $n$ orbitali molecolari. In un cristallo, un numero quasi infinito di orbitali atomici interagisce per formare bande di energia continue: * **Banda di valenza:** La banda a più alta energia contenente elettroni allo stato fondamentale. * **Banda di conduzione:** Una banda ad energia superiore, separata dalla banda di valenza da un "band gap" (dislivello energetico) o sovrapposta ad essa. Gli elettroni possono muoversi liberamente all'interno di una banda e saltare nella banda di conduzione se l'energia fornita è sufficiente a superare il band gap. #### 3.3.2 Metalli, isolanti e semiconduttori La classificazione dei materiali in metalli, isolanti e semiconduttori si basa sull'estensione del riempimento delle bande di energia e sull'ampiezza del band gap. * **Metalli:** La banda di valenza è parzialmente riempita o sovrapposta alla banda di conduzione. Non esiste un band gap significativo, il che consente agli elettroni di muoversi facilmente anche con una piccola differenza di potenziale, conferendo alta conducibilità elettrica e termica. La conducibilità dei metalli diminuisce con l'aumentare della temperatura a causa dell'aumento delle vibrazioni reticolari che ostacolano il movimento degli elettroni. * **A T=0K:** La banda di conduzione è parzialmente riempita fino all'energia di Fermi. * **A T>0K:** Gli elettroni possono essere eccitati termicamente negli stati vuoti della banda di conduzione. * **Isolanti:** La banda di valenza è completamente riempita, e la banda di conduzione è vuota. Il band gap è molto ampio (tipicamente > 6 eV), impedendo agli elettroni di raggiungere la banda di conduzione tramite eccitazione termica. La conducibilità è quasi nulla. * **A T=0K:** La banda di valenza è piena, la banda di conduzione è vuota. L'energia di Fermi si trova a metà tra le due bande. * **A T>0K:** L'eccitazione termica non è sufficiente a superare il band gap. * **Semiconduttori:** La banda di valenza è piena, e la banda di conduzione è vuota a 0K. Il band gap è significativamente più piccolo rispetto agli isolanti (tipicamente 0.7-3 eV). A temperature più elevate, gli elettroni possono essere eccitati termicamente nella banda di conduzione, generando una conducibilità misurabile che aumenta con la temperatura. * **A T=0K:** La banda di valenza è piena, la banda di conduzione è vuota. L'energia di Fermi si trova a metà del band gap. * **A T>0K:** Gli elettroni sono eccitati termicamente nella banda di conduzione, aumentando la conducibilità. #### 3.3.3 Semiconduttori drogati La conducibilità dei semiconduttori intrinseci (puri) può essere notevolmente aumentata e controllata tramite il drogaggio, ovvero l'aggiunta di piccole quantità di impurità. * **Semiconduttori di tipo n:** Drogaggio con un elemento che ha più elettroni di valenza del semiconduttore ospite. Si crea una banda energetica fittizia (banda donatrice) appena al di sotto della banda di conduzione. Gli elettroni da questa banda vengono facilmente promossi nella banda di conduzione, aumentando la concentrazione di cariche negative. * **Semiconduttori di tipo p:** Drogaggio con un elemento che ha meno elettroni di valenza. Si crea una banda energetica fittizia (banda accettrice) appena al di sopra della banda di valenza. Questo introduce "lacune" (posizioni elettroniche vuote) nella banda di valenza, che si comportano come cariche positive mobili. La conducibilità dei semiconduttori drogati aumenta significativamente con la temperatura. #### 3.3.4 Applicazioni dei semiconduttori Le proprietà modulabili dei semiconduttori, in particolare la conducibilità, li rendono fondamentali per l'elettronica moderna. La giunzione p-n, formata dall'unione di un semiconduttore di tipo p e uno di tipo n, è il componente base per molti dispositivi: * **Diodo:** Permette il flusso di corrente in una direzione e lo blocca nell'altra. * **Transistor:** Funziona come interruttore o amplificatore di segnale. * **Circuito integrato (microchip):** Contiene milioni o miliardi di transistor e altri componenti per l'elaborazione dati. * **Celle fotovoltaiche:** Convertono l'energia solare in energia elettrica. * **Laser semiconduttori:** Emettono luce coerente e monocromatica. * **Sensori:** Utilizzati per rilevare gas, liquidi e altre sostanze. Il band gap di un semiconduttore può essere determinato sperimentalmente misurando la sua conducibilità in funzione della temperatura o della lunghezza d'onda della luce incidente. #### 3.3.5 Superconduttori I superconduttori sono materiali che, al di sotto di una temperatura critica ($T_c$), presentano resistenza elettrica nulla ed espellono i campi magnetici interni (effetto Meissner). * **Superconduttori di Tipo 1:** Metalli e leghe semplici con $T_c$ generalmente molto basse ed espulsione completa del campo magnetico. * **Superconduttori di Tipo 2:** Metalli con bassa conducibilità, ossidi ceramici e leghe complesse con $T_c$ più elevate e un'espulsione parziale o stratificata del campo magnetico. La teoria BCS (Bardeen-Cooper-Schrieffer) spiega la superconduttività di Tipo 1 attraverso la formazione di coppie di Cooper, elettroni che si attraggono indirettamente tramite fononi (vibrazioni del reticolo cristallino) a basse temperature. I superconduttori trovano applicazione in magneti per risonanza magnetica, treni a levitazione magnetica e cavi per trasmissione di energia. ### 3.4 Cristalli molecolari e covalenti #### 3.4.1 Cristalli molecolari Nei cristalli molecolari, le unità costitutive sono molecole tenute insieme da deboli forze intermolecolari (Van der Waals, legami idrogeno). * **Caratteristiche:** Basse temperature di fusione ed ebollizione, cattivi conduttori elettrici, facilmente deformabili, solubili in solventi con caratteristiche simili. Le forze di Van der Waals sono significativamente più deboli delle forze dei legami chimici. #### 3.4.2 Cristalli covalenti Nei cristalli covalenti, gli atomi sono legati da forti legami covalenti direzionali in una rete tridimensionale continua. * **Caratteristiche:** Elevatissimi punti di fusione ed ebollizione, estrema durezza (es. diamante), isolanti elettrici a basse temperature ma conduttori dopo la fusione. * **Allotropi del Carbonio:** * **Diamante:** Struttura tetraedrica 3D con atomi di carbonio ibridati $sp^3$. È trasparente, isolante, durissimo e ottimo conduttore termico. * **Grafite:** Struttura a strati 2D di atomi di carbonio ibridati $sp^2$ legati da forti legami covalenti all'interno degli strati e deboli forze di Van der Waals tra gli strati. È scura, opaca, lubrificante e conduttrice di elettricità e calore lungo i piani. È la forma termodinamicamente più stabile a temperatura ambiente. * **Fullereni:** Molecole chiuse di carbonio (es. C60, "buckball"). Il C60 è composto da 12 pentagoni e 20 esagoni ed è geometricamente simile a un pallone da calcio. Sono ottimi accettori di elettroni e hanno applicazioni in medicina, superconduttività e celle solari. * **Nanotubi di carbonio:** Cilindri cavi formati da strati di grafene arrotolati. Possono essere conduttori, semiconduttori o isolanti a seconda della loro chiralità. Sono estremamente resistenti e leggeri, con potenziali applicazioni in microelettronica e nanomateriali. ### 3.5 Difetti nei cristalli Tutti i cristalli reali presentano difetti che influenzano le loro proprietà. I difetti possono essere stechiometrici (non alterano la composizione chimica) o non stechiometrici (alterano la composizione). * **Difetti puntuali:** * **Difetto di Frenkel:** Uno ione o atomo lascia il suo sito reticolare per occupare un sito interstiziale. * **Vacanza:** Assenza di un atomo o ione da un sito reticolare. * **Difetto di Schottky:** Coppia di vacanze anionica e cationica che mantengono la neutralità di carica del cristallo. * **Difetti di linea (dislocazioni):** Anomalie nella disposizione degli atomi lungo una linea. * **Difetti di superficie:** Anomalie ai bordi del cristallo. * **Difetti di volume:** Anomalie tridimensionali (es. inclusioni). I difetti possono essere indesiderati (contaminazione) o desiderati per migliorare le prestazioni del materiale (es. drogaggio dei semiconduttori). --- # Nanomateriali e applicazioni dei semiconduttori La seguente guida di studio riassume i nanomateriali (fullereni, nanotubi e fibre di carbonio) e le applicazioni dei semiconduttori, concentrandosi sui contenuti delle pagine 23-42. ## 4. Nanomateriali e applicazioni dei semiconduttori Questa sezione esplora le proprietà, la sintesi e le diverse applicazioni dei nanomateriali a base di carbonio, nonché l'ampio spettro di dispositivi basati sui semiconduttori che sono fondamentali per la tecnologia moderna. ### 4.1 Fullereni, nanotubi di carbonio e fibre di carbonio #### 4.1.1 Fullereni I fullereni sono una famiglia di allotropi del carbonio, che rappresentano l'unica forma finita di questo elemento. La loro struttura molecolare è unica e ben definita, a differenza delle strutture reticolari infinite del diamante e della grafite. * **Struttura e Composizione:** * Il fullerene più noto è il C$_{60}$, comunemente chiamato "buckyball", composto da 60 atomi di carbonio equivalenti. * Geometricamente, il C$_{60}$ assomiglia a un icosaedro troncato, con 12 pentagoni (ciascuno circondato da cinque esagoni) che chiudono la struttura sferica. * Tutti i fullereni contengono esattamente 12 pentagoni; il numero di esagoni varia, determinando le dimensioni e la forma della molecola. Il numero totale di atomi di carbonio è sempre pari. * Il C$_{60}$ è la molecola più sferica conosciuta. Fullereni più grandi tendono ad allungarsi o a sviluppare "punte". * Il C$_{60}$ è un eccellente attrattore di elettroni. * **Sintesi:** * Originariamente scoperti come sottoprodotto della sintesi dei fullereni mediante evaporazione di elettrodi di grafite con scariche elettriche in elio (metodo di Smalley, poi modificato per aumentare la resa). * Altre tecniche includono la sintesi mediante vaporizzazione laser e la sintesi mediante forno solare, che permettono di controllare meglio le condizioni per ottenere percentuali maggiori di specifici fullereni o nanotubi. * La purificazione dei fullereni sintetizzati avviene tramite estrazione con solventi organici aromatici e tecniche cromatografiche (su colonna e HPLC) per separare i diversi tipi di fullereni. * **Proprietà e Reattività:** * I fullereni sono generalmente poco solubili in solventi comuni, ma la solubilità può essere migliorata attraverso l'introduzione di gruppi funzionali (es. alogenazione, idrossilazione, alchilazione). * Partecipano a varie reazioni chimiche, tra cui addizioni, reazioni di ciclizzazione, polimerizzazione e idrogenazione. * I metano-fullereni sono strutture con un ciclopropano addizionato. * **Applicazioni:** * **Superconduttori:** Gli addotti di fullereni con metalli alcalini possono manifestare proprietà superconduttrici. * **Medicina:** Potenziale inibitore dell'HIV e altre applicazioni ancora in fase sperimentale, sfruttando le loro proprietà di trasporto e rilascio. * **Celle solari (Bulk Heterojunction):** Utilizzati come accettori di elettroni in celle solari organiche (celle "di plastica"), in combinazione con polimeri donatori di elettroni. Il PCBM (un derivato metano-fullerenico) è comunemente impiegato. * **Sensori:** Le loro dimensioni nanometriche e la capacità di adsorbire gas li rendono utili per la realizzazione di sensori ottici e per l'adsorbimento di gas. * **Caratterizzazione:** La bassa solubilità limita l'uso di tecniche come NMR e spettrometria di massa. Modifiche chimiche migliorano la solubilità, consentendo studi magnetici, di conducibilità o di diffrazione a polvere. #### 4.1.2 Nanotubi di carbonio I nanotubi di carbonio (CNT) sono strutture tubulari a base di carbonio, derivanti dall'arrotolamento di fogli di grafene. Sono considerati materiali monodimensionali, con la lunghezza predominante sul diametro. * **Struttura:** * Possono essere a parete singola (SWCNT) o a parete multipla (MWCNT), con gusci concentrici di grafene. * Formati esclusivamente da esagoni di carbonio. * Le proprietà elettriche (conduttore, semiconduttore o isolante) dipendono dalla chiralità (modalità di arrotolamento del grafene) e dal diametro. * **Sintesi:** * Spesso prodotti come sottoprodotto della sintesi dei fullereni mediante arco elettrico. * Altre tecniche includono la sintesi mediante vaporizzazione laser e la deposizione chimica da vapore (CVD). La CVD tende a produrre principalmente MWCNT di dimensioni maggiori. * La purificazione è essenziale per rimuovere contaminanti (altre forme di carbonio, particelle metalliche del catalizzatore) tramite metodi fisici (centrifugazione) e chimici (ossidazione, riduzione, trattamento acido). * **Proprietà:** * **Meccaniche:** Eccezionale resistenza alla trazione e al carico, grande flessibilità (possono essere piegati ripetutamente fino a 90 gradi senza rompersi). * **Elettriche:** Possono essere conduttori metallici con elevata conducibilità o semiconduttori, a seconda della chiralità. * **Termiche:** Ottimi conduttori termici. * **Ottiche:** Luminescenti, assorbono ed emettono nel vicino infrarosso, utili per sensori ottici. * **Applicazioni:** * **Microelettronica:** Le loro dimensioni nanometriche e le proprietà elettriche li rendono candidati per sostituire il silicio, aprendo la strada alla nanoelettronica. * **Materiali compositi:** Utilizzati come rinforzi in polimeri, resine o metalli per migliorare le proprietà meccaniche. * **Trasporto di farmaci:** Impiegati come vettori per l'incapsulamento e il rilascio controllato di principi attivi nel corpo umano. * **Sensori:** Le proprietà di adsorbimento di gas e la luminescenza li rendono adatti per la fabbricazione di sensori. * **Emissione di campo:** Utilizzati in microscopi elettronici per ottenere immagini ad alta risoluzione. #### 4.1.3 Fibre di carbonio Le fibre di carbonio sono filamenti di carbonio, generalmente ottenuti da precursori come il poliacrilonitrile (PAN), processati termicamente. Presentano prestazioni inferiori rispetto ai nanotubi ma costi molto più bassi, rendendole ampiamente utilizzate. * **Struttura:** Fibre filiformi composte prevalentemente da carbonio, con un orientamento delle catene molecolari che conferisce elevata resistenza lungo l'asse della fibra. * **Produzione:** Ottenute attraverso processi termici (carbonizzazione e stabilizzazione) a partire da precursori polimerici. Vengono poi intrecciate per formare tessuti o impiegate in matrici polimeriche, resinose o metalliche per creare materiali compositi. * **Proprietà:** * Elevata resistenza meccanica e alla trazione, soprattutto lungo l'asse della fibra. * Bassa densità. * Buona resistenza chimica. * Meno isotropicamente conduttive rispetto ai nanotubi. * **Applicazioni:** * **Materiali compositi:** Ampiamente utilizzate per rinforzare resine, polimeri e metalli, creando strutture leggere e resistenti per l'industria aerospaziale, automobilistica, attrezzature sportive (es. biciclette, racchette da tennis) e componenti strutturali. * **Tessuti tecnici:** Intrecciate in varie configurazioni per ottenere proprietà meccaniche specifiche. ### 4.2 Applicazioni dei semiconduttori I semiconduttori sono materiali la cui conducibilità elettrica si colloca tra quella dei conduttori e degli isolanti. La loro proprietà fondamentale è la capacità di modulare la conducibilità tramite drogaggio, rendendoli essenziali per un'ampia gamma di dispositivi elettronici. #### 4.2.1 Concetti fondamentali * **Diagramma a bande:** Nei solidi cristallini, gli orbitali atomici si fondono per formare bande di energia. Nei semiconduttori, la banda di valenza è piena e la banda di conduzione è vuota (o parzialmente piena). La separazione tra queste bande è chiamata "band gap" ($E_g$). * **Metallo:** La banda di valenza e quella di conduzione si sovrappongono o sono molto vicine; non c'è band gap. * **Isolante:** Band gap molto elevato (tipicamente $> 6$ eV). * **Semiconduttore non drogato (intrinseco):** Band gap piccolo (es. $\sim 1.1$ eV per il silicio, $\sim 0.7$ eV per il germanio). La conducibilità aumenta con la temperatura poiché gli elettroni possono essere eccitati termicamente nella banda di conduzione. * **Drogaggio:** L'aggiunta controllata di impurità in un semiconduttore intrinseco ne modifica drasticamente la conducibilità. * **Semiconduttori di tipo n:** Drogaggio con elementi con più elettroni di valenza (es. fosforo in silicio). Si formano livelli energetici donatori vicini alla banda di conduzione, aumentando la concentrazione di elettroni liberi. * **Semiconduttori di tipo p:** Drogaggio con elementi con meno elettroni di valenza (es. boro in silicio). Si formano livelli energetici accettori vicini alla banda di valenza, aumentando la concentrazione di lacune (assenza di elettroni). * **Conducibilità termica:** * Nei metalli, la conducibilità diminuisce con l'aumento della temperatura (maggiore agitazione termica ostacola il movimento degli elettroni). * Nei semiconduttori, la conducibilità aumenta con la temperatura (più elettroni eccitati termicamente superano il band gap). * Negli isolanti, la conducibilità (se misurabile) aumenta con la temperatura. #### 4.2.2 Dispositivi a semiconduttore * **Diodo:** Un componente con due terminali che permette il flusso di corrente in una direzione (polarizzazione diretta) e lo blocca nell'altra (polarizzazione inversa). Fondamentale è la giunzione p-n, che si forma dall'unione di un semiconduttore di tipo p e uno di tipo n. * **Transistor:** Componente a tre terminali che funge da interruttore o amplificatore di segnale. Modulando la tensione su un terminale (gate), si controlla il flusso di corrente tra gli altri due (source e drain). Sono la base dei circuiti integrati. * **Circuito integrato (Microchip):** Un singolo pezzo di materiale semiconduttore (tipicamente silicio) contenente una complessa rete di transistor, diodi e altri componenti interconnessi, in grado di processare ed elaborare dati. * **Foto-rivelatori:** Dispositivi che rilevano radiazioni elettromagnetiche (come la luce) convertendole in un segnale elettrico proporzionale all'intensità della radiazione. * **Laser:** (Light Amplification by Stimulated Emission of Radiation). I laser a semiconduttore sono diodi laser in cui una giunzione p-n viene attraversata da corrente, emettendo un fascio di luce coerente, monocromatico e collimato. Utilizzati in lettori di codici a barre, puntatori laser, e trasmissione dati su fibra ottica. * **Sensori:** Semiconduttori drogati vengono impiegati per rilevare varie sostanze chimiche (metano, CO, alcoli, solventi, CO$_2$, ammoniaca) o monitorare la qualità dell'aria. * **Termometri:** Semiconduttori ceramici o cristalli singoli di germanio drogato sono utilizzati per misurazioni di temperatura a basse temperature (< 30 K). #### 4.2.3 Celle fotovoltaiche (Solari) Le celle solari convertono l'energia della luce solare in energia elettrica. L'efficienza ($\eta$) è definita come il rapporto tra la potenza elettrica prodotta e la potenza solare incidente. * **Prima generazione:** Basate su giunzioni p-n di silicio puro. Sono le più comuni e convenienti, ma presentano sfide nello smaltimento e nella flessibilità. * **Seconda generazione:** Utilizzano semiconduttori alternativi al silicio (es. arseniuro di gallio, composti III-V) o tecnologie a film sottile. Mirano a migliorare efficienza e costi, ma spesso sono meno convenienti del silicio. * **Terza generazione:** Implementano meccanismi di funzionamento più complessi, spesso con componenti multipli e architetture avanzate. * **Celle di Grätzel (DSSC):** Utilizzano un colorante fotosensibilizzatore (dye) legato a un semiconduttore poroso (es. TiO$_2$) per assorbire la luce. Un elettrolita redox media il trasporto degli elettroni tra il foto-anodo e il catodo. Richiedono un meticoloso bilanciamento dei livelli energetici (LUMO, HOMO, $E^0$) per un funzionamento ottimale. * **Celle solari organiche (OPV) / Bulk Heterojunction:** Utilizzano un mix di polimeri organici (donatori di elettroni) e molecole accettrici (es. fullereni o derivati come il PCBM). Il polimero assorbe la luce, e l'elettrone viene trasferito al fullerene, generando corrente. Queste celle possono essere realizzate su substrati flessibili (plastica), sono leggere e spesso trasparenti o colorate. * **Parametri di valutazione dell'efficienza:** * **Potenziale a circuito aperto ($V_{oc}$):** Massimo potenziale ottenibile quando non scorre corrente. * **Densità di corrente di corto circuito ($J_{sc}$):** Massima corrente ottenibile a potenziale nullo. * **Fill Factor (FF):** Rappresenta la "quadratura" della curva I-V; è il rapporto tra la potenza massima reale e il prodotto $V_{oc} \times J_{sc}$. * **IPCE (Incident Photon-to-Current Efficiency):** Efficienza della generazione di corrente a una specifica lunghezza d'onda. L'efficienza complessiva della cella è determinata da questi parametri: $\eta = \frac{V_{oc} \times J_{sc} \times FF}{P_{in}}$. #### 4.2.4 Superconduttori I superconduttori sono materiali che, al di sotto di una temperatura critica ($T_c$), presentano resistenza elettrica nulla e sono in grado di espellere campi magnetici (effetto Meissner). * **Scoperta:** Scoperti da Heike Kamerlingh Onnes nel 1911 nel mercurio. * **Proprietà:** * Resistenza elettrica nulla: la corrente indotta persiste indefinitamente. * Effetto Meissner: espulsione dei campi magnetici interni (nei superconduttori di tipo I) o permettono un'entrata parziale e ordinata del campo magnetico (nei superconduttori di tipo II). * **Tipi di Superconduttori:** * **Tipo I:** Metalli semplici e alcune leghe, con $T_c$ molto basse e completa espulsione del campo magnetico. * **Tipo II:** Metalli con bassa conducibilità e materiali ceramici (superconduttori ad alta $T_c$), con $T_c$ più elevate e un comportamento intermedio nel response al campo magnetico (penetrazione in vortici di flusso). * **Teoria BCS:** Spiega la superconduttività nei materiali di tipo I tramite la formazione di "coppie di Cooper" di elettroni, mediate dalle interazioni con i fononi (vibrazioni del reticolo cristallino). * **Materiali:** I migliori conduttori (rame, argento) sono pessimi superconduttori. I migliori superconduttori hanno spesso bassa conducibilità intrinseca (es. piombo, niobio). Materiali ceramici (ossidi di metalli, es. YBa$_2$Cu$_3$O$_7$) mostrano $T_c$ più elevate, rendendo il raffreddamento con azoto liquido (77 K) fattibile. * **Applicazioni:** Generazione di campi magnetici elevati (magneti superconduttori per RMN, acceleratori di particelle), treni a levitazione magnetica, cavi superconduttori. #### 4.2.5 Cristalli molecolari e solidi covalenti * **Cristalli molecolari:** Costituiti da molecole legate da deboli forze intermolecolari (Van der Waals). Hanno basse temperature di fusione/ebollizione, sono buoni isolanti elettrici e facilmente deformabili. Esempi includono ghiaccio (legami a idrogeno) e molte molecole organiche. * **Solidi covalenti (o estesi):** Atomi legati covalentemente in un reticolo tridimensionale continuo. Sono estremamente duri, hanno altissimi punti di fusione/ebollizione e sono insolubili in acqua. Esempi includono il diamante e il carburo di silicio (SiC). * **Diamante:** Ibridazione sp$^3$, struttura tetraedrica, isolante elettrico, ottimo conduttore termico, materiale più duro conosciuto. * **Grafite:** Ibridazione sp$^2$, impacchettamento a strati planari tenuti da forze di Van der Waals. Conduttore di elettricità e calore nel piano degli strati, ma scarsamente tra piani. Allotropo termodinamicamente più stabile del carbonio. #### 4.2.6 Difetti nei cristalli I difetti cristallini influenzano le proprietà dei materiali. * **Difetti stechiometrici:** Non alterano la composizione chimica (es. spostamento di un ione in una posizione interstiziale - difetto di Frenkel). * **Difetti non stechiometrici:** Alterano la composizione chimica (es. sostituzione di un atomo con un altro elemento). * **Difetti puntuali:** Coinvolgono uno o pochi atomi/ioni (es. vacanze di Schottky, difetti interstiziali). * **Difetti di linea e di superficie:** Coinvolgono dislocazioni e superfici del cristallo. * **Centri di colore:** Vacanze anioniche o cationiche che intrappolano elettroni, conferendo colore al materiale. Le zeoliti sono materiali microporosi con canali che permettono applicazioni come agenti essiccanti, catalizzatori e setacci molecolari. Il carburo di silicio (SiC) e il nitruro di silicio (Si$_3$N$_4$) sono ceramici avanzati noti per la loro durezza e resistenza alle alte temperature. --- ## Errori comuni da evitare - Rivedete tutti gli argomenti accuratamente prima degli esami - Prestate attenzione alle formule e definizioni chiave - Praticate con gli esempi forniti in ogni sezione - Non memorizzate senza comprendere i concetti sottostanti

| Termine | Definizione | |---|---| | Tavola periodica | Struttura che organizza gli elementi chimici in base al loro numero atomico, configurazione elettronica e proprietà chimiche ricorrenti. Permette di prevedere le caratteristiche degli elementi. | | Triadi di Döbereiner | Gruppi di tre elementi chimici con proprietà chimiche simili, osservati da Döbereiner come un primo tentativo di classificazione periodica. | | Legge delle ottave di Newlands | Principio che osservava una periodicità delle proprietà chimiche ogni otto elementi quando disposti in ordine di peso atomico crescente (escludendo i gas nobili, allora sconosciuti). | | Numero atomico | Il numero di protoni nel nucleo di un atomo, che determina l'identità chimica di un elemento. | | Numero di massa | La somma del numero di protoni e neutroni nel nucleo di un atomo. | | Gruppi (della tavola periodica) | Colonne verticali della tavola periodica, contenenti elementi con configurazioni elettroniche esterne simili e quindi proprietà chimiche analoghe. | | Periodi (della tavola periodica) | Righe orizzontali della tavola periodica, in cui gli elementi mostrano una variazione progressiva delle proprietà chimiche man mano che il numero atomico aumenta. | | Configurazione elettronica esterna | La disposizione degli elettroni negli orbitali più esterni di un atomo, che determina la sua reattività chimica. | | Potenziale di ionizzazione | L'energia minima richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo o uno ione allo stato gassoso. | | Affinità elettronica | L'energia rilasciata o assorbita quando un elettrone viene aggiunto a un atomo neutro allo stato gassoso per formare uno ione negativo. | | Dimensioni atomiche e ioniche | Il raggio di un atomo o uno ione, che influenza le interazioni tra particelle e la reattività chimica. | | Elettronegatività | La misura della tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé gli elettroni di legame in una molecola. | | Carica nucleare efficace ($Z_{eff}$) | La carica positiva netta che un elettrone in un atomo polielettronico sperimenta, tenendo conto dello schermo (o effetto di schermatura) causato dagli altri elettroni. | | Regole di Slater | Un insieme di regole empiriche utilizzate per stimare la carica nucleare efficace ($Z_{eff}$) che un elettrone di valenza sperimenta in un atomo polielettronico. | | Orbitali atomici (s, p, d, f) | Regioni dello spazio intorno al nucleo atomico dove è probabile trovare un elettrone, caratterizzate da forme e energie specifiche. | | Stato fondamentale | Lo stato di energia più basso di un atomo, molecola o sistema quantistico. | | Stato eccitato | Uno stato di energia superiore rispetto allo stato fondamentale di un atomo, molecola o sistema quantistico. | | Stato solido | Uno dei quattro stati fondamentali della materia, caratterizzato da volume e forma propri, con particelle strettamente legate e moti vibrazionali. | | Solidi cristallini | Solidi la cui struttura atomica o molecolare è ordinata in modo regolare e periodico su lunghe distanze, formando un reticolo cristallino. Hanno un punto di fusione netto. | | Solidi amorfi | Solidi che mancano di un ordine strutturale a lungo raggio, con atomi o molecole disposti in modo disordinato. Non hanno un punto di fusione definito, ma una transizione vetrosa. | | Punto di fusione | La temperatura alla quale una sostanza passa dallo stato solido allo stato liquido. | | Anisotropia | Proprietà di un materiale che varia a seconda della direzione in cui viene misurata (comune nei solidi cristallini). | | Isotropia | Proprietà di un materiale che è la stessa in tutte le direzioni (comune nei solidi amorfi). | | Metalli (come solidi) | Solidi caratterizzati da una struttura reticolare di ioni positivi immersi in un mare di elettroni delocalizzati, che conferiscono alta conducibilità elettrica e termica, malleabilità e lucentezza. | | Solidi ionici | Solidi composti da cationi e anioni tenuti insieme da forti forze elettrostatiche (legame ionico). Sono tipicamente duri, fragili e con alti punti di fusione. | | Solidi covalenti (estesi) | Solidi in cui gli atomi sono legati tra loro da legami covalenti che si estendono in tutto il reticolo, formando strutture dure e resistenti con alti punti di fusione. | | Solidi molecolari | Solidi costituiti da molecole discrete tenute insieme da forze intermolecolari deboli (come forze di Van der Waals o legami idrogeno). Hanno bassi punti di fusione. | | Reticolo spaziale | Una disposizione tridimensionale ordinata di punti (nodi) che rappresenta la struttura di un cristallo. | | Cella elementare | La più piccola unità ripetitiva di un reticolo cristallino che, per traslazione, genera l'intero reticolo. | | Vettori reticolari | Vettori che definiscono le dimensioni e gli angoli della cella elementare. | | Reticoli di Bravais | I 14 tipi unici di reticoli tridimensionali possibili che descrivono la geometria di tutte le possibili strutture cristalline. | | Numero di coordinazione | Il numero di atomi o ioni vicini a un atomo o ione centrale in un reticolo cristallino. | | Strutture compatte | Modelli di impaccamento di sfere (atomi, ioni o molecole) in cui le particelle sono disposte il più vicino possibile per minimizzare lo spazio vuoto. Esempi sono l'impaccamento esagonale compatto (HCP) e cubico compatto (FCC). | | Cavità tetraedriche | Uno spazio vuoto tra quattro sfere impacchettate in una disposizione tetraedrica. | | Cavità ottaedriche | Uno spazio vuoto tra sei sfere impacchettate in una disposizione ottaedrica. | | Struttura cubica a corpo centrato (BCC) | Una cella elementare cubica con un atomo o ione al centro e uno in ogni vertice. Numero di coordinazione 8. | | Struttura cubica a facce centrate (FCC) | Una cella elementare cubica con un atomo o ione al centro di ogni faccia e uno in ogni vertice. Numero di coordinazione 12. | | Struttura esagonale compatta (HCP) | Una struttura cristallina caratterizzata da uno strato esagonale di atomi/ioni, con il secondo strato posizionato negli spazi vuoti del primo, e così via, con un numero di coordinazione 12. | | Cristalli ionici | Materiali costituiti da ioni tenuti insieme da forze elettrostatiche. La loro struttura è determinata dal rapporto dei raggi catione/anione e dalla tendenza a massimizzare il numero di coordinazione. | | Stechiometria | Il rapporto numerico tra gli atomi o gli ioni nelle diverse componenti di un composto chimico. | | Struttura salgemma (NaCl) | Una comune struttura cristallina per composti ionici AX, dove gli anioni formano un reticolo FCC e i cationi occupano i siti ottaedrici. Numero di coordinazione 6:6. | | Struttura a cloruro di cesio (CsCl) | Una struttura cristallina per composti ionici AX con rapporto di raggio più grande, formata da due reticoli cubici semplici interpenetrati. Numero di coordinazione 8:8. | | Struttura sfalerite (ZnS) | Una struttura cristallina per composti ionici AX, dove gli anioni formano un reticolo FCC e i cationi occupano metà dei siti tetraedrici. Numero di coordinazione 4:4. | | Struttura wurtzite (ZnS) | Un polimorfo della sfalerite, dove gli anioni formano un reticolo esagonale compatto e i cationi occupano metà dei siti tetraedrici. Numero di coordinazione 4:4. | | Struttura fluorite (CaF2) | Una struttura cristallina per composti AX2, dove i cationi formano un reticolo FCC e gli anioni occupano tutti i siti tetraedrici. Numero di coordinazione 8:4. | | Struttura antifluorite (K2O) | L'inverso della struttura fluorite, dove gli anioni formano un reticolo FCC e i cationi occupano i siti tetraedrici. Numero di coordinazione 4:8. | | Struttura rutilo (TiO2) | Una struttura cristallina per composti AX2, dove gli anioni formano un reticolo esagonale compatto e i cationi occupano siti ottaedrici. Numero di coordinazione 6:3. | | Ciclo di Born-Haber | Un diagramma energetico che descrive il processo di formazione di un composto ionico da elementi nella loro forma standard, sommando le entalpie dei vari passaggi (sublimazione, ionizzazione, dissociazione, affinità elettronica, energia reticolare). | | Energia reticolare | L'energia totale liberata o richiesta per formare un reticolo cristallino da ioni gassosi separati. | | Legame metallico | Un tipo di legame chimico che coinvolge la delocalizzazione di elettroni tra un reticolo di ioni metallici positivi, conferendo proprietà tipiche dei metalli. | | Banda di valenza | La banda di energia più alta che contiene elettroni in un solido in condizioni di temperatura ambiente. | | Banda di conduzione | La banda di energia immediatamente superiore alla banda di valenza, che contiene elettroni liberi di muoversi e condurre elettricità. | | Band gap (intervallo di banda) | L'intervallo di energia proibita tra la banda di valenza e la banda di conduzione in un solido. | | Metalli (come conduttori) | Materiali in cui la banda di valenza e la banda di conduzione si sovrappongono o la banda di valenza è parzialmente riempita, consentendo una facile conduzione elettrica. | | Isolanti | Materiali con un ampio band gap tra la banda di valenza e la banda di conduzione, che impedisce il movimento degli elettroni e quindi la conduzione elettrica. | | Semiconduttori | Materiali con un band gap intermedio tra metalli e isolanti, la cui conducibilità elettrica può essere aumentata da fattori come temperatura o drogaggio. | | Semiconduttore drogato | Un semiconduttore intrinseco a cui sono state aggiunte impurità controllate per modificarne la conducibilità elettrica (tipo n o tipo p). | | Semiconduttore di tipo n | Un semiconduttore drogato con un elemento donatore di elettroni, che aumenta la concentrazione di elettroni liberi. | | Semiconduttore di tipo p | Un semiconduttore drogato con un elemento accettore di elettroni, che aumenta la concentrazione di lacune (assenza di elettroni). | | Giunzione p-n | L'interfaccia tra un semiconduttore di tipo p e uno di tipo n, fondamentale per il funzionamento di molti dispositivi elettronici. | | Diodo | Un dispositivo a semiconduttore che consente il passaggio di corrente in una sola direzione. | | Transistor | Un dispositivo a semiconduttore che può amplificare o commutare segnali elettronici. | | Circuito integrato (microchip) | Un insieme di circuiti elettronici miniaturizzati su un unico chip semiconduttore. | | Celle fotovoltaiche | Dispositivi che convertono l'energia solare in energia elettrica attraverso l'effetto fotovoltaico. | | Superconduttori | Materiali che presentano resistenza elettrica nulla al di sotto di una certa temperatura critica, e che espellono i campi magnetici. | | Temperatura critica di superconduzione ($T_c$) | La temperatura al di sotto della quale un materiale diventa superconduttore. | | Esperimento della levitazione magnetica | Dimostrazione della repulsione tra un superconduttore e un magnete, dovuta all'espulsione del campo magnetico dal superconduttore (effetto Meissner). | | Teoria BCS (Bardeen-Cooper-Schrieffer) | La teoria fondamentale che spiega la superconduttività nei materiali di tipo 1, basata sulla formazione di coppie di elettroni (coppie di Cooper) mediate da fononi. | | Coppia di Cooper | Due elettroni legati da un'interazione attrattiva mediata dalle vibrazioni del reticolo cristallino (fononi). | | Fononi | Quanti di vibrazioni reticolari in un solido. | | Cristalli molecolari | Solidi costituiti da molecole discrete tenute insieme da forze intermolecolari deboli (Van der Waals, legami idrogeno). Hanno bassi punti di fusione e sono spesso isolanti. | | Cristalli covalenti | Solidi in cui gli atomi sono legati covalentemente in una rete tridimensionale continua. Sono estremamente duri e hanno alti punti di fusione. | | Allotropi del carbonio | Diverse forme strutturali in cui può esistere l'elemento carbonio, come diamante, grafite, fullereni e nanotubi di carbonio. | | Diamante | Un allotropo del carbonio con una struttura cristallina tetraedrica, estremamente dura e isolante elettricamente ma ottimo conduttore termico. | | Grafite | Un allotropo del carbonio con una struttura a strati planari di anelli esagonali, con legami deboli tra gli strati, che conferisce conducibilità elettrica e proprietà lubrificanti. | | Fullereni | Molecole di carbonio chiuse, con forme sferiche, ellissoidali o tubolari (nanotubi), composte da atomi di carbonio legati in esagoni e pentagoni. Il C60 è il fullerene più noto. | | Nanotubi di carbonio | Strutture cilindriche formate da fogli di grafene arrotolati, con proprietà meccaniche ed elettriche eccezionali. | | Fibre di carbonio | Filamenti sottili di carbonio con elevata resistenza meccanica, utilizzati per rinforzare materiali compositi. | | Celle di Graetzel (DSSC) | Celle solari sensibilizzate da coloranti, che utilizzano un fotoanodo a base di ossido semiconduttore poroso (es. TiO2) ricoperto da un cromoforo. | | Cromoforo (colorante) | Una molecola che assorbe la luce visibile e viene utilizzata nelle celle solari di Graetzel per generare elettroni eccitati. | | Mediatore redox | Una specie chimica che facilita il trasferimento di elettroni tra il catodo e il cromoforo nelle celle di Graetzel. | | Efficienza di una cella solare | Il rapporto tra la potenza elettrica prodotta dalla cella solare e la potenza della radiazione solare incidente. | | Potenziale a circuito aperto (Voc) | Il massimo potenziale elettrico generato da una cella solare quando non scorre alcuna corrente. | | Densità di corrente di cortocircuito (Jsc) | La massima corrente generata da una cella solare in condizioni di cortocircuito (potenziale zero). | | Fill Factor (FF) | Un parametro che descrive la "quadratezza" della curva I-V di una cella solare, indicando l'efficienza con cui la potenza massima può essere estratta. | | Ottica lineare | Lo studio dell'interazione della luce con la materia quando l'intensità luminosa è sufficientemente bassa da non indurre effetti non lineari. | | Non centrosimmetrico | Una proprietà strutturale di una molecola o di un cristallo in cui non esiste un centro di inversione, fondamentale per l'ottica non lineare. | | Push-pull (molecola) | Una molecola che presenta un gruppo elettron-donatore e un gruppo elettron-accettore separati da un sistema pi-coniugato, importante per l'ottica non lineare. |

# De chemische binding: een introductie tot ion-, atoombinding en metaalbinding Chemische bindingen ontstaan doordat atomen streven naar een stabielere energietoestand, vaak door het bereiken van een edelgasconfiguratie. Dit kan op drie manieren gerealiseerd worden: ionbinding, atoombinding en metaalbinding [1](#page=1) [2](#page=2). ### 1.1 Waarom en hoe groeperen atomen zich? In de grondtoestand hebben atomen een minimale energie en een specifieke elektronenconfiguratie. Alleen edelgassen komen in normale omstandigheden in een vrije, niet-gebonden toestand voor omdat ze de octetstructuur reeds hebben bereikt. Andere atomen binden zich omdat hun energie-inhoud kan dalen, wat resulteert in een stabielere toestand door de vorming van nieuwe krachten en een elektronische hergroepering rond de kernen. Het streven naar de ideale edelgasconfiguratie (acht elektronen op de buitenste schil) is de gangbare verklaring voor het aangaan van chemische bindingen [1](#page=1). > **Tip:** Hoewel de octetstructuur een nuttig model is, is het belangrijk te onthouden dat stabiliteit het fundamentele principe is, wat kan leiden tot afwijkingen van de octetregel in complexere moleculen. ### 1.2 De drie typen chemische bindingen De vorming van een stabielere atoomcombinatie kan op drie manieren plaatsvinden [2](#page=2): #### 1.2.1 De ionbinding De ionbinding is een chemische binding tussen een metaalelement (lage elektronegativiteit, ENW) en één of meerdere niet-metaalelementen (hoge ENW) . Het criterium hiervoor is een verschil in ENW (∆ENW) tussen de bindingspartners van minimaal 1,7. Bij deze binding vindt een elektronenoverdracht plaats: het metaalelement is de elektronendonor en het niet-metaalelement is de elektronenacceptor. Stoffen met een ionaire binding zijn samengestelde stoffen en vormen zouten, zoals natriumchloride (NaCl) ] [2](#page=2). #### 1.2.2 De atoombinding of covalente binding De atoombinding, ook wel covalente binding genoemd, vindt plaats tussen niet-metaalelementen. Het criterium hiervoor is een ∆ENW tussen de bindingspartners van minder dan 1,7. Bij een covalente binding stellen de bindingspartners elektronen gemeenschappelijk. Stoffen van het covalente type leiden tot de vorming van moleculen, die zowel samengesteld (zoals H₂O) als enkelvoudig (zoals O₂) kunnen zijn [2](#page=2). #### 1.2.3 De metaalbinding De metaalbinding treedt op tussen metaalelementen. Metaalelementen bevinden zich in een metaalrooster waarbij de valentie-elektronen 'los' gebonden worden, waardoor ze niet meer aan individuele atomen toegekend kunnen worden en zich vrij door het rooster bewegen. Metalen als stof zijn altijd enkelvoudige stoffen, zoals ijzer (Fe) . Legeringen zijn mengsels van metalen en geen zuivere stoffen [2](#page=2). > **Tip:** Het begrip 'edelgasconfiguratie' is een vereenvoudiging; de drijvende kracht achter binding is het bereiken van minimale energie en maximale stabiliteit. ### 1.3 Eigenschappen verklaard door metaalbinding Metalen als enkelvoudige stoffen vertonen typische fysische eigenschappen zoals vastheid bij kamertemperatuur (uitzondering kwik), een kristallijne structuur, doorgaans hoge smelt- en kookpunten, en ze zijn goede elektrische en warmtegeleiders en vrij vervormbaar. Deze eigenschappen zijn te verklaren door de metaalbinding [29](#page=29). Elk metaalelement staat zijn valentie-elektronen af, bereikt hiermee zijn edelgasconfiguratie, en de valentie-elektronen worden gedelokaliseerd. Deze vrije valentie-elektronen zijn gemeenschappelijk bezit van alle metaalatomen in het rooster en bewegen ongeordend. Hun vrije beweeglijkheid verklaart waarom metalen goede elektrische geleiders zijn [29](#page=29). De positieve metaalionen blijven ordelijk geschikt in het rooster door de alomtegenwoordige negatieve 'ladingswolk' van de vrije valentie-elektronen, die de ionen als het ware 'samenlijmt' . De positieve metaalionen zijn als het ware verankerd in een zee van elektronen. De metaalbinding is dus ook een elektrische krachtwerking, die over het algemeen sterk is en leidt tot hoge smelt- en kookpunten [29](#page=29). > **Voorbeeld:** De glans van metalen wordt veroorzaakt door de interactie van licht met de vrij bewegende valentie-elektronen. Wanneer fotonen de elektronen raken, worden ze geabsorbeerd en vervolgens weer uitgezonden, wat resulteert in reflectie van het licht. --- # De ionbinding en haar eigenschappen De ionbinding beschrijft de chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief en negatief geladen ionen, gevormd door een elektronenoverdracht tussen atomen met een significant verschil in elektronegativiteit [2](#page=2) [3](#page=3). ### 2.1 Vorming van ionenbindingen Een ionbinding ontstaat tussen een metaalelement met een lage elektronegativiteit (ENW) en een niet-metaalelement met een hoge ENW. Het criterium voor een ionbinding is een verschil in ENW van minimaal 1,7. Bij dit proces vindt er een elektronenoverdracht plaats: het metaalelement treedt op als elektronendonor en het niet-metaalelement als elektronenacceptor. Stoffen gevormd door ionbindingen worden ook wel zouten genoemd. De binding wordt beschouwd als een "alles of niets-reactie", waarbij het metaal zijn elektronen kwijt is en het niet-metaal ze opneemt [2](#page=2) [3](#page=3). De vorming van een ionkristal kan worden opgesplitst in drie stappen: 1. De vorming van positieve ionen (kationen) [4](#page=4). 2. De vorming van negatieve ionen (anionen) [4](#page=4). 3. De kristallisatie [4](#page=4). #### 2.1.1 Vorming van positieve ionen (kationen) Om een neutraal atoom om te zetten in een positief ion, is energie nodig. De energie die nodig is om één elektron volledig los te maken uit een gasvormig, neutraal atoom wordt de eerste ionisatie-energie ($E_{i1}$) genoemd. Voor het verkrijgen van een tweemaal positief ion is een tweede ionisatie-energie ($E_{i2}$) vereist, en zo verder [5](#page=5). De waarde van de ionisatie-energie is afhankelijk van de aantrekkingskracht van de kern op het elektron. Een grotere kernlading (hoger atoomnummer) leidt tot een hogere ionisatie-energie, wat een toename betekent in de periode van links naar rechts in het periodiek systeem. Atomen met minder schillen, en dus waarbij de elektronen dichter bij de positieve kern zijn, hebben ook een hogere ionisatie-energie. Dit geldt ook voor atomen met minder mantelelektronen, omdat er minder negatieve deeltjes zijn die het elektron kunnen wegduwen van de kern [5](#page=5). #### 2.1.2 Vorming van negatieve ionen (anionen) Om een negatief ion te vormen, neemt een atoom een elektron op. De energie die vrijkomt wanneer één elektron wordt toegevoegd aan een gasvormig, neutraal atoom, heet de eerste elektronenaffiniteit ($E_{A1}$). Voor de vorming van een ion met een grotere negatieve lading is energie nodig, de tweede elektronenaffiniteit ($E_{A2}$). Een hogere elektronenaffiniteit betekent dat een atoom gemakkelijker een elektron opneemt [6](#page=6). Net zoals een elektron makkelijker vrijkomt bij een kleinere kern aantrekkingskracht (lage $E_i$), wordt een elektron vlotter opgenomen bij een sterkere kern aantrekkingskracht (hoge $E_A$). Hieruit volgt dat atomen met een grotere kernlading een hogere $E_A$ hebben (toenemend van links naar rechts in een periode). Atomen met weinig schillen hebben eveneens een hogere $E_A$, omdat het toegevoegde elektron dichter bij de positieve kern kan komen. Atomen met weinig mantelelektronen hebben ook een hogere $E_A$, aangezien er minder negatieve deeltjes zijn die het binnenkomende elektron kunnen afstoten [6](#page=6). #### 2.1.3 Kristallisatie of kristalvorming Hoewel de vorming van $Na^+(g)$ uit $Na(g)$ energie kost (5,1 eV per atoom) en de vorming van $Cl^-(g)$ uit $Cl(g)$ energie vrijmaakt (3,7 eV per atoom) is het netto proces van ionenvorming niet altijd spontaan. Echter, bij de vorming van een ionenpaar zoals $Na^+Cl^-(g)$ komt energie vrij (4,5 eV) door de elektrostatische aantrekking tussen tegengesteld geladen ionen. In werkelijkheid vormen zich vaste stoffen door de samenklontering van vele ionenparen, waarbij gemiddeld 8,0 eV per ionenpaar aan energie vrijkomt bij de vorming van een zoutkristal. De energiebalans voor de vorming van ionverbindingen is dus uiteindelijk gunstig [7](#page=7). De energie die vrijkomt bij de vorming van 1 mol kristallijne ionverbinding uit de samenstellende positieve en negatieve ionen in de gasfase wordt de roosterenergie ($E_r$) genoemd. Hoe groter de ionladingen en hoe kleiner de ionstralen, hoe groter de aantrekkingskrachten en dus hoe groter de roosterenergie. De roosterenergie is daarom het grootst bij kleine ionen met een grote lading [7](#page=7). > **Tip:** Roosterenergie is een maat voor de stabiliteit van een ionrooster. Hogere roosterenergie betekent een stabieler rooster. ### 2.2 Eigenschappen van ionbindingen #### 2.2.1 Het ionrooster Ionverbindingen kristalliseren vaak in specifieke geometrische vormen, wat resulteert in een kristallijne structuur. De microscopische structuur bepaalt de macroscopische vorm van het kristal [8](#page=8). #### 2.2.2 Stabiliteit of "sterkte" van het ionrooster Ionroosters zijn over het algemeen sterker (moeilijker te ontbinden) dan molecuulroosters van covalente verbindingen, maar zwakker dan metaalroosters. Een ionverbinding is stabieler als bij de vorming ervan meer energie vrijkomt. Bijvoorbeeld, $NaCl$ is stabieler dan $NaBr$ omdat chloor een grotere elektronenaffiniteit heeft dan broom, wat resulteert in een hogere roosterenergie voor $NaCl$ [8](#page=8). #### 2.2.3 Smelt- en kookpunt Vanwege de sterke elektrostatische (Coulomb)krachten die de ionen in het kristal bijeenhouden, hebben ionverbindingen relatief hoge smelt- en kookpunten. Om een zout te smelten, moet een aanzienlijk deel van de roosterenergie overwonnen worden [9](#page=9). #### 2.2.4 Aggregatietoestand of fase bij kamertemperatuur Ionverbindingen vertonen een geringe vluchtigheid en zijn bij kamertemperatuur vaste stoffen [9](#page=9). #### 2.2.5 Geleidbaarheid In vaste toestand zijn ionverbindingen slechte geleiders van elektriciteit omdat de ionen vastzitten in het rooster. Wanneer ionverbindingen echter worden opgelost in een polair oplosmiddel zoals water, of wanneer ze gesmolten zijn, wordt het ionrooster verbroken (dissociatie). De vrijgekomen ionen maken de geleiding van elektrische stroom mogelijk. In deze toestanden zijn ionverbindingen sterke elektrolyten en geleiden ze de stroom zeer goed [10](#page=10). > **Voorbeeld:** Gedestilleerd water geleidt geen stroom. Vaste ionverbindingen geleiden ook geen stroom. Opgeloste ionverbindingen in water geleiden de elektrische stroom wel [10](#page=10). #### 2.2.6 Oplosbaarheid Ionverbindingen zijn over het algemeen goed oplosbaar in polaire oplosmiddelen, met name water. Dit komt door de sterke wisselwerking tussen de ionladingen en de dipolen van het oplosmiddel [11](#page=11). --- # De atoombinding (covalente binding) en haar eigenschappen Dit onderwerp behandelt de vorming, types en eigenschappen van covalente bindingen, inclusief Lewisformules, roosterstructuren en het gedrag van covalente verbindingen. ### 3.1 De covalente binding De covalente binding, ook wel atoombinding genoemd, ontstaat wanneer atomen elektronen gemeenschappelijk stellen in plaats van ze volledig over te dragen, wat typisch is voor niet-metalen. Dit gebeurt omdat het vormen van ionen voor bepaalde elementen, zoals koolstof, energetisch niet gunstig is. Stoffen met covalente bindingen vertonen andere eigenschappen dan ionaire verbindingen; ze zijn vaak gasvormig of vloeibaar bij kamertemperatuur en geleiden geen stroom in die toestanden [12](#page=12). #### 3.1.1 De apolair covalente binding Een apolaire covalente binding wordt gevormd tussen twee identieke niet-metalen, waarbij beide atomen een even grote aantrekkingskracht uitoefenen op de gedeelde elektronen. Er ontstaat een gemeenschappelijk elektronenpaar dat gelijkmatig tussen de atomen verdeeld is. Een voorbeeld hiervan is de binding in zuurstofgas (O$_{2}$). Bindingen met een verschil in elektronegativiteit (ΔEN) kleiner dan 0,4 worden doorgaans als apolair beschouwd [12](#page=12) [13](#page=13). #### 3.1.2 De polair covalente binding Een polaire covalente binding ontstaat tussen twee verschillende niet-metalen, waarbij het atoom met de hogere elektronegativiteit (ENW) de gedeelde elektronen sterker naar zich toe trekt. Dit leidt tot de vorming van partiële ladingen, waarbij het ene atoom een partiële negatieve lading (δ-) krijgt en het andere atoom een partiële positieve lading (δ+). Bindingen met een ΔEN tussen 0,4 en 1,7 zijn meestal polair. Een voorbeeld is de O-H-binding in water, met een ΔEN van 1,4 [13](#page=13). > **Tip:** Partiële ladingen worden doorgaans niet expliciet in Lewisformules aangeduid, maar zijn essentieel voor het begrijpen van de moleculaire eigenschappen [13](#page=13). #### 3.1.3 De datief covalente of donor-acceptorbinding Bij een datief covalente binding levert slechts één atoom beide elektronen voor het gemeenschappelijke elektronenpaar (de donor). Het andere atoom (de acceptor) ontvangt deze elektronen en heeft hiervoor vaak twee elektronen tekort en een hoge ENW. Stikstof (N), fosfor (P) en zwavel (S) zijn voorbeelden van donoren, terwijl zuurstof (O) vaak als acceptor fungeert. Deze binding kan leiden tot formele ladingen op de betrokken atomen. Formele ladingen geven aan of een atoom meer of minder valentie-elektronen heeft in de binding dan in ongebonden toestand en zijn een nuttig hulpmiddel om de dominante resonantiestructuur te bepalen [14](#page=14). ### 3.2 Lewisformules van moleculen Lewisformules zijn een manier om de verdeling van valentie-elektronen in covalente moleculen weer te geven. Ze bieden echter geen verklaring voor verschijnselen als mesomerie, octetstructuur-overschrijding, moleculaire geometrie of de aard van de binding zelf. Voor een dieper begrip van moleculaire structuren is het hybridiseren van orbitalen nodig, wat buiten het bestek van deze cursus valt [15](#page=15). De elektronstipformule van een atoom toont het symbool omgeven door stippen en streepjes die ongepaarde en gepaarde valentie-elektronen voorstellen [16](#page=16). #### 3.2.1 Stappen voor het opstellen van Lewisformules 1. **Schrijf de elektronstipformules van de samenstellende atomen.** Men gaat ervan uit dat de valentie-elektronen zo veel mogelijk ongepaard zijn [16](#page=16). 2. **Vorm klassieke covalente bindingen** (waarbij elk atoom één elektron bijdraagt) tussen de atomen. Streepjes worden gebruikt om gepaarde elektronen weer te geven [16](#page=16). 3. **Vorm eventueel dubbele of driedubbele bindingen** indien de octetstructuur nog niet is bereikt [16](#page=16). 4. **Vorm datief covalente bindingen** indien één atoom nog elektronen tekort komt en een ander atoom vrije elektronenparen heeft [16](#page=16). 5. **Duid formele ladingen aan.** Een formele lading wordt berekend door het aantal valentie-elektronen van het vrije atoom te vergelijken met het aantal elektronen dat het deelt in de molecule. Als het atoom minder valentie-elektronen heeft, draagt het een positieve formele lading (+1); als het er meer heeft, draagt het een negatieve formele lading (-1) [17](#page=17). > **Voorbeeld 1. Water (H$_{2}$O)** > De Lewisformule voor water toont zuurstof gebonden aan twee waterstofatomen, met twee vrije elektronenparen op zuurstof [16](#page=16). > **Voorbeeld 2. Zwaveloxide (SO$_{2}$)** > Stap 1: Elektronstipformule van S en O. > Stap 2: Bind één zuurstof aan zwavel met een dubbele polaire covalente binding. > Stap 3: Bind de tweede zuurstof met een datief covalente binding waarbij zwavel de elektronen levert aan zuurstof. > Stap 4: Bereken en duid de formele ladingen aan: Zuurstof A Zuurstof B (-1), Zwavel (+1) [16](#page=16) [17](#page=17). > **Voorbeeld 3. Salpeterzuur (HNO$_{3}$)** > Stap 1: Elektronstipformule van het centrale element (N). > Stap 2: Bind één -OH groep met een klassieke polaire covalente binding. > Stap 3: Bind het resterende zuurstofatoom met een dubbele polaire covalente binding. > Stap 4: Bind eventuele resterende zuurstofatomen met datief covalente bindingen. > Stap 5: Duid de formele ladingen aan [18](#page=18). > **Voorbeeld 4. Natriumsulfaat (Na$_{2}$SO$_{4}$)** > Stap 0: Formuleer de Lewisstructuur van het overeenkomstige ternaire zuur (H$_{2}$SO$_{4}$) door metalen te vervangen door waterstof. > Stap 1: Elektronstipformule van het centrale element (S). > Stap 2: Bind zoveel mogelijk -OH groepen met klassieke polaire covalente bindingen (hier 2). > Stap 3: Bind resterende zuurstofatomen met dubbele polaire covalente bindingen. > Stap 4: Bind eventuele overgebleven zuurstofatomen met datief covalente bindingen. > Stap 5: Duid de formele ladingen aan. > Stap 6: Vervang de waterstofatomen door de metalen (Na). De binding tussen metaal en zuurstof is ionair en wordt niet weergegeven met een streepje [19](#page=19) [20](#page=20). > **Opmerking:** De hier beschreven methode voor het opstellen van Lewisstructuren geeft prioriteit aan het bereiken van de octetstructuur en staat formele ladingen toe om dit te realiseren, met het doel de formele ladingen zo klein mogelijk te houden. Alternatieve methoden kunnen de octetregel negeren om formele ladingen te minimaliseren, maar gebruiken soms meer complexe bindingsmodellen zoals sp$^{3}$-hybridisatie [21](#page=21). ### 3.3 Eigenschappen van covalente bindingen Covalente bindingen kunnen leiden tot twee hoofdtypen roosters: molecuulroosters en atoomroosters [22](#page=22). #### 3.3.1 Molecuulrooster In een molecuulrooster worden moleculen bijeengehouden door relatief zwakke intermoleculaire krachten, zoals Van der Waalskrachten. Stoffen met molecuulroosters vormen molecuulkristallen [22](#page=22). * **Dipoolkrachten (A):** Ontstaan tussen polaire moleculen (dipolen) door elektrostatische aantrekking tussen tegengesteld geladen polen, wat leidt tot oriëntatie-effecten. Water is een voorbeeld van een dipoolmolecule [23](#page=23). * **Waterstofbruggen (B):** Dit zijn zeer sterke dipoolkrachten die optreden wanneer waterstofatomen gebonden zijn aan kleine atomen met een hoge elektronenaffiniteit (zoals F, O, N). Ze zijn verantwoordelijk voor de sterke cohesie tussen moleculen als HF, H$_{2}$O en NH$_{3}$. Waterstofbruggen verklaren de volumetoename bij bevriezing van water, omdat ze leiden tot een open roosterstructuur in ijs [24](#page=24). * **Dispersiekrachten of Londonkrachten (C):** Dit zijn zwakke krachten die optreden tussen apolaire moleculen, veroorzaakt door tijdelijke dipolen die ontstaan door de beweging van elektronen. Deze krachten nemen toe met het aantal elektronen in een molecule [26](#page=26). #### 3.3.2 Atoomrooster In een atoomrooster zijn de atomen in het gehele kristal covalent aan elkaar gebonden, waardoor het als één grote molecule (macromolecule) kan worden beschouwd. Voorbeelden hiervan zijn diamant en grafiet. Diamant is hierdoor zeer hard en moeilijk smeltbaar [22](#page=22). #### 3.3.3 Stabiliteit van het rooster De bindingen tussen atomen in een molecule zijn sterk, terwijl de cohesiekrachten tussen moleculen zwakker zijn. Hierdoor is een molecuulrooster doorgaans minder stabiel dan een ionrooster, met uitzondering van macromoleculaire structuren zoals diamant [22](#page=22). #### 3.3.4 Smelt- en kookpunt Vergeleken met ionverbindingen (zouten), hebben covalente verbindingen over het algemeen een lager smelt- en kookpunt. Het smeltpunt wordt sterk beïnvloed door de molecuulmassa en de sterkte van de intermoleculaire krachten; zwaardere moleculen met sterkere dispersiekrachten vereisen meer energie om uit hun vaste of vloeibare toestand te komen [26](#page=26). #### 3.3.5 Aggregatietoestand bij kamertemperatuur Veel covalente verbindingen zijn bij kamertemperatuur gasvormig (bv. H$_{2}$, NH$_{3}$) of vloeibaar (bv. H$_{2}$O, C$_{2}$H$_{5}$OH). Vaste covalente verbindingen (bv. suiker, I$_{2}$, S$_{8}$) vormen kristallijne structuren waarbij moleculen de roosterpunten innemen. De aggregatietoestand wordt niet alleen bepaald door de molecuulmassa, maar ook door de intermoleculaire krachten [27](#page=27). #### 3.3.6 Geleidbaarheid Over het algemeen geleiden covalente verbindingen in vaste of gesmolten toestand geen elektrische stroom, omdat ze geen vrije ionen of elektronen bevatten. Grafiet is een uitzondering, met enig bewegende elektronen tussen de lagen [27](#page=27). Polar covalente verbindingen kunnen in water ioniseren en zo de elektrische stroom geleiden. Stoffen die veel ionen vormen, zoals sterke zuren (bv. HCl), zijn sterke elektrolyten. Stoffen die weinig ionen vormen, zoals zwakke zuren (bv. azijnzuur), zijn zwakke elektrolyten. Covalente verbindingen die geen ionen vormen in water, zoals ethanol en suiker, zijn niet-elektrolyten. Apolaire covalente verbindingen geleiden evenmin stroom, ook niet na toevoeging van water, vanwege het gebrek aan interactie met polaire watermoleculen [27](#page=27) [28](#page=28). #### 3.3.7 Oplosbaarheid Polair covalente verbindingen lossen goed op in polaire oplosmiddelen zoals water. Apolaire covalente verbindingen lossen daarentegen slecht of niet op in water, maar wel in apolaire oplosmiddelen zoals benzine [28](#page=28). --- # De metaalbinding en haar eigenschappen De metaalbinding beschrijft de specifieke chemische binding tussen metaalelementen, resulterend in een metaalrooster met gedelokaliseerde valentie-elektronen die de unieke eigenschappen van metalen verklaren. ### 3.4.1 Algemeen Metalen, zoals ijzer, kwik, goud en lood, vertonen typische fysische eigenschappen die verklaard kunnen worden door de metaalbinding. Deze eigenschappen omvatten onder andere dat ze bij kamertemperatuur vast zijn (met kwik als uitzondering), een kristallijne structuur hebben, doorgaans hoge smelt- en kookpunten bezitten, goede elektrische en warmtegeleiders zijn, en vrij goed vervormbaar zijn [29](#page=29). Bij de metaalbinding geven metaalelementen hun valentie-elektronen af om een stabiele edelgasconfiguratie te bereiken. Deze valentie-elektronen worden gedelokaliseerd; ze behoren niet langer tot individuele atomen, maar bewegen vrij door het gehele metaalrooster als een gemeenschappelijk bezit. Deze ongeordende beweging van elektronen maakt metalen uitstekende elektrische geleiders. De positieve metaalionen worden door deze negatieve elektronendichtheid bijeengehouden, wat de structuur stabiliseert en wordt beschreven als positieve ionen die vastgeankerd zijn in een zee van elektronen. De metaalbinding is dus gebaseerd op elektrische krachten, die doorgaans sterk zijn, wat resulteert in hoge smelt- en kookpunten [29](#page=29). > **Tip:** De metaalbinding kan worden voorgesteld als een rooster van positieve metaalionen, omgeven door een 'wolk' van vrij bewegende gedelokaliseerde valentie-elektronen [29](#page=29). > **Example:** Figuur 63 in het document illustreert de metaalbinding en toont hoe de vrije valentie-elektronen verantwoordelijk zijn voor de elektrische geleidbaarheid [29](#page=29). ### 3.4.2 De belangrijkste eigenschappen van de metaalbinding #### 3.4.2.1 Het metaalrooster Metalen kenmerken zich door een kristallijne structuur. Dit zijn atoomkristallen met een perfecte symmetrie waarin de atomen zo dicht mogelijk op elkaar gestapeld zijn. Er bestaan verschillende manieren waarop deze dichtste stapeling kan plaatsvinden, zoals hexagonale en kubische dichtste bolstapeling [29](#page=29) [30](#page=30). #### 3.4.2.2 De stabiliteit of “sterkte” van het rooster De vastankering van de positieve metaalionen in de elektronenzee vereist aanzienlijke energie om te doorbreken. Dit verklaart de inherente sterkte van een metaalrooster [30](#page=30). #### 3.4.2.3 Het smelt- en kookpunt Vanwege de sterke bindingskrachten binnen de metaalbinding, vertonen metalen relatief hoge smelt- en kookpunten [30](#page=30). #### 3.4.2.4 De aggregatietoestand of fase bij kamertemperatuur Alle metalen zijn in normale omstandigheden vaste stoffen bij kamertemperatuur, met uitzondering van kwik (Hg) [31](#page=31). #### 3.4.2.5 De geleidbaarheid Metalen zijn uitstekende geleiders van zowel elektrische stroom als warmte. Wanneer een metaal wordt aangesloten op een stroombron, stromen elektronen van de negatieve pool het metaal in en verlaten ze het metaal naar de positieve pool. Deze elektrische geleidbaarheid is direct te danken aan de vrij bewegende valentie-elektronen [29](#page=29) [31](#page=31). > **Example:** Figuur 65 toont de geleiding van elektriciteit door een metaalrooster, wat de rol van de vrije elektronen illustreert [31](#page=31). #### 3.4.2.6 Bijzondere eigenschappen Een opvallende eigenschap van metalen is hun vervormbaarheid; ze zijn pletbaar, rekbaar, snijdbaar en plooibaar. Deze mechanische eigenschappen, samen met hun hardheid en trekvastheid, maken metalen zeer geschikt voor constructieve toepassingen. De mogelijkheid om atoomlagen onderling te verschuiven zonder de bindingen te verbreken, wordt toegeschreven aan het feit dat alle atomen worden samengehouden door één grote, beweeglijke elektronenwolk [31](#page=31). --- # Oplosbaarheid van stoffen en toepassingen Dit onderwerp verkent de principes achter de oplosbaarheid van stoffen, voornamelijk gebaseerd op moleculaire polariteit en de "soort zoekt soort" regel, met diverse praktische toepassingen. ### 5.1 Polarisering en de regel 'soort zoekt soort' De mengbaarheid van een stof wordt grotendeels bepaald door de polariteit van de betrokken stoffen. In de chemie geldt de algemene regel "soort zoekt soort", wat inhoudt dat polaire stoffen goed oplossen in polaire oplosmiddelen zoals water, en apolaire stoffen beter oplossen in apolaire oplosmiddelen [32](#page=32). #### 5.1.1 Polarisering van moleculen Een molecuul is polair als de elektronen asymmetrisch verdeeld zijn over de bindende atomen. Dit vereist twee voorwaarden [32](#page=32): 1. **Verschil in elektronegativiteit (EN-waarde):** Een verschil in EN-waarde tussen de gebonden atomen is noodzakelijk [32](#page=32). * Als de atomen identiek zijn, is de ΔEN nul en is de molecule altijd apolair [32](#page=32). * Atoombindingen met een ΔEN < 0,5 zijn meestal apolair [32](#page=32). * Atoombindingen met een ΔEN tussen 0,5 en 1,66 zijn polair [32](#page=32). * Ionaire verbindingen met een ΔEN > 1,66 zijn altijd polair [32](#page=32). 2. **Asymmetrische verdeling van ladingscentra:** Het centrum van de positieve ladingen mag niet samenvallen met dat van de negatieve ladingen [32](#page=32). #### 5.1.2 Ruimtelijke structuur en symmetrie De ruimtelijke structuur van een molecuul, bepaald door de afstoting tussen elektronenparen (vrije elektronenparen en bindingselektronen), beïnvloedt de symmetrie. Om de ruimtelijke structuur te bepalen, wordt gebruik gemaakt van het sterisch getal (SG) van een centraal atoom [32](#page=32). * **Sterisch getal (SG) = 4:** * **4 gebonden atomen, 0 vrije e-paren:** Tetraëder, theoretische bindingshoek 109°. De molecule is symmetrisch indien de 4 gebonden atomen gelijk zijn (bv. CF₄); anders asymmetrisch (bv. CHF₃) [33](#page=33). * **3 gebonden atomen, 1 vrij e-paar:** Piramide, theoretische bindingshoek 109°. Meestal asymmetrisch [33](#page=33). * **2 gebonden atomen, 2 vrije e-paren:** Geknikt, theoretische bindingshoek 109°. Meestal asymmetrisch [33](#page=33). * **1 gebonden atoom, 3 vrije e-paren:** Lineair, theoretische bindingshoek 109°. Symmetrisch bij identieke atomen (bv. Cl₂), asymmetrisch bij verschillende atomen (bv. HCl) [33](#page=33). * **Sterisch getal (SG) = 3:** * **3 gebonden atomen, 0 vrije e-paren:** Trigonaal, theoretische bindingshoek 120°. Symmetrisch indien de 3 gebonden atomen gelijk zijn (bv. BCl₃); anders asymmetrisch (bv. BHCl₂) [34](#page=34). * **2 gebonden atomen, 1 vrij e-paar:** Geknikt, theoretische bindingshoek 120°. Meestal asymmetrisch [34](#page=34). * **1 gebonden atoom, 2 vrije e-paren:** Lineair, theoretische bindingshoek 120°. Symmetrisch bij identieke atomen (bv. O₂), asymmetrisch bij verschillende atomen [34](#page=34). * **Sterisch getal (SG) = 2:** * **2 gebonden atomen, 0 vrije e-paren:** Lineair, theoretische bindingshoek 180°. Symmetrisch indien de 2 gebonden atomen gelijk zijn (bv. CO₂); anders asymmetrisch (bv. COS) [34](#page=34). * **1 gebonden atoom, 1 vrij e-paar:** Lineair, theoretische bindingshoek 180°. Symmetrisch bij identieke atomen (bv. N₂), asymmetrisch bij verschillende atomen [34](#page=34). **Voorbeelden:** * Methaan (CH₄) heeft een tetraëdrische, symmetrische structuur en is apolair, ondanks een klein verschil in EN-waarde tussen C en H [34](#page=34). * Ammoniak (NH₃) heeft een asymmetrische, piramidale structuur. Het verschil in EN-waarde tussen N en H, gecombineerd met de asymmetrie, maakt ammoniak polair [34](#page=34). > **Tip:** Gebruik Lewisformules en het bepalen van het sterisch getal om de ruimtelijke structuur en daarmee de polariteit van een molecule te voorspellen. ### 5.2 Toepassingen van oplosbaarheid #### 5.2.1 Het wassen van kledij Zeepdeeltjes hebben een specifieke structuur: een polaire, hydrofiele kop en een apolaire, hydrofobe staart (koolstofketen). In water vormen ze micellen, waarbij de apolaire staarten naar elkaar toe wijzen en de polaire koppen naar het water gericht zijn [35](#page=35). * **Werking bij vuil:** Zeepmoleculen verlagen de oppervlaktespanning, waardoor water textiel beter bevochtigt. Bij apolaire vlekken dringen de apolaire staarten van de zeep in de vlek en het textiel, terwijl de polaire koppen in het water blijven. De afstoting tussen de polaire koppen helpt de vlek los te maken bij beweging (bv. in de wasmachine). De vuildeeltjes worden omgeven door zeepmoleculen en kunnen zo worden weggespoeld [36](#page=36). * **Detergenten:** Moderne wasmiddelen gebruiken vaak detergentmoleculen die niet reageren met calciumzouten in water, waardoor er geen witte neerslag ontstaat [36](#page=36). * **Additieven in wasmiddelen:** Wasversterkers (neutraliseren calciumzouten), bleekmiddelen (verwijderen gekleurde vlekken), enzymen (breken eiwitvlekken af) en optische witmakers (geven stralend wit uiterlijk) worden toegevoegd [36](#page=36). #### 5.2.2 Biomagnificatie Giftige, apolaire stoffen zoals DDT en dioxine zijn slecht oplosbaar in water en kunnen daarom niet via de urine worden uitgescheiden. Ze slaan op in vetweefsel en kunnen zich zo door de hele voedselketen verspreiden, een proces dat biomagnificatie wordt genoemd [37](#page=37). > **Voorbeeld:** DDT accumuleert in de voedselketen, wat leidt tot hogere concentraties in organismen aan de top van de piramide [37](#page=37). #### 5.2.3 Vitamines Vitamines zijn complexe organische stoffen die essentieel zijn voor biologische processen [37](#page=37). * **Vetoplosbare vitamines (K, A, D, E):** Deze lossen op in vet en hopen zich voornamelijk op in de lever. Ze werken alleen in de aanwezigheid van vet in de voeding en kunnen leiden tot vergiftigingsverschijnselen bij overdosering omdat ze niet eenvoudig uitgescheiden kunnen worden [37](#page=37). * **Wateroplosbare vitamines (B, C):** Deze worden zelden in overmaat aangetroffen omdat een teveel via de urine wordt uitgescheiden. Ze kunnen echter moeilijker worden opgeslagen en moeten daarom regelmatig worden ingenomen. Tekorten kunnen leiden tot sluipende of manifeste ziekteverschijnselen [37](#page=37). ### 5.3 Elektriciteit geleidbaarheid van covalente verbindingen Over het algemeen geleiden covalente verbindingen in vaste of gesmolten toestand geen elektrische stroom, omdat ze geen ionen of vrije elektronen bevatten. Grafiet is een uitzondering vanwege de beweeglijkheid van elektronen tussen de lagen [27](#page=27). * **Ionisatie van polair covalente verbindingen:** Door de interactie met een polair oplosmiddel zoals water, kunnen polair covalente verbindingen (bv. HCl) ioniseren. Het bindende elektronenpaar verschuift volledig naar het meest elektronegatieve atoom, waardoor ionen ontstaan [27](#page=27). * **Sterke elektrolyten:** Als veel ionen worden gevormd (bv. bij sterke zuren zoals HCl), wordt de stroom goed tot zeer goed geleid [28](#page=28). * **Zwakke elektrolyten:** Als slechts beperkte hoeveelheden ionen worden gevormd (bv. bij zwakke zuren zoals azijnzuur CH₃COOH), wordt de stroom beperkt geleid [28](#page=28). * **Niet-elektrolyten:** Sommige polair covalente verbindingen (bv. ethanol C₂H₅OH, suiker C₆H₁₂O₆) vormen geen ionen in water en geleiden de stroom niet [28](#page=28). * **Apolair covalente verbindingen:** Deze geleiden de stroom niet na toevoeging van water omdat er geen interactie mogelijk is met polaire watermoleculen [28](#page=28). --- ## 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 | |------|------------| | Elektronenconfiguratie | De specifieke rangschikking van de elektronen in de schillen en subschillen rond de atoomkern. Deze configuratie bepaalt mede de chemische eigenschappen van een element. | | Edelgassen | Elementen uit groep 18 van het periodiek systeem (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) die gekenmerkt worden door een stabiele elektronenconfiguratie, waardoor ze doorgaans niet reageren. | | Octetstructuur | De neiging van atomen om, door het delen, opnemen of afstaan van elektronen, een configuratie te bereiken met acht valentie-elektronen op hun buitenste schil, wat leidt tot verhoogde stabiliteit. | | Ionbinding | Een chemische binding gevormd door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen ionen (kationen) en negatief geladen ionen (anionen), meestal tussen een metaal en een niet-metaal. | | Atoombinding (covalente binding) | Een chemische binding waarbij atomen elektronen delen om zo een stabiele elektronenconfiguratie te bereiken, typisch tussen niet-metalen. | | Metaalbinding | Een chemische binding die optreedt tussen metaalatomen, waarbij de valentie-elektronen gedelokaliseerd zijn en een 'elektronenzee' vormen die de positief geladen metaalionen bij elkaar houdt. | | Elektropotentieel (ENW) | Een maat voor de neiging van een atoom om elektronen naar zich toe te trekken in een chemische binding. Een grotere ENW betekent een sterkere aantrekking van elektronen. | | Ion | Een geladen atoom of molecuul dat ontstaat door het winnen of verliezen van één of meer elektronen. Positieve ionen heten kationen, negatieve ionen heten anionen. | | Polarisatie | Het verschijnsel waarbij de elektronenwolk in een atoom of molecuul wordt vervormd, wat leidt tot een ongelijke verdeling van lading en het ontstaan van partiële ladingen of een dipoolmoment. | | Ionische verbinding | Een verbinding die wordt gevormd door ionbindingen, bestaande uit een rooster van positief en negatief geladen ionen. | | Moleculaire verbinding | Een verbinding die is opgebouwd uit discrete moleculen, waarbij atomen binnen een molecuul door covalente bindingen zijn verbonden. | | Roosterenergie | De energie die vrijkomt wanneer positieve en negatieve ionen in de gasfase samenkomen om een kristallijne ionverbinding te vormen. Het is een maat voor de sterkte van de ionbinding. | | Ionitisatie-energie | De minimale energie die nodig is om één elektron te verwijderen uit een neutraal, gasvormig atoom. | | Elektronenaffiniteit | De energie die vrijkomt of geabsorbeerd wordt wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal, gasvormig atoom om een negatief ion te vormen. | | Lewisformule | Een diagram dat de valentie-elektronen en de bindingen tussen atomen in een molecuul weergeeft, met behulp van stippen voor vrije elektronenparen en streepjes voor bindingen. | | Partiële lading | Een gedeeltelijke elektrische lading die ontstaat op een atoom in een polaire covalente binding, als gevolg van ongelijke elektronendeling. | | Formele lading | Een berekende lading die wordt toegewezen aan een atoom in een molecuul, gebaseerd op de aanname dat alle bindingselektronen gelijk worden gedeeld. Het is een nuttig hulpmiddel voor het tekenen van Lewisstructuren en het begrijpen van moleculair gedrag. | | Sterisch getal (SG) | Het aantal gebonden atomen plus het aantal vrije elektronenparen rond een centraal atoom in een molecuul. Het sterisch getal wordt gebruikt om de ruimtelijke structuur (geometrie) van het molecuul te voorspellen. | | Hydrofiel | Een stof die water aantrekt of goed oplost in water. Dit zijn doorgaans polaire of geladen stoffen. | | Hydrofoob | Een stof die water afstoot of slecht oplost in water. Dit zijn doorgaans apolaire stoffen. | | Micel | Een aggregaat van zeep- of detergentmoleculen in water, waarbij de hydrofobe staarten naar binnen gericht zijn en de hydrofiele koppen naar buiten, om apolaire stoffen in te sluiten en te emulgeren. | | Biomagnificatie | Het proces waarbij de concentratie van bepaalde giftige stoffen toeneemt naarmate ze door de voedselketen worden doorgegeven, van lagere naar hogere trofische niveaus. |

# Algemene aspecten van chemische reacties en de wet van behoud Een chemische reactie is een proces dat leidt tot de vorming van nieuwe stoffen door de herschikking van atomen, terwijl fysische processen de chemische identiteit van de stoffen onveranderd laten [1](#page=1). ### 1.1 Fysische processen versus chemische processen #### 1.1.1 Fysische processen Fysische processen kenmerken zich doordat de moleculen van een stof ongewijzigd blijven, hoewel hun uiterlijke kenmerken of aggregatietoestand kunnen veranderen. Deze processen zijn vaak omkeerbaar [1](#page=1). * **Voorbeelden van fysische processen:** * Het gloeien van een spijker in een vlam: het ijzer verandert niet van chemische samenstelling [1](#page=1). * Het mengen van niet-mengbare vloeistoffen [1](#page=1). * Het oplossen van suiker in koffie [1](#page=1). * Faseovergangen zoals smelten, koken, stollen of condenseren: hierbij verandert de aggregatietoestand door energie-uitwisseling, maar de chemische samenstelling blijft gelijk. De structuur van de deeltjes verandert wel, wat gerelateerd is aan hun thermische beweeglijkheid [1](#page=1). #### 1.1.2 Chemische processen Bij chemische processen, oftewel chemische reacties, verdwijnen de oorspronkelijke moleculen en worden nieuwe moleculen gevormd. Dit impliceert een verandering in de chemische samenstelling van de stof. Atomen herschikken zich om nieuwe moleculen te vormen met potentieel andere eigenschappen [1](#page=1). * Chemische reacties kunnen onomkeerbaar zijn (bv. de verbranding van magnesiumlint) of omkeerbaar (evenwichtsreacties) [1](#page=1). * **Voorbeeld van een chemisch proces:** Het roesten van een ijzeren ketting, waarbij ijzer wordt omgezet in ijzeroxide [1](#page=1). ### 1.2 De wet van behoud van atomen en massa #### 1.2.1 De wet van behoud van atomen Een fundamenteel principe in de chemie is de wet van behoud van atomen. Deze wet stelt dat bij elke chemische reactie het aantal atomen van elke soort vóór de reactie gelijk is aan het aantal atomen van die soort ná de reactie. Atomen zelf worden niet vernietigd of gecreëerd; ze wisselen enkel van bindingspartner [1](#page=1). * Tijdens een reactie worden chemische bindingen in de uitgangsstoffen (reagentia) verbroken en nieuwe bindingen gevormd, wat leidt tot reactieproducten [1](#page=1). #### 1.2.2 Weergave van chemische reacties: reactievergelijkingen Chemische reacties worden weergegeven met behulp van reactievergelijkingen, waarin stoffen worden aangeduid met hun chemische formules [2](#page=2). * **Opbouw van een reactievergelijking:** * De reagentia (beginproducten) staan vóór de reactiepijl [2](#page=2). * De reactieproducten (eindproducten) staan na de reactiepijl [2](#page=2). * **Balancering van reactievergelijkingen:** Om te voldoen aan de wet van behoud van atomen, worden coëfficiënten (voortallen) toegevoegd aan de formules indien nodig. Deze coëfficiënten geven de molaire verhoudingen van de reagerende stoffen aan [2](#page=2). > **Tip:** Coëfficiënten worden gebruikt om ervoor te zorgen dat het aantal atomen van elk element aan beide zijden van de reactievergelijking gelijk is. #### 1.2.3 De wet van behoud van massa Uit de wet van behoud van atomen volgt direct de wet van behoud van massa. Deze wet stelt dat de totale massa van de reactieproducten gelijk is aan de totale massa van de reagentia. Dit is een direct gevolg van het feit dat atomen niet kunnen ontstaan of verdwijnen tijdens een chemische reactie, maar enkel worden herschikt [2](#page=2). ### 1.3 Thermodynamische aspecten van een chemische reactie De thermodynamica bestudeert de energieveranderingen die gepaard gaan met chemische reacties [2](#page=2). #### 1.3.1 De Eerste Wet van de Thermodynamica (Wet van Behoud van Energie) De Eerste Wet van de Thermodynamica, ook bekend als de Wet van Behoud van Energie, stelt dat energie niet kan worden gecreëerd of vernietigd, maar alleen kan worden omgezet van de ene vorm naar de andere. Chemische energie kan bijvoorbeeld worden omgezet in andere energievormen, en vice versa [2](#page=2). * **Energie-uitwisseling tijdens chemische reacties:** * **Exo-energetische reactie:** Het systeem geeft energie af aan de omgeving. Dit resulteert in een daling van de energie-inhoud van het systeem, wat betekent dat de reactieproducten een lagere energie-inhoud hebben dan de reagentia. In symbolen: $\Delta E < 0$ [2](#page=2). * **Endo-energetische reactie:** Het systeem neemt energie op uit de omgeving. Dit leidt tot een stijging van de energie-inhoud van het systeem, wat betekent dat de reactieproducten een hogere energie-inhoud hebben dan de reagentia. In symbolen: $\Delta E > 0$ [2](#page=2). * De verandering in energie ($\Delta E$) wordt berekend als: $$ \Delta E = E_{\text{reactieproducten}} - E_{\text{reagentia}} $$ * De term 'energie-inhoud' of 'inwendige energie ($U$)' omvat alle opgeslagen energie in atomen en moleculen [2](#page=2). > **Tip:** Onthoud dat een negatieve $\Delta E$ wijst op energieafgifte (exo-energetisch), en een positieve $\Delta E$ op energieopname (endo-energetisch). * De uitgewisselde energie kan verschillende vormen aannemen [2](#page=2). --- # Thermodynamische aspecten van chemische reacties Dit gedeelte behandelt de energieveranderingen die gepaard gaan met chemische reacties, de Eerste en Tweede Wet van de Thermodynamica, en de concepten van exo- en endo-energetische reacties, entropie en spontaniteit. ### 2.1 Energieveranderingen bij chemische reacties Chemische reacties worden beschreven met reactievergelijkingen, waarbij reagentia (beginproducten) vóór de reactiepijl staan en reactieproducten (eindproducten) erna. De wet van behoud van atomen zorgt ervoor dat voorgetallen (coëfficiënten) worden toegevoegd om het aantal atomen aan beide zijden van de vergelijking gelijk te houden. Hieruit volgt de wet van behoud van massa: de totale massa van de reactieproducten is gelijk aan de totale massa van de reagentia, omdat atomen alleen herschikken en niet verdwijnen of ontstaan [2](#page=2). De thermodynamica beschrijft de energieveranderingen die optreden tijdens deze chemische reacties [2](#page=2). #### 2.1.1 De Eerste Wet van de Thermodynamica De Eerste Wet van de Thermodynamica, ook bekend als de Wet van Behoud van Energie, stelt dat energie niet gecreëerd of vernietigd kan worden, maar alleen kan worden omgezet van de ene vorm naar de andere. Chemische energie kan dus worden omgezet in andere energievormen en vice versa [2](#page=2). De energie-uitwisseling tijdens chemische reacties kan op twee manieren plaatsvinden: * **Exo-energetische reactie**: Het systeem geeft energie af aan de omgeving. De energie-inhoud van het systeem daalt, wat betekent dat de reactieproducten een lagere energie-inhoud hebben dan de reagentia. Dit wordt uitgedrukt als $\Delta E < 0$ [2](#page=2). * **Endo-energetische reactie**: Het systeem neemt energie op uit de omgeving. De energie-inhoud van het systeem stijgt, wat betekent dat de reactieproducten een hogere energie-inhoud hebben dan de reagentia. Dit wordt uitgedrukt als $\Delta E > 0$ [2](#page=2). De verandering in energie-inhoud ($\Delta E$) wordt berekend als het verschil tussen de energie-inhoud van de reactieproducten en de reagentia: $$ \Delta E = E_{\text{reactieproducten}} - E_{\text{reagentia}} $$ De term 'energie-inhoud' of 'inwendige energie ($U$)' omvat alle opgeslagen energie in atomen en moleculen [2](#page=2). De uitgewisselde energie kan verschillende vormen aannemen, zoals warmte-, stralings- en elektrische energie. Bij de meeste chemische reacties vindt de energie-uitwisseling voornamelijk plaats als warmte. In dat geval spreken we van [3](#page=3): * **Exotherme reacties**: Het systeem geeft warmte af aan de omgeving, waardoor de temperatuur van de omgeving stijgt [3](#page=3). * **Endotherme reacties**: Het systeem neemt warmte op uit de omgeving, waardoor de temperatuur van de omgeving daalt [3](#page=3). Om de uitgewisselde warmte kwantitatief te bepalen, wordt een calorimeter gebruikt, een geïsoleerd vat met een thermometer waarmee de temperatuurverandering en de warmte-uitwisseling gemeten kan worden [3](#page=3). > **Tip:** Bij exo-energetische reacties daalt de energie-inhoud van het systeem, terwijl bij endo-energetische reacties deze toeneemt. > **Voorbeeld:** Verbrandingen zijn exotherme reacties waarbij warmte-energie vrijkomt. Fotosynthese is een endo-energetische reactie die stralingsenergie (zonlicht) opneemt. Elektrolyse is een endo-energetische reactie die elektrische energie opneemt [3](#page=3). #### 2.1.2 De Tweede Wet van de Thermodynamica en Spontaniteit De Tweede Wet van de Thermodynamica stelt dat een proces spontaan is als er een toename van entropie plaatsvindt. Entropie ($S$) is een maat voor de wanorde binnen een systeem. Hoe groter de wanorde, hoe spontaner een proces over het algemeen verloopt [4](#page=4). * **Spontane processen** gebeuren 'vanzelf' zonder continue externe energietoevoer. Veel spontane processen zijn exo-energetisch/exotherm, waarbij energie of warmte vrijkomt (bijv. magnesiumlint in zoutzuur). Echter, endo-energetische/endotherme processen kunnen ook spontaan verlopen, zoals het smelten van ijs bij voldoende hoge temperaturen [3](#page=3). * **Niet-spontane processen** vereisen een continue energietoevoer van buitenaf. Voorbeelden zijn elektrolyse van water (vereist elektriciteit) en fotosynthese (vereist zonlicht) [3](#page=3). > **Voorbeeld:** Het oplossen van keukenzout in water is een spontaan proces omdat de ionen zich verspreiden en de wanorde (entropie) toeneemt. Een explosie die geordende stoffen omzet in wanordelijke gassen, veroorzaakt een enorme entropietoename en is daarom spontaan [4](#page=4). Sommige spontane processen hebben een initiële **activeringsenergie** nodig om op gang te komen, waarna ze zelfonderhoudend verlopen. Verbrandingsreacties, zoals het aansteken van papier, vereisen deze initiële energie-impuls. De benodigde activeringsenergie varieert sterk per reactie [3](#page=3). ### 2.2 Reactiesnelheid en het Botsingsmodel Chemische reacties variëren enorm in snelheid, van explosies tot langzame processen zoals composteren. Het beïnvloeden van de reactiesnelheid is cruciaal in vele toepassingen, zoals voedselconservering en industriële processen. In biologische systemen reguleren enzymen chemische reacties met hoge precisie [4](#page=4). Het **Botsingsmodel** verklaart dat een chemische reactie alleen optreedt indien aan twee voorwaarden is voldaan [4](#page=4): 1. De reagerende deeltjes moeten met de juiste oriëntatie tegen elkaar botsen [4](#page=4). 2. De deeltjes moeten met voldoende kinetische energie (snelheid) tegen elkaar botsen [4](#page=4). Moleculen hebben voldoende bewegingsenergie nodig om bindingen (gedeeltelijk) te verbreken tijdens botsingen, wat kan leiden tot een overgangstoestand of geactiveerd complex [4](#page=4). #### 2.2.1 Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden, werken door: 1. Het aantal botsingen te verhogen [4](#page=4). 2. De effectiviteit van de botsingen te verhogen door: [4](#page=4). a. Een gepaste oriëntatie te verzekeren [4](#page=4). b. Een hogere kinetische energie (snelheid) te geven aan de deeltjes [4](#page=4). --- # Reactiesnelheid en factoren die deze beïnvloeden Dit gedeelte behandelt het botsingsmodel voor chemische reacties en onderzoekt hoe temperatuur, concentratie, verdelingsgraad, lichtenergie en katalysatoren de reactiesnelheid beïnvloeden [4](#page=4). ### 3.1 Het botsingsmodel Volgens het botsingsmodel komt een chemische reactie alleen tot stand als aan twee voorwaarden is voldaan [4](#page=4): 1. De reagerende deeltjes moeten met een gepaste oriëntatie tegen elkaar botsen [4](#page=4). 2. De deeltjes moeten met voldoende energie, oftewel snelheid, tegen elkaar botsen [4](#page=4). Moleculen hebben voldoende bewegingsenergie nodig om bindingen (gedeeltelijk) te verbreken tijdens botsingen. Dit kan leiden tot een overgangstoestand of geactiveerd complex, waarin de moleculen nog enigszins verbonden zijn [4](#page=4). ### 3.2 Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden, doen dit door het aantal botsingen te verhogen of de botsingen effectiever te maken. Effectievere botsingen worden bereikt door een gepaste oriëntatie te geven aan de deeltjes en door ze meer energie te geven [4](#page=4). #### 3.2.1 De temperatuur Verwarming verhoogt de totale energie-inhoud van de reactie, waardoor de deeltjes heviger bewegen en vaker botsen. Dit verhoogt zowel het aantal botsingen als de effectiviteit ervan. Een temperatuurstijging zorgt er ook voor dat meer moleculen de minimale activeringsenergie bereiken, wat de reactiesnelheid verder verhoogt [5](#page=5). > **Voorbeelden:** > * Koken in een hogedrukpan (hogere temperatuur, snellere bereiding) [5](#page=5). > * Bewaren van voedsel in koelkasten of diepvriezers (lagere temperatuur, langzamer bederf) [5](#page=5). > * Industriële processen vinden vaak plaats bij hoge temperaturen, zoals ammoniaksynthese bij ongeveer 500℃ [5](#page=5). > * Veranderingen in het bioritme van planten en koudbloedige dieren met de seizoenen [5](#page=5). #### 3.2.2 De concentratie Een hogere concentratie betekent meer deeltjes in een reactiemengsel, wat direct leidt tot een groter aantal botsingen en dus een hogere reactiesnelheid [5](#page=5). > **Voorbeelden:** > * Voldoende ventilatie bij verbrandingsprocessen (bijvoorbeeld tocht bij een kampvuur) voor een hogere zuurstofconcentratie [5](#page=5). > * Hoge concentratie natriumhydroxide in ontstoppers voor snelle afbraak van organisch materiaal [5](#page=5). > * Flambeerbaarheid van sterke drank vereist voldoende alcoholconcentratie [5](#page=5). #### 3.2.3 De verdelingsgraad Een grotere verdelingsgraad, zoals een fijner poeder in plaats van een brok, zorgt voor een groter contactoppervlak. Dit verhoogt het aantal botsingen en daarmee de reactiesnelheid [5](#page=5). > **Voorbeelden:** > * Spaanders ontsteken makkelijker dan een dik houtblok [5](#page=5). > * Kauwen en emulgeren in de spijsvertering vergroten het contactoppervlak voor enzymen [5](#page=5). > * Vernevelen van brandstof (benzine, diesel) voor snellere verbranding [5](#page=5). > * Werken met opgeloste chemicaliën in plaats van vaste stoffen in laboratoria [5](#page=5). #### 3.2.4 Lichtenergie Sommige moleculen worden geactiveerd door lichtenergie op te nemen. Dit verhoogt de energie van de deeltjes, waardoor het aantal botsingen en de effectiviteit ervan toenemen, vergelijkbaar met een temperatuurstijging [5](#page=5). > **Voorbeelden:** > * Bewaren van lichtgevoelige voedingsmiddelen in bruine flessen (bier) of ondoorschijnende verpakkingen (melk, vanwege vitamine B2) [6](#page=6). #### 3.2.5 Katalysatoren Een katalysator is een stof die een specifieke chemische reactie versnelt zonder zelf verbruikt te worden. Katalysatoren verhogen het aantal botsingen en maken ze effectiever door de moleculen beter te oriënteren en ze meer energie te geven. De werking berust op het aanbieden van een alternatieve reactieroute met een lagere activeringsenergie [6](#page=6). > **Voorbeelden:** > * De meeste industriële chemische processen maken gebruik van katalysatoren, zoals nikkel bij de hydrogenering van oliën [6](#page=6). > * Enzymen zijn biologische katalysatoren die biochemische processen in cellen optimaal versnellen, door reagensmoleculen specifiek te positioneren (sleutel-slotprincipe) [6](#page=6). --- # Anorganische reactiesoorten: neerslag, gasontwikkeling, neutralisatie en redoxreacties Dit deel van de cursus behandelt de vier voornaamste types anorganische reacties: neerslagreacties, gasontwikkelingsreacties, neutralisatiereacties en redoxreacties, met uitleg over hun mechanismen en praktische toepassingen [6](#page=6). ### 4.1 Inleiding tot anorganische reactiesoorten Wanneer twee elektrolytoplossingen worden samengevoegd, kunnen diverse reactietypes optreden of kan er geen waarneembare reactie plaatsvinden. Elektrolyten zijn samengestelde stoffen die in gesmolten of opgeloste toestand ionen vormen en daardoor elektrische stroom geleiden. De vier belangrijkste reactiesoorten zijn [6](#page=6): * **Neerslagreactie:** Vorming van een onoplosbare vaste stof [6](#page=6). * **Gasontwikkelingsreactie:** Vorming van een slecht oplosbaar gas [6](#page=6). * **Neutralisatiereactie:** Een zuur en een base reageren tot zout en water [6](#page=6). * **Redoxreactie:** Overdracht van elektronen [6](#page=6). #### 4.1.1 De neerslagreactie De oplosbaarheid van ionische verbindingen in water wordt bepaald door de balans tussen de elektrostatische aantrekkingskrachten tussen ionen (ionbinding) en de krachten tussen waterdipolen en ionen, die de ionbinding verzwakken. Een neerslagreactie treedt op wanneer de ionenconcentraties in een oplossing een bepaalde drempel overschrijden, waardoor een onoplosbaar zout of metaalhydroxide neerslaat [6](#page=6). ##### 4.1.1.1 Oplosbaarheidstabellen Oplosbaarheidstabellen bieden een overzicht van de oplosbaarheid van diverse kationen en anionen in water. Hierin wordt aangegeven welke combinaties goed, matig of slecht oplosbaar zijn [7](#page=7). > **Tip:** Maak gebruik van oplosbaarheidstabellen om te voorspellen of een neerslag zal ontstaan bij het mengen van twee oplossingen. ##### 4.1.1.2 De ionenuitwisselingsreactie Een ionenuitwisselingsreactie, vaak gevolgd door neerslagvorming, kan in drie stappen worden geanalyseerd [8](#page=8): 1. **Splitsen in ionen:** Beide elektrolyten splitsen in hun afzonderlijke ionen (ionisatie of dissociatie) [8](#page=8). 2. **Recombinatie van ionen:** De ionen worden opnieuw gecombineerd, waarbij de som van de positieve en negatieve ionladingen nul moet zijn. Indien een onoplosbare stof (neerslag) wordt gevormd, wordt dit aangegeven met een pijl naar beneden (${\downarrow}$) of het symbool (s). Ionen die geen neerslag vormen, zijn "toeschouwerionen" [8](#page=8). 3. **Schrijven van de essentiële en stoffenreactievergelijking:** De essentiële reactievergelijking toont enkel de ionen die de neerslag vormen. De stoffenreactievergelijking toont de volledige reactie met de oorspronkelijke stoffen [8](#page=8). > **Voorbeeld 1:** Reactie tussen natriumsulfaat ($Na_2SO_4$) en bariumchloride ($BaCl_2$) [8](#page=8). > > 1. Ionen splitsen: $2 Na^+ + SO_4^{2-}$ en $Ba^{2+} + 2 Cl^-$ > 2. Recombinatie: $Ba^{2+} + SO_4^{2-}$ vormt $BaSO_4$ (neerslag). $Na^+$ en $Cl^-$ blijven in oplossing. > 3. Reactievergelijkingen: > * Essentiële: $Ba^{2+}(aq) + SO_4^{2-}(aq) \rightarrow BaSO_4(s)$ > * Stoffen: $Na_2SO_4(aq) + BaCl_2(aq) \rightarrow BaSO_4(s) + 2 NaCl(aq)$ > **Voorbeeld 2:** Reactie tussen magnesiumjodide ($MgI_2$) en natriumfosfaat ($Na_3PO_4$) [8](#page=8). > > 1. Ionen splitsen: $Mg^{2+} + 2 I^-$ en $3 Na^+ + PO_4^{3-}$ > 2. Recombinatie: $3 Mg^{2+} + 2 PO_4^{3-}$ vormt $Mg_3(PO_4)_2$ (witte neerslag). $Na^+$ en $I^-$ blijven in oplossing. > 3. Reactievergelijkingen: > * Essentiële: $3 Mg^{2+}(aq) + 2 PO_4^{3-}(aq) \rightarrow Mg_3(PO_4)_2(s)$ > * Stoffen: $3 MgI_2(aq) + 2 Na_3PO_4(aq) \rightarrow Mg_3(PO_4)_2(s) + 6 NaI(aq)$ ##### 4.1.1.3 Toepassingen van neerslagreacties Neerslagreacties hebben diverse praktische toepassingen [8](#page=8): * **Bereiding van moeilijk oplosbare verbindingen:** Door oplossingen van goed oplosbare elektrolyten te mengen, kan de gewenste neerslag worden verkregen [8](#page=8). > **Voorbeeld:** Bereiding van zilverbromide ($AgBr$) door zilvernitraat ($AgNO_3$) en kaliumbromide ($KBr$) te mengen [8](#page=8). > > $AgNO_3(aq) + KBr(aq) \rightarrow AgBr(s) + KNO_3(aq)$ * **Kwalitatieve bepaling van ionen:** Specifieke ionen kunnen worden aangetoond door een reagens toe te voegen dat met het te detecteren ion een karakteristieke neerslag vormt. Bijvoorbeeld, het aantonen van loodionen ($Pb^{2+}$) met bromide-ionen ($Br^-$) [9](#page=9). * **Afzonderen van ionen uit een oplossing:** Ionen kunnen stapsgewijs worden geïsoleerd door ze één voor één te laten neerslaan [9](#page=9). > **Voorbeeld:** Scheiden van bariumsulfaat ($Ba^{2+}$), zilverionen ($Ag^+$) en koperionen ($Cu^{2+}$) [9](#page=9). > > 1. $Ag^+$ wordt neergeslagen als $AgCl$ door toevoeging van $NaCl$. > 2. $Ba^{2+}$ wordt neergeslagen als $BaSO_4$ door toevoeging van $Na_2SO_4$. > 3. $Cu^{2+}$ wordt neergeslagen als $Cu(OH)_2$ door toevoeging van $NaOH$. * **De hardheid van water:** Hard water bevat calcium- en magnesiumzouten die neerslagen kunnen vormen. De hardheid wordt uitgedrukt in Franse graden ($ºF$) of Duitse graden ($ºD$) [9](#page=9). #### 4.1.2 De gasontwikkelingsreactie Een gasontwikkelingsreactie is vergelijkbaar met een neerslagreactie, maar hierbij combineren ionsoorten tot een slecht oplosbaar gasvormige stof. Dit wordt aangegeven met een pijl omhoog (${\uparrow}$) of het symbool (g). De belangrijkste gassen die hierbij gevormd worden zijn koolstofdioxide ($CO_2$) en waterstofsulfide ($H_2S$) [10](#page=10). > **Voorbeeld:** Reactie tussen natriumcarbonaat ($Na_2CO_3$) en waterstofchloride ($HCl$) [10](#page=10). > > 1. Ionen splitsen: $2 Na^+ + CO_3^{2-}$ en $H^+ + Cl^-$ > 2. Recombinatie: $2 H^+ + CO_3^{2-}$ vormt $H_2CO_3$, dat direct verder reageert tot $H_2O$ en $CO_2(g)$. $Na^+$ en $Cl^-$ blijven in oplossing. > 3. Reactievergelijkingen: > * Essentiële: $2 H^+(aq) + CO_3^{2-}(aq) \rightarrow H_2O(l) + CO_2(g)\uparrow$ > * Stoffen: $Na_2CO_3(aq) + 2 HCl(aq) \rightarrow 2 NaCl(aq) + H_2O(l) + CO_2(g)\uparrow$ ##### 4.1.2.1 Toepassingen van gasvormingsreacties * **Erosie van gebouwen en standbeelden:** Zure regen (met o.a. $H_2SO_4$) tast kalksteenhoudende gebouwen aan. Kalksteen ($CaCO_3$) reageert met zwavelzuur tot $H_2CO_3$ en vervolgens $CO_2$-gas en $CaSO_4$. Geologen gebruiken dit bruisende effect om kalksteen te identificeren [10](#page=10). * **Vergisting van suiker:** Bij de productie van wijn en bier wordt suiker omgezet in ethanol en koolstofdioxide ($CO_2$) gas [10](#page=10). #### 4.1.3 De neutralisatiereactie Een neutralisatiereactie vindt plaats tussen een zuur en een base, waarbij water en een zout worden gevormd. Het essentiële deel van de reactie is de vorming van water uit waterstofionen ($H^+$) en hydroxideionen ($OH^-$) [10](#page=10) [11](#page=11). > **Voorbeeld:** Reactie tussen calciumhydroxide ($Ca(OH)_2$) en waterstofchloride ($HCl$) [11](#page=11). > > 1. Ionen splitsen: $Ca^{2+} + 2 OH^-$ en $H^+ + Cl^-$ > 2. Recombinatie: $H^+ + OH^-$ vormt $H_2O$. $Ca^{2+}$ en $Cl^-$ blijven in oplossing en kunnen een zout vormen. > 3. Reactievergelijkingen: > * Essentiële: $H^+(aq) + OH^-(aq) \rightarrow H_2O(l)$ > * Stoffen: $Ca(OH)_2(aq) + 2 HCl(aq) \rightarrow CaCl_2(aq) + 2 H_2O(l)$ ##### 4.1.3.1 Toepassingen van neutralisatiereacties * **Zoutvorming en zuurbase-titraties:** Het equivalentiepunt in een zuur-base-titratie wordt bereikt wanneer de hoeveelheden $H^+$ en $OH^-$ exact gelijk zijn, wat resulteert in een neutrale oplossing. De zuurgraad van een oplossing wordt uitgedrukt in pH, gebaseerd op de concentratie van $H^+$ ionen [11](#page=11). * Neutraal: $[H^+] = [OH^-]$, $pH = 7$ [11](#page=11). * Zuur: $[H^+] > [OH^-]$, $pH < 7$ [11](#page=11). * Basisch: $[H^+] < [OH^-]$, $pH > 7$ [11](#page=11). * **Indicatoren:** Stoffen die van kleur veranderen bij specifieke pH-waarden, zoals methyloranje, methylrood, bromothymolblauw en fenolftaleïne [12](#page=12). | Indicator | Kleuromslag pH-bereik | Kleur in zuur milieu | Kleur in basisch milieu | | :---------------- | :-------------------- | :------------------- | :---------------------- | | Methyloranje | 3.1 - 4.4 | Rood | Geel | | Methylrood | 4.4 - 6.2 | Rood | Geel | | Bromothymolblauw | 6.0 - 7.6 | Geel | Blauw | | Fenolftaleïne | 8.2 - 10.0 | Kleurloos | Roze | * **Bufferwerking:** Een buffermengsel is een oplossing waarvan de pH weinig verandert bij toevoeging van kleine hoeveelheden zuur of base. Het koolstofdioxide/bicarbonaat-systeem ($CO_2/HCO_3^-$) is het belangrijkste buffersysteem in menselijk bloed, dat een pH tussen 6,8 en 7,8 handhaaft [12](#page=12). * Acidose: De pH van het bloed daalt (te zuur) [12](#page=12). * Alkalose: De pH van het bloed stijgt (te basisch) [12](#page=12). * Het lichaam reguleert de bloed-pH via ademhaling (aanpassing $CO_2$-niveau) en nieren (aanpassing $HCO_3^-$-niveau) [12](#page=12). * **Andere voorbeelden:** Ontkalken van koffiezetapparaten met azijnzuur ($CH_3COOH$), pH-controle van aquariums, en het neutraliseren van zure grond met ongebluste kalk ($CaO$) [12](#page=12). #### 4.1.4 De redoxreactie Een redoxreactie (reductie-oxidatie) is een chemische reactie waarbij elektronenoverdracht plaatsvindt, wat resulteert in een verandering van oxidatietrappen [13](#page=13). * **Oxidatie:** Een stof staat elektronen af en ondergaat een oxidatie. Het oxidatiegetal (OG) van het atoom stijgt. De stof is een reductor [13](#page=13). * **Reductie:** Een stof neemt elektronen op en ondergaat een reductie. Het oxidatiegetal (OG) van het atoom daalt. De stof is een oxidator [13](#page=13). ##### 4.1.4.1 Oxidatiegetal of oxidatietrap Het oxidatiegetal (OG) van een atoom geeft aan hoeveel elektronen een atoom meer (negatief OG) of minder (positief OG) heeft dan in ongebonden toestand [13](#page=13). **Regels voor het bepalen van het OG:** [13](#page=13). 1. H-atoom heeft altijd $OG = +I$. 2. O-atoom heeft altijd $OG = -II$. 3. Elementen uit groep Ia, IIa, IIIa hebben respectievelijk $OG = +I$, $+II$, $+III$. 4. In een molecule is de som van de ladingen gelijk aan nul. 5. In een ion is de som van de ladingen gelijk aan de lading van het ion. 6. Enkelvoudige stoffen ($H_2$, $Mg$, ...) hebben altijd $OG = 0$. > **Voorbeeld:** Bepaal OG van $H_2SO_4$ [13](#page=13). > > * $H = +I$, $O = -II$ [13](#page=13). > * Geen elementen uit groep Ia, IIa, IIIa [13](#page=13). > * Som van ladingen = 0 [13](#page=13). > * $(2 \times +I) + (1 \times OG_S) + (4 \times -II) = 0$ > * $+2 + OG_S - 8 = 0$ > * $OG_S = +6$ > * De oxidatiegetallen zijn $H(+I)$, $S(+VI)$, $O(-II)$ [13](#page=13). ##### 4.1.4.2 Opstellen van halfreacties Redoxreacties kunnen worden geanalyseerd door ze op te splitsen in halfreacties voor oxidatie en reductie. > **Voorbeeld 1:** Verbranding van magnesiumlint ($Mg + O_2 \rightarrow MgO$) [14](#page=14). > > 1. OG's: $Mg + O_2 \rightarrow Mg(+II)O(-II)$ [14](#page=14). > 2. Halfreacties: > * Oxidatie: $Mg \rightarrow Mg(+II) + 2 e^-$ ($Mg$ is reductor) [14](#page=14). > * Reductie: $O_2 + 4 e^- \rightarrow 2 O(-II)$ ($O_2$ is oxidator) [14](#page=14). > 3. Balanceren: Om de elektronen te balanceren, zijn 2 $Mg$ atomen nodig [14](#page=14). > 4. Totale reactie: $2 Mg + O_2 \rightarrow 2 MgO$ [14](#page=14). > **Voorbeeld 2:** Reactie tussen kalium ($K$) en zwaveldioxide ($SO_2$) [14](#page=14). > > 1. OG's: $K + S(+IV)O_2(-II) \rightarrow K(+I)_2O(-II) + S_2 $ [15](#page=15). > 2. Halfreacties: > * Oxidatie: $K \rightarrow K(+I) + 1 e^-$ ($K$ is reductor) [15](#page=15). > * Reductie: $S(+IV) \rightarrow S $ ($S$ is oxidator) [15](#page=15). > * Voor $S_2$: $2 S(+IV) + 8 e^- \rightarrow S_2 $ [15](#page=15). > 3. Balanceren: Om 8 elektronen af te geven, zijn 8 $K$ atomen nodig [15](#page=15). > 4. Totale reactie: $8 K + 2 SO_2 \rightarrow 4 K_2O + S_2$ [15](#page=15). ##### 4.1.4.3 De sterkte van reductoren * **Het verdringingsexperiment:** Een sterk (onedel) metaal staat gemakkelijker elektronen af dan een zwak (edel) metaal. Een sterk metaal is een sterke reductor en verdringt een zwakker metaal uit zijn iontoestand [15](#page=15). > **Voorbeeld:** Een ijzeren spijker in een kopersulfaatoplossing krijgt een koperlaagje omdat ijzer een sterkere reductor is dan koper [15](#page=15). > > $Fe(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Fe^{2+}(aq) + Cu(s)$ * **Reductorsterkte reeks:** Een metaal in deze reeks kan elk metaal rechts van zichzelf uit zijn iontoestand verdringen [15](#page=15). $K > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Pb > H > Cu > Ag > Pt$ [15](#page=15). * **Galvanische cellen:** Een galvanische cel wekt elektrische stroom op door een redoxreactie, vereist een sterke reductor en een sterke oxidator [15](#page=15). > **Voorbeeld:** Koper-zink-batterij (Daniell-cel). Zink is een sterkere reductor dan koper [16](#page=16). > > * Oxidatie (zinkelektrode): $Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2 e^-$ [16](#page=16). > * Reductie (koperelektrode): $Cu^{2+}(aq) + 2 e^- \rightarrow Cu(s)$ [16](#page=16). > * De opgewekte spanning is groter naarmate de metalen verder uit elkaar liggen in de reductorsterkte reeks [16](#page=16). ##### 4.1.4.4 Corrosie Corrosie is de aantasting van metalen door oxidatie, waarbij redoxreacties een cruciale rol spelen [16](#page=16). > **Voorbeeld:** Roesten van een ijzeren spijker [16](#page=16). > > 1. Oxidatie van ijzer: $Fe(s) \rightarrow Fe^{2+}(aq)$ [16](#page=16). > 2. Reductie van zuurstof: $O_2$ reageert met elektronen en water tot $OH^-$ [16](#page=16). > 3. Vorming van roest: $Fe^{2+}$ en $OH^-$ reageren tot $Fe(OH)_2$, dat verder oxideert tot $Fe(OH)_3$ (roest) [16](#page=16). **Corrosie kan worden voorkomen door:** * Bedekken van metalen (verf, teer) [16](#page=16). * Bedekken met een ander metaal (verzinken, vertinnen, verchromen) [16](#page=16). * Legeren met corrosieresistente metalen (roestvrij staal) [16](#page=16). --- # Organische reacties en kunststoffen Dit gedeelte behandelt de indeling van organische reacties, de bereiding en eigenschappen van kunststoffen, en methoden voor hun identificatie. ## 5 Organische reacties en kunststoffen ### 5.1 Indeling van organische reacties Organische reacties kunnen worden ingedeeld op basis van de bindingsdoorbraak, het aanvallend reagens, en het reactietype [17](#page=17). #### 5.1.1 Indeling op basis van bindingsdoorbraak * **Homolytisch (radicalair):** De binding breekt symmetrisch, waarbij elk atoom één elektron van de binding behoudt, wat leidt tot de vorming van radicalen [17](#page=17). * **Heterolytisch (ionair):** De binding breekt asymmetrisch, waarbij één atoom beide elektronen van de binding opneemt, wat resulteert in ionen [17](#page=17). #### 5.1.2 Indeling op basis van het aanvallend reagens * **Radicalair:** Het reagens is een radicaal met een ongepaard elektron [17](#page=17). * **Elektrofiel:** Het reagens heeft een elektronentekort en zoekt naar elektronen [17](#page=17). * **Nucleofiel:** Het reagens is elektronenrijk en zoekt naar een positieve kern [17](#page=17). #### 5.1.3 Indeling op basis van reactietype * **Substitutie:** Een atoom of atoomgroep wordt vervangen door een ander atoom of atoomgroep [17](#page=17). * **Voorbeeld:** De vorming van methanol uit chloorethaan, waarbij chloor wordt vervangen door een hydroxylgroep: `CH3-CH2-Cl + H2O → CH3-CH2-OH + HCl` [17](#page=17). * **Additie:** Atomen of atoomgroepen worden toegevoegd aan een onverzadigde verbinding met een dubbele of drievoudige binding [17](#page=17). * **Voorbeeld:** De vorming van een alcohol uit een alkeen en water: `CH2=CH2 + H2O → CH3-CH2-OH` [17](#page=17). * De **Regel van Markovnikov** stelt dat een waterstofatoom gebonden wordt aan het koolstofatoom met de meeste waterstofatomen [17](#page=17). * **Eliminatie:** Atomen of atoomgroepen worden onttrokken aan een verbinding, wat resulteert in de vorming van een dubbele binding in het substraat [17](#page=17). * **Voorbeeld:** De vorming van een keton (en waterstofgas) uit een alcohol: `CH3-CH(OH)-CH3 → CH3-CO-CH3 + H2` [17](#page=17). ### 5.2 Kunststoffen #### 5.2.1 Wat zijn kunststoffen? Kunststoffen zijn koolstofverbindingen die opgebouwd zijn uit zeer lange, grote moleculen (macromoleculen) en aan drie voorwaarden voldoen. Ze kunnen ontstaan door [18](#page=18): * **Halfsynthetische kunststof:** Een wijziging van een natuurlijk product, waarbij de structuur van een natuurlijke macromolecule wordt aangepast (bv. celluloid uit katoen en salpeterzuur) [18](#page=18). * **Volsynthetische kunststof:** Chemische reactie uit aardolie, aardgas of steenkool, waarbij stoffen worden gesynthetiseerd die niet in de natuur voorkomen. Deze worden vaak aangeduid met een cijfer voor sortering [18](#page=18). Kringloopsymbolen voor veelvoorkomende kunststoffen zijn: 1. PET (Polyethyleentereftalaat) 2. HDPE (hoge dichtheid polyetheen) 3. PVC (polyvinylchloride) 4. LDPE (lage dichtheid polyetheen) 5. PP (polypropeen) 6. PS (polystyreen) 7. Overige [18](#page=18). #### 5.2.2 De bereiding van kunststoffen Kunststoffen worden bereid uit monomeren die polymeriseren tot macromoleculen [18](#page=18). ##### 5.2.2.1 Monomeer en polymeer Een **polymeer** ontstaat door de aaneenschakeling van een groot aantal herhalende eenheden, genaamd **monomeren** [18](#page=18). * **Voorbeeld:** Etheen is een monomeer dat polymeriseert tot polyetheen [18](#page=18). ##### 5.2.2.2 Polymerisatie Polymerisatie is het proces waarbij monomeren worden samengevoegd tot een polymeer. Dit kan op twee manieren gebeuren [18](#page=18): 1. **Polyadditie:** Monomeren worden aan elkaar gekoppeld zonder afsplitsing van kleine moleculen. Het monomeer is hierbij vaak een kleine molecule met dubbele bindingen [19](#page=19). * **Voorbeeld:** Polyadditie van etheen tot polyetheen: `n CH2=CH2 → -[CH2-CH2]n-` [19](#page=19). 2. **Polycondensatie:** De reactie vindt plaats tussen monomeren die ten minste twee verschillende functionele groepen bezitten. Tijdens de reactie wordt een klein molecuul (vaak water) afgesplitst [19](#page=19). * **Voorbeeld:** Polycondensatie van polyester uit een dizuur en een dialcohol: `n HOOC-R-COOH + n HO-R'-OH → -[OC-R-COO-R']n- + n H2O` [19](#page=19). #### 5.2.3 Eigenschappen van kunststoffen Kunststoffen zijn licht, sterk, roesten niet, kunnen in diverse vormen en kleuren worden gemaakt en vergen weinig onderhoud. De intermoleculaire krachten tussen de polymeermoleculen bepalen hun fysische en materiaaleigenschappen. Kunststoffen worden ingedeeld in thermoplasten, thermoharders en elastomeren [19](#page=19). ##### 5.2.3.1 Thermoplasten Thermoplasten bestaan uit polymeerketens zonder dwarsverbindingen. De ketens zijn lineair of vertakt en kunnen gemakkelijk van elkaar loskomen, wat vergelijkbaar is met verstrengelde spaghetti [19](#page=19). * Ze kunnen bij verwarming telkens opnieuw in een andere vorm worden gegoten [19](#page=19). * Thermoplasten hebben een glastemperatuur ($T_g$), waarna de kunststof week wordt, en een smelttemperatuur ($T_m$), waarna deze smelt [19](#page=19). | Thermoplast | $T_g$ (℃) | $T_m$ (℃) | | :------------------ | :-------- | :-------- | | Polyetheen | -120 | 137 | | Polypropeen | -15 | 176 | | PET | 70 | 210 | * **Toepassing:** Productie van PET-flessen [19](#page=19). ##### 5.2.3.2 Thermoharders Thermoharders bestaan uit polymeerketens die sterk met elkaar verbonden zijn door crosslinkers. Het polymeer vormt een grote, driedimensionaal vernette molecule [20](#page=20). * Thermoharders behouden hun hardheid bij sterke verhitting en hebben geen glas- of smelttemperatuur [20](#page=20). * **Voorbeelden:** Bakeliet (stopcontacten), melamineformaldehyde (onbreekbaar eetgerei), polyurethaanplaten (isolatie) [20](#page=20). ##### 5.2.3.3 Elastomeren Bij elastomeren zijn de polymeerketens ook door crosslinkers met elkaar verbonden, maar met grote mazen, wat resulteert in elasticiteit [20](#page=20). * Bij uitrekken schuiven de ketens over elkaar, maar de crosslinkers zorgen ervoor dat de oorspronkelijke vorm wordt hersteld [20](#page=20). * **Voorbeelden:** Polyurethaan (stretchstof zoals spandex, lycra), rubber (natuurlijk polymeer vernet met zwavel) [20](#page=20). #### 5.2.4 Identificatie van kunststoffen Kunststoffen kunnen geïdentificeerd worden met eenvoudige experimenten zoals de vlamtest en de Beilsteintest. Een mogelijke werkwijze voor identificatie is beschreven, die uitgaat van het gedrag van de kunststof bij verhitting, drijfvermogen, uiterlijk (korrelstructuur, schuim), krasbaarheid en de geur of kleur die optreedt bij verbranding [20](#page=20) [21](#page=21) [22](#page=22). > **Tip:** De identificatieprocedures kunnen complex zijn en vereisen vaak specifieke kennis van de experimentele resultaten. Let goed op de specifieke details in de flowcharts voor een correcte identificatie [20](#page=20) [21](#page=21) [22](#page=22). > **Voorbeeld:** Een kunststof die week wordt bij verwarming, drijft in water met detergent, en die je met je vingernagel kunt krassen, kan LDPE zijn. Een andere kunststof die niet week wordt bij verwarming, maar wel een groene vlam produceert bij de Beilsteintest, kan zacht PVC zijn [21](#page=21). --- ## 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 oorspronkelijke stoffen (reagentia) worden omgezet in nieuwe stoffen (reactieproducten) door de herschikking van atomen en de vorming van nieuwe chemische bindingen. | | Fysische Proces | Een proces waarbij de chemische samenstelling van de stof niet verandert, hoewel de aggregatietoestand, vorm of het uiterlijk kan wijzigen. Deze processen zijn vaak eenvoudig omkeerbaar. | | Aggregatietoestand | De fase waarin een stof zich bevindt, zoals vast, vloeibaar of gasvormig. Faseovergangen zoals smelten en koken zijn fysische processen. | | Reagentia | De beginstoffen die aan het begin van een chemische reactie staan en die worden omgezet in reactieproducten. | | Reactieproducten | De nieuwe stoffen die ontstaan als gevolg van een chemische reactie, uitgaande van de reagentia. | | Wet van Behoud van Atomen | Het principe dat stelt dat bij een chemische reactie het aantal atomen van elke soort voor en na de reactie gelijk blijft; atomen verdwijnen niet en ontstaan niet. | | Wet van Behoud van Massa | Een direct gevolg van de wet van behoud van atomen, die stelt dat de totale massa van de reactieproducten gelijk is aan de totale massa van de reagentia. | | Reactievergelijking | Een symbolische weergave van een chemische reactie, waarbij de formules van reagentia vóór de reactiepijl staan en die van reactieproducten erna, met eventuele coëfficiënten om de wet van behoud van atomen te waarborgen. | | Thermodynamica | De tak van de natuurkunde die zich bezighoudt met energie en de omzetting ervan, inclusief de energieveranderingen die gepaard gaan met chemische reacties. | | Eerste Wet van de Thermodynamica (Wet van Behoud van Energie) | Stelt dat energie niet kan worden vernietigd of gecreëerd, alleen omgezet van de ene vorm naar de andere. | | Exo-energetische Reactie | Een reactie waarbij energie vrijkomt uit het systeem naar de omgeving, resulterend in een lagere energie-inhoud van de producten vergeleken met de reagentia (AE < 0). | | Endo-energetische Reactie | Een reactie waarbij energie wordt opgenomen door het systeem uit de omgeving, resulterend in een hogere energie-inhoud van de producten vergeleken met de reagentia (AE > 0). | | Exotherme Reactie | Een speciaal geval van een exo-energetische reactie waarbij de uitgewisselde energie voornamelijk warmte is en warmte wordt afgegeven aan de omgeving. | | Endotherme Reactie | Een speciaal geval van een endo-energetische reactie waarbij de uitgewisselde energie voornamelijk warmte is en warmte wordt opgenomen uit de omgeving. | | Entropie | Een maat voor de wanorde of willekeurigheid binnen een systeem. Volgens de Tweede Wet van de Thermodynamica neemt de entropie van een geïsoleerd systeem bij spontane processen toe. | | Reactiesnelheid | De mate waarin een chemische reactie verloopt, uitgedrukt in de hoeveelheid stof die per tijdseenheid wordt gevormd of verbruikt. | | Botsingsmodel | Een model dat stelt dat een chemische reactie alleen plaatsvindt als de reagerende deeltjes met voldoende energie en de juiste oriëntatie op elkaar botsen. | | Activeringsenergie | De minimale energie die nodig is om een chemische reactie op gang te brengen; het is de energiebarrière die overwonnen moet worden. | | Katalysator | Een stof die de snelheid van een chemische reactie verhoogt zonder zelf verbruikt te worden. Katalysatoren verlagen de activeringsenergie door een alternatieve reactieroute aan te bieden. | | Neerslagreactie | Een ionenuitwisselingsreactie waarbij twee elektrolytoplossingen worden gemengd en een onoplosbare vaste stof (neerslag) wordt gevormd. | | Gasontwikkelingsreactie | Een ionenuitwisselingsreactie waarbij twee elektrolytoplossingen worden gemengd en een slecht oplosbaar gas wordt gevormd. | | Neutralisatiereactie | Een reactie tussen een zuur en een base, waarbij zout en water worden gevormd. De H+ ionen van het zuur reageren met de OH- ionen van de base. | | Redoxreactie | Een chemische reactie die gepaard gaat met de overdracht van elektronen, wat resulteert in een verandering van oxidatietrappen van de betrokken atomen. | | Oxidatie | Het proces waarbij een stof elektronen afstaat, wat resulteert in een verhoging van het oxidatiegetal. | | Reductie | Het proces waarbij een stof elektronen opneemt, wat resulteert in een verlaging van het oxidatiegetal. | | Oxidatietrapgel (OG) | Een getal dat de virtuele lading van een atoom in een molecuul of ion aangeeft, gebaseerd op de verdeling van elektronen, waarbij sterk elektronegatieve atomen de elektronen "krijgen". | | Monomeer | Een kleine molecule die als bouwsteen dient voor een polymeer door herhaaldelijke koppeling met andere monomeren. | | Polymeer | Een grote macromolecule die is opgebouwd uit vele herhalende eenheden (monomeren) die via chemische bindingen aan elkaar zijn gekoppeld. | | Polymerisatie | Het proces waarbij monomeren aan elkaar worden gekoppeld om een polymeer te vormen. | | Polyadditie | Een vorm van polymerisatie waarbij monomeren zonder afsplitsing van kleine moleculen aan elkaar worden gekoppeld, vaak via dubbele bindingen. | | Polycondensatie | Een vorm van polymerisatie waarbij monomeren aan elkaar worden gekoppeld onder afsplitsing van een kleine molecule, zoals water. | | Thermoplast | Een kunststof die bij verhitting zacht wordt en hervormbaar is, en bij afkoeling weer hard wordt. De polymeerketens zijn niet chemisch verbonden met dwarsverbindingen. | | Thermoharder | Een kunststof die na uitharding door verhitting niet meer vervormbaar is. De polymeerketens zijn onderling sterk verbonden door dwarsverbindingen en vormen een driedimensionaal netwerk. | | Elastomeer | Een polymeer dat elastische eigenschappen vertoont. De polymeerketens zijn via dwarsverbindingen met elkaar verbonden, maar met voldoende afstand om rekking mogelijk te maken. |

# Veiligheidsvoorschriften in het laboratorium Dit onderwerp behandelt de essentiële regels en procedures voor veilig werken in een scheikundig laboratorium, inclusief het gebruik van beschermingsmiddelen en omgang met gevaarlijke stoffen. ### 1.1 Algemene werkinstructies en gedrag * Een gouden raad is: "if you don't know, ASK!" [1](#page=1). * Het aansteken van de bunsenbrander gebeurt in de lagere jaren steeds door de leerkracht [1](#page=1). * Bij het verwarmen van glaswerk is het belangrijk dat je nooit alleen de bodem verwarmt, een zachte, draaiende beweging maakt en de opening zodanig richt dat niemand geraakt kan worden bij spatten [1](#page=1). * Orde, netheid, nauwkeurigheid en een volwassen houding zijn eigenschappen die noodzakelijk zijn voor goede resultaten en het voorkomen van ongelukken [2](#page=2). * Om veilig om te gaan met gebroken glaswerk, moet de leerkracht steeds verwittigd worden en de glasscherven in de daarvoor bestemde glasbak gedaan worden [2](#page=2). * Belemmer werkzaamheden niet door overtollige papieren, boeken of mappen op de labotafel. Enkel de papieren van het desbetreffende practicum mogen aanwezig zijn [2](#page=2). * Houd je aan de opdracht en laat je niet afleiden [2](#page=2). * Zorg dat lang haar naar achter is gebonden [2](#page=2). * Chemische stoffen proef je nooit en onbekende stoffen betast je niet [2](#page=2). * Ruik nooit direct aan de opening van een fles, maar waai met je hand de damp naar je neus en snuif voorzichtig [2](#page=2). * Chemische stoffen worden nooit uit de oorspronkelijke verpakking of fles gepipetteerd. Er zal steeds een maatbeker of erlenmeyer klaarstaan waaruit gepipetteerd mag worden [2](#page=2). * Voer enkel de experimenten uit zoals aangewezen in de werkwijze, tenzij met uitdrukkelijke toestemming van de leerkracht [2](#page=2). * Om een experiment veilig te beëindigen, is het belangrijk om te controleren of water- en gaskranen goed afgesloten zijn, alle gebruikte materialen en de labotafel zorgvuldig te reinigen, en het materiaal ordelijk en op de juiste plaats terug te zetten [3](#page=3). #### 1.1.1 Beschermingsmiddelen * Het dragen van een labojas is verplicht [2](#page=2). * Bij gevaarlijke stoffen zal steeds aangegeven worden om een veiligheidsbril en handschoenen te gebruiken [2](#page=2). ### 1.2 Brand en vergiftiging #### 1.2.1 Eerste hulp * Bij brandwonden geldt het principe: "EERST WATER, DE REST KOMT LATER" ] [4](#page=4). * Brandwonden moeten binnen de 20 minuten na oplopen gedurende 20 minuten afgekoeld worden met lauw water van ongeveer 20 graden [4](#page=4). * Bij een mogelijke vergiftiging kan gebeld worden naar het nummer van het antigifcentrum: 070 245 245 [4](#page=4). #### 1.2.2 De vuurdriehoek * Brand kan overal en op elk ogenblik uitbreken, vaak veroorzaakt door onwetendheid, onvoorzichtigheid, onverschilligheid of opzettelijkheid [5](#page=5). * Brand ontstaat als brandbare stof, zuurstof en temperatuur in de juiste verhouding aanwezig zijn, wat voorgesteld wordt door de 'vuurdriehoek' ] [5](#page=5). * Om brand te voorkomen, moet ervoor gezorgd worden dat één van de elementen van de vuurdriehoek niet aanwezig is [5](#page=5). **De vuurdriehoek bestaat uit:** * **Brandbare stof:** * Brandklasse A: vaste stoffen (bv. meubilair, textiel) ] [5](#page=5). * Brandklasse B: brandbare vloeistoffen of stoffen die door temperatuur vloeibaar worden (bv. frituurolie, benzine) ] [5](#page=5). * Brandklasse C: gasbranden (bv. aardgas, butaan) ] [5](#page=5). * Brandklasse D: branden van lichte metalen (bv. magnesium, kalium) ] [5](#page=5). * In een labo: draai de gaskraan dicht! ] [5](#page=5). * **Zuurstofgas:** In onze lucht zit ongeveer 21% zuurstof. Een vlam dooft wanneer er minder dan 15% zuurstof aanwezig is [5](#page=5). * In een labo: gebruik een branddeken, vochtige doeken! ] [5](#page=5). * **Ontbrandingstemperatuur:** De temperatuur die nodig is om een brand te starten, hangt af van het soort brandbaar materiaal. Een kleine vonk (sigaret, overbelasting elektrisch toestel, lucifer, statische elektriciteit) kan volstaan [5](#page=5). * In een labo: blussen met water! ] [5](#page=5). #### 1.2.3 Stappenplan bij brand * **Algemene principes:** * Ramen worden gesloten, deuren blijven open, lichten blijven aan [6](#page=6). * Breng het labo in een brandveilige modus (gaskranen dicht) ] [6](#page=6). * Volg de juiste evacuatieweg, ook tijdens een brandevacuatieoefening [6](#page=6). * Probeer je klas als één groep samen en rustig te houden [6](#page=6). * Gebruik geen liften [6](#page=6). * Ga naar de afgesproken veilige verzamelplaats [6](#page=6). * Tel bij aankomst je leerlingen en geef dit aantal correct door aan de bevoegde persoon [6](#page=6). ### 1.3 Het veiligheidsetiket * Op het veiligheidsetiket van een chemische stof worden verschillende veiligheidsaspecten vermeld: de naam van de stof of het mengsel, het veiligheidspictogram, mogelijke gevaren (H-zin), voorzorgsmaatregelen (P-zin) en een CAS-nummer [7](#page=7). * Figuur 139 toont het veiligheidsetiket van fenolftaleïne [7](#page=7). * Figuur 140 toont het oude (links) en nieuwe (rechts) veiligheidsetiket van methanol [7](#page=7). #### 1.3.1 Veiligheidspictogrammen (GHS-CLP) * GHS staat voor Globally Harmonized System [8](#page=8). * CLP staat voor Classification, Labelling and Packaging [8](#page=8). * Figuur 141 toont veiligheidspictogrammen en hun betekenis [8](#page=8). #### 1.3.2 De H- en P-zinnen van een stof * **Hazard-zinnen (H-zinnen):** Geven informatie over mogelijke gevaren die men loopt bij het gebruik van de betreffende stof (vervangen de R-zinnen) ] [8](#page=8). * **Precautionary-zinnen (P-zinnen):** Geven informatie over veiligheidsmaatregelen die men best neemt bij het gebruik van de betreffende stof (vervangen de S-zinnen) ] [8](#page=8). * De zinnen worden verder onderverdeeld in de categorieën: preventie, reactie, opslag en verwijdering [8](#page=8). * Op de fles of verpakking worden deze zinnen voluit of in codevorm aangegeven [8](#page=8). * Indien het gepaste etiket ontbreekt, kunnen de H- en P-zinnen op het internet opgezocht worden, bijvoorbeeld via https://ec.europa.eu/taxation_customs/dds2/SAMANCTA/NL/Safety/HP_NL.htm [8](#page=8). > **Tip:** Zorg dat je altijd de H- en P-zinnen van een stof begrijpt voordat je ermee werkt. Lees het veiligheidsetiket aandachtig [3](#page=3) [8](#page=8). > **Voorbeeld:** Een fles met een chemische stof kan H-zinnen bevatten zoals "H315 Veroorzaakt huidirritatie" en P-zinnen zoals "P280 Beschermende handschoenen/kleding/oogbescherming/gelaatsbescherming dragen" ] [8](#page=8). --- # Basisvaardigheden en laboratoriumtechnieken Dit deel behandelt de essentiële praktische vaardigheden die cruciaal zijn voor succesvol laboratoriumwerk, met nadruk op het correct hanteren van glaswerk, nauwkeurig pipetteren, het aflezen van vloeistofniveaus, filtreren en het veilig werken met een bunsenbrander [9](#page=9). ### 2.1 Glaswerk en materiaal Het correct identificeren en benoemen van laboratoriummateriaal is fundamenteel voor duidelijke communicatie en efficiënt werken. Er is specifiek laboratoriumglaswerk dat wordt onderscheiden van alledaagse keukenbenodigdheden [9](#page=9). ### 2.2 Transfertechnieken #### 2.2.1 Het overgieten van vaste stoffen Specifieke technieken worden toegepast om vaste stoffen efficiënt en zonder verlies over te gieten [12](#page=12). #### 2.2.2 Het overgieten van gassen Het correct overgieten van gassen vereist specifieke procedures om verlies en contaminatie te voorkomen [12](#page=12). #### 2.2.3 Het overgieten van vloeistoffen Bij het overgieten van vloeistoffen is nauwkeurigheid essentieel om morsen te minimaliseren en de volledige overdracht te garanderen [13](#page=13). ### 2.3 Nauwkeurig meten en pipetteren #### 2.3.1 Werken met een maatkolf en pipet Het correct gebruiken van een maatkolf en pipet is cruciaal voor het prepareren van oplossingen met een specifieke concentratie en volume [14](#page=14). #### 2.3.2 Correct aflezen van vloeistofniveaus * Bij water en veel oplossingen wordt de aflezing gedaan onder de vloeistofmeniscus [15](#page=15). * Het oog moet zich op exact dezelfde hoogte bevinden als de meniscus voor een nauwkeurige aflezing [15](#page=15). > **Tip:** Zorg ervoor dat je oog op ooghoogte is met de meniscus om parallaxfouten te voorkomen. #### 2.3.3 Correct werken met een pipet en pipeteerspuit Het pipetteren van een nauwkeurig volume, zoals 10 ml, vereist een gestandaardiseerde procedure [16](#page=16). > **Voorbeeld:** > 1. Breng de pipet voorzichtig aan op de pipeteerspuit. > 2. Houd de pipet diep genoeg in de vloeistof om luchtbellen te vermijden en schuin om de opname te vergemakkelijken [16](#page=16). > 3. Zuig de vloeistof op tot boven de 0 ml maatstreep door aan wieltje A te draaien [16](#page=16). > 4. Breng de pipet in verticale stand boven de ontvanger en laat de vloeistof langzaam zakken tot de 0 ml maatstreep door wieltje A terug te draaien of op hendel B te drukken [16](#page=16). > 5. Laat de vloeistof volledig uit de pipet lopen door hendel B ingedrukt te houden of door aan wieltje A te draaien [16](#page=16). Het oefenen van deze techniek is essentieel voor elke student om deze vaardigheid onder de knie te krijgen [16](#page=16). ### 2.4 Gebruik van een balans Het correct gebruiken van een balans omvat de volgende stappen: * Zorg dat de balans waterpas staat [16](#page=16). * Plaats het te wegen object (bijvoorbeeld een horlogeglas) op de balans [16](#page=16). * Tarreer de balans om deze op 0 te zetten [16](#page=16). * Weeg de gewenste hoeveelheid nauwkeurig af [16](#page=16). * Laat de balans proper achter na gebruik [16](#page=16). ### 2.5 Filtratietechnieken Filtratie is een methode om vaste deeltjes uit een vloeistof te scheiden [17](#page=17). > **Voorbeeld:** > 1. Maak een mengsel van 5 ml water en 1 gram zand in een maatbeker [17](#page=17). > 2. Vouw een filtreerpapier correct: vouw het tweemaal dubbel en open het vervolgens in een trechter zodat er 3 lagen papier aan één zijde en 1 laag aan de andere zijde zijn [17](#page=17). > 3. Plaats de trechter met de filter in een proefbuis [17](#page=17). > 4. Giet het zand-watermengsel voorzichtig in de trechter [17](#page=17). ### 2.6 Verwarmen in een proefbuis Het veilig verwarmen van stoffen in een proefbuis vereist specifieke handelingen: * Vul de proefbuis maximaal voor 1/3 [17](#page=17). * Bevestig de proefbuishouder bovenaan de proefbuis [17](#page=17). * Houd de proefbuis schuin en richt de opening ervan nooit naar personen [17](#page=17). * Beweeg de proefbuis met een vloeiende beweging door de vlam, van boven naar onder [17](#page=17). ### 2.7 Hanteren van een bunsenbrander Het correct aansluiten en gebruiken van een bunsenbrander is essentieel voor veilig werken [18](#page=18). * Sluit de bunsenbrander aan op de gastoevoer [18](#page=18). * Zorg ervoor dat zowel de lucht- als de gastoevoer gesloten zijn voordat je begint [18](#page=18). * Steek een lucifer of aansteker aan [18](#page=18). * Breng de lucifer bovenaan de schouw en open vervolgens de gasregelaar van de brander [18](#page=18). * De hoogte van de vlam wordt ingesteld door de gasregelaar meer of minder open te draaien [18](#page=18). * De kleur en temperatuur van de vlam worden geregeld door de luchttoevoer aan te passen, waardoor lucht wordt gemengd met het aardgas. Hoe meer lucht er wordt toegevoegd, hoe heter en blauwer de vlam wordt [18](#page=18). > **Tip:** Verschillende delen van de bunsenbrander vlam hebben verschillende temperaturen; de heetste zone bevindt zich boven de blauwe kern [18](#page=18). ### 2.8 Oplossingen en verdunningen maken #### 2.8.1 Oplossingen maken Het maken van oplossingen vereist nauwkeurigheid in het afwegen van de opgeloste stof en het aanvullen tot het gewenste eindvolume [20](#page=20). #### 2.8.2 Verdunningen maken Bij het verdunnen van een oplossing wordt gestart met een geconcentreerde stockoplossing. Een deel van deze stockoplossing (beginvolume $V_1$) wordt aangevuld met oplosmiddel tot een gewenst eindvolume ($V_2$). Tijdens het verdunnen blijft de hoeveelheid opgeloste stof constant, wat leidt tot de formule $n_1 = n_2$, of equivalent, $c_1 \cdot V_1 = c_2 \cdot V_2$. Hierbij staan $c_1$ en $c_2$ voor de begin- en eindconcentratie, respectievelijk, en $V_1$ en $V_2$ voor het begin- en eindvolume [21](#page=21). --- # Brandpreventie en -bestrijding Dit onderwerp behandelt de oorzaken van brand, de vuurdriehoek, en de procedures voor eerste hulp bij brandwonden en evacuaties in een laboratoriumomgeving. ### 3.1 Eerste hulp bij brandwonden en vergiftiging Bij brandwonden is het principe "EERST WATER, DE REST KOMT LATER" cruciaal. Dit houdt in dat brandwonden binnen twintig minuten na het oplopen gedurende twintig minuten moeten worden afgekoeld met lauw water van ongeveer twintig graden Celsius. In geval van mogelijke vergiftiging dient men onmiddellijk contact op te nemen met het antigifcentrum via het nummer 070 245 245 [4](#page=4). > **Tip:** De genoemde procedure voor eerste hulp bij brandwonden is afkomstig van het Vlaamse Kruis [4](#page=4). ### 3.2 De vuurdriehoek Brand kan op elk moment en overal uitbreken, vaak veroorzaakt door onwetendheid, onvoorzichtigheid, onverschilligheid of opzettelijkheid. Om brand te voorkomen, is het essentieel om te begrijpen hoe deze ontstaat. Brand ontstaat door de aanwezigheid van een brandbare stof, zuurstof en een ontbrandingstemperatuur in de juiste verhouding, wat wordt voorgesteld door de 'vuurdriehoek'. Het verwijderen van één van deze elementen kan de brand voorkomen of doven [5](#page=5). #### 3.2.1 Elementen van de vuurdriehoek De vuurdriehoek bestaat uit de volgende componenten: * **Brandbare stof**: Deze wordt onderverdeeld in verschillende brandklassen: * Brandklasse A: Vaste stoffen zoals meubilair en textiel [5](#page=5). * Brandklasse B: Brandbare vloeistoffen of stoffen die bij verhitting vloeibaar worden, zoals frituurolie en benzine [5](#page=5). * Brandklasse C: Gasbranden, bijvoorbeeld aardgas of butaan [5](#page=5). * Brandklasse D: Branden veroorzaakt door lichte metalen zoals magnesium en kalium [5](#page=5). > **Tip:** In een laboratoriumomgeving is het bij een gasbrand van cruciaal belang om de gaskraan onmiddellijk dicht te draaien [5](#page=5). * **Zuurstofgas**: Lucht bevat ongeveer 21% zuurstof. Een vlam dooft wanneer het zuurstofgehalte daalt tot onder de 15% [5](#page=5). > **Tip:** In een laboratoriumomgeving kunnen een branddeken en vochtige doeken gebruikt worden om de zuurstoftoevoer te beperken [5](#page=5). * **Ontbrandingstemperatuur**: Dit is de minimumtemperatuur die nodig is om een brand te starten. De benodigde temperatuur varieert afhankelijk van het soort brandbare materiaal. In sommige gevallen kan een kleine vonk, zoals van een sigaret, een overbelast elektrisch toestel, een lucifer of statische elektriciteit, al volstaan om een brand te veroorzaken [5](#page=5). > **Tip:** In een laboratoriumomgeving kan water gebruikt worden om te blussen, wat de temperatuur verlaagt [5](#page=5). ### 3.3 Eenvoudig stappenplan bij brand Bij een brand is het van essentieel belang om een gestructureerd evacuatieplan te volgen [6](#page=6). #### 3.3.1 Basisprincipes bij brandevacuatie Er zijn enkele belangrijke basisprincipes die gevolgd moeten worden, al kunnen deze variëren per scholengemeenschap [6](#page=6): * Sluit ramen, maar laat deuren open en de lichten aan [6](#page=6). * Breng het laboratorium in een brandveilige modus, wat onder andere inhoudt dat gaskranen gesloten moeten worden [6](#page=6). * Volg altijd de aangewezen evacuatieweg, ook tijdens oefeningen [6](#page=6). #### 3.3.2 Gedrag tijdens evacuatie Tijdens een evacuatie is het belangrijk om: * De klas als een groep bij elkaar te houden en rustig te blijven [6](#page=6). * Geen gebruik te maken van liften [6](#page=6). * Naar de afgesproken veilige verzamelplaats te gaan [6](#page=6). #### 3.3.3 Na aankomst op de verzamelplaats Bij aankomst op de verzamelplaats dient men: * Het aantal leerlingen te tellen [6](#page=6). * Dit aantal correct door te geven aan de bevoegde persoon [6](#page=6). --- # Veiligheidsetikettering van chemische stoffen Dit onderwerp behandelt de interpretatie van veiligheidsetiketten op chemische stoffen, inclusief de betekenis van veiligheidspictogrammen en H- en P-zinnen. ### 4.1 Componenten van een veiligheidsetiket Een veiligheidsetiket op een chemische stof bevat essentiële informatie om veilig gebruik te garanderen. De belangrijkste elementen zijn [7](#page=7): * De naam van de stof of het mengsel [7](#page=7). * Het veiligheidspictogram, dat de aard van het gevaar visueel weergeeft [7](#page=7). * H-zinnen (Hazard statements), die informatie verstrekken over de mogelijke gevaren die gepaard gaan met het gebruik van de stof [7](#page=7). * P-zinnen (Precautionary statements), die adviseren over te nemen veiligheidsmaatregelen [7](#page=7). * Een CAS-nummer (Chemical Abstracts Service number), een uniek identificatienummer voor elke chemische stof [7](#page=7). > **Tip:** Het is cruciaal om alle informatie op het veiligheidsetiket zorgvuldig te lezen en te begrijpen voordat u met een chemische stof werkt. ### 4.2 Veiligheidspictogrammen (GHS-CLP) Veiligheidspictogrammen, ook bekend als GHS-CLP-pictogrammen, bieden een gestandaardiseerde visuele communicatie van gevaren. GHS staat voor Globally Harmonized System, en CLP staat voor Classification, Labelling and Packaging. Deze pictogrammen helpen gebruikers snel de potentiële risico's van een stof te herkennen [8](#page=8). > **Example:** Figuur 141 toont verschillende veiligheidspictogrammen en hun bijbehorende betekenissen, wat een essentieel onderdeel is van het begrijpen van de etikettering [8](#page=8). ### 4.3 H- en P-zinnen H- en P-zinnen zijn gedetailleerde tekstuele informatie die de pictogrammen aanvult. #### 4.3.1 H-zinnen (Hazard statements) Hazard-zinnen (H-zinnen) geven specifieke informatie over de gevaren die inherent zijn aan een chemische stof. Ze vervangen de voormalige R-zinnen [8](#page=8). #### 4.3.2 P-zinnen (Precautionary statements) Precautionary-zinnen (P-zinnen) adviseren over de voorzorgsmaatregelen die genomen moeten worden bij het gebruik, de opslag en de verwijdering van een chemische stof. Ze vervangen de voormalige S-zinnen. De P-zinnen worden verder onderverdeeld in vier categorieën: preventie, reactie, opslag en verwijdering [8](#page=8). > **Tip:** H- en P-zinnen kunnen zowel voluit als in codevorm op het etiket worden weergegeven. Als het etiket ontbreekt of onvolledig is, kunnen deze zinnen online worden opgezocht via specifieke databases [8](#page=8). > **Example:** Een H-zin zoals "H315 Veroorzaakt huidirritatie" [niet direct vermeld, maar ter illustratie geeft aan dat de stof schadelijk is bij huidcontact. Een bijbehorende P-zin zou kunnen zijn "P280 Beschermende handschoenen/beschermende kleding/oogbescherming/gezichtsbescherming dragen" [niet direct vermeld, maar ter illustratie, wat aangeeft hoe deze irritatie te voorkomen is. --- ## 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 | |------|------------| | Labojas | Een beschermende kleding die gedragen wordt in een laboratorium om de kleding van de drager te beschermen tegen chemicaliën en om persoonlijke veiligheid te waarborgen. | | Veiligheidsbril | Een bril die ontworpen is om de ogen te beschermen tegen rondvliegend vuil, chemicaliën en andere potentieel gevaarlijke deeltjes die tijdens laboratoriumwerkzaamheden kunnen voorkomen. | | Proefbuisklem | Een apparaat dat gebruikt wordt om een reageerbuis vast te houden, vooral tijdens het verwarmen, zodat de gebruiker de handen vrij heeft en de reageerbuis veilig gemanipuleerd kan worden. | | Kroestang | Een tang met twee lange, dunne poten, vaak gebruikt om reageerbuizen of andere kleine laboratoriumapparatuur vast te pakken, met name bij het verwarmen. | | Brandbak | Een speciale bak, vaak gemaakt van brandwerend materiaal, bedoeld voor het veilig opvangen van glasscherven na het breken van glaswerk in een laboratorium. | | Glasbak | Een container specifiek ontworpen voor het veilig verzamelen en afvoeren van gebroken glaswerk, om verwondingen door scherpe randen te voorkomen. | | Maatbeker | Een laboratoriumglas met een schaalverdeling, gebruikt voor het afmeten van vloeistoffen met een redelijke nauwkeurigheid. | | Erlenmeyer | Een conische laboratoriumfles met een platte bodem, een vernauwde hals en een cilindrische nek, gebruikt voor het mengen, verwarmen en bewaren van vloeistoffen. | | Pipetteren | Het proces van het nauwkeurig overbrengen van een specifieke hoeveelheid vloeistof met behulp van een pipet. | | Bunsenbrander | Een veelgebruikte laboratoriumbrander die een regelbare vlam produceert door het mengen van aardgas met lucht, gebruikt voor verwarming. | | Ontbrandingstemperatuur | De laagste temperatuur waarbij een stof ontbrandt en een zelfonderhoudende verbranding begint in aanwezigheid van zuurstof. | | Brandbare stof | Een materiaal dat gemakkelijk vlam vat en brandt wanneer het wordt blootgesteld aan een ontstekingsbron en zuurstof. | | Brandklasse | Een classificatiesysteem dat aangeeft welk type materiaal brandt (bijvoorbeeld A voor vaste stoffen, B voor vloeistoffen, C voor gassen) en welk blusmiddel geschikt is. | | Vuurdriehoek | Een concept dat de drie essentiële elementen toont die nodig zijn voor brand: een brandbare stof, zuurstof en een ontstekingsbron (temperatuur). | | GHS-CLP | Afkortingen voor het Globaal Gecoördineerd Systeem voor de Classificatie en Etikettering van Chemicaliën (GHS) en de Europese Verordening betreffende de indeling, etikettering en verpakking van stoffen en mengsels (CLP). | | Veiligheidspictogram | Een symbool op het etiket van een chemisch product dat waarschuwt voor specifieke gevaren die aan de stof verbonden zijn. | | H-zin | Hazard-zin; een gestandaardiseerde zin die de gevaren van een chemische stof beschrijft, ter vervanging van de oude R-zinnen. | | P-zin | Precautionary-zin; een gestandaardiseerde zin die voorzorgsmaatregelen aangeeft die genomen moeten worden bij het hanteren van een chemische stof, ter vervanging van de oude S-zinnen. | | CAS-nummer | Chemical Abstracts Service registry number; een uniek numeriek identificatienummer dat is toegewezen aan elke chemische stof die in de wereld bekend is. | | Filtreren | Een scheidingstechniek die wordt gebruikt om vaste deeltjes uit een vloeistof of gas te verwijderen door ze door een filtermedium te leiden. | | Verdunning | Het proces waarbij de concentratie van een oplossing wordt verlaagd door toevoeging van een oplosmiddel, waarbij de hoeveelheid opgeloste stof constant blijft. | | Stockoplossing | Een geconcentreerde oplossing die wordt gebruikt als uitgangsmateriaal voor het maken van verdunningen met een lagere concentratie. | | Meniscus | De kromming van het oppervlak van een vloeistof wanneer deze in contact komt met de wand van een dunne buis, zoals een maatcilinder of pipet. | | Maatkolf | Een laboratoriumfles met een lange, smalle hals, ontworpen om een zeer specifiek volume vloeistof te bevatten bij een bepaalde temperatuur, gebruikt voor het bereiden van oplossingen met een precieze concentratie. | | Pipet | Een glazen of plastic buis, vaak met een schaalverdeling of een vast volume, gebruikt om nauwkeurig kleine hoeveelheden vloeistoffen te meten en over te brengen. | | Balans | Een instrument gebruikt om de massa van een object te meten, vaak met een tarreerfunctie om de massa van de container te negeren. | | Tarrereren | Het instellen van een weegschaal op nul voordat een stof wordt gewogen, zodat alleen de massa van de stof zelf wordt gemeten. |

# General trends and properties of p-block elements The p-block elements exhibit diverse chemical properties due to variations in their electronic configurations, particularly the influence of inner d and f electrons in heavier elements. ### 1.1 General electronic configuration and oxidation states The general valence shell electronic configuration of p-block elements is $ns^2np^x$, where $x$ ranges from 1 to 6. These elements span groups 13 to 18 of the periodic table. The maximum oxidation state displayed by a p-block element is typically equal to the total number of valence electrons (sum of $s$ and $p$ electrons). However, other oxidation states, often differing by two from the group oxidation state, are also observed. For lighter elements in groups 13, 14, and 15, the group oxidation state is the most stable. For heavier elements in these groups, the oxidation state two units less than the group oxidation state becomes progressively more stable, a phenomenon often attributed to the "inert pair effect" [1](#page=1). **Table 11.1 General Electronic Configuration and Oxidation States of p-Block Elements** [2](#page=2). | Group | General electronic configuration | First member of the group | Group oxidation state | Other oxidation states | | :---- | :------------------------------- | :------------------------ | :-------------------- | :--------------------- | | 13 | $ns^2np^1$ | B | +3 | +1 | | 14 | $ns^2np^2$ | C | +4 | +2, -4 | | 15 | $ns^2np^3$ | N | +5 | +3, -3 | | 16 | $ns^2np^4$ | O | +6 | +4, +2, -2 | | 17 | $ns^2np^5$ | F | +7 | +5, +3, +1, -1 | | 18 | $ns^2np^6$ | He | +8 | +6, +4, +2 | > **Tip:** The presence of non-metals and metalloids is exclusive to the p-block [2](#page=2). ### 1.2 Trends in physical and chemical properties #### 1.2.1 Non-metallic to metallic character The non-metallic character decreases down a group in the p-block, with the heaviest element in each group being the most metallic. Non-metals generally possess higher ionization enthalpies and electronegativities compared to metals. Consequently, non-metals tend to form anions, while metals form cations. Compounds formed between highly reactive non-metals and highly reactive metals are typically ionic due to significant electronegativity differences. Conversely, compounds formed between non-metals are largely covalent due to smaller electronegativity differences. A clear illustration of this trend is the acidic nature of non-metal oxides and the basic nature of metal oxides [2](#page=2). #### 1.2.2 Influence of d and f electrons The first member of a p-block group often exhibits distinct properties compared to heavier members. This difference arises from two main factors: atomic size and the presence of d and f orbitals in the inner core of heavier elements. Second-period elements are limited to a maximum covalence of four due to the absence of d orbitals in their valence shell. In contrast, elements from the third period onwards possess vacant d orbitals, allowing them to expand their covalence beyond four. For instance, aluminum can form the ion $[AlF_6]^{3-}$ [2](#page=2). The availability of d orbitals also influences the ability to form $\pi$ bonds. Lighter p-block elements effectively form $p\pi - p\pi$ multiple bonds with themselves and other second-row elements (e.g., C=C, C=O). Heavier elements form weaker $\pi$ bonds, often involving d orbitals ($d\pi - p\pi$ or $d\pi - d\pi$), which contribute less to molecular stability. However, heavier elements can achieve higher coordination numbers than their lighter counterparts in the same oxidation state. For example, in the +5 oxidation state, nitrogen forms NO$_3^-$ (3-coordinate), while phosphorus forms PO$_4^{3-}$ (4-coordinate) where d orbitals are involved in $\pi$ bonding [2](#page=2). ### 1.3 Group 13 elements: The boron family This group displays a significant variation in properties, with boron being a non-metal, aluminum a metal with some non-metallic similarities, and gallium, indium, thallium, and nihonium being primarily metallic [3](#page=3). #### 1.3.1 Electronic configuration and atomic radii The general electronic configuration is $ns^2np^1$. The inner core configurations differ significantly due to the presence of d and f electrons in heavier members. Atomic radii are expected to increase down the group due to the addition of electron shells. However, a deviation occurs where the atomic radius of Gallium (Ga) is smaller than that of Aluminum (Al). This is attributed to the poor screening effect of the 10 d-electrons in Ga, which fail to adequately counteract the increased nuclear charge [3](#page=3). #### 1.3.2 Ionization enthalpy Ionization enthalpy values do not decrease smoothly down the group. The discontinuity between Al and Ga, and between In and Tl, is due to the poor screening effect of d and f electrons which do not compensate for the increased nuclear charge. The order of ionization enthalpies is $\Delta_1 H < \Delta_2 H < \Delta_3 H$, and the sum of the first three ionization enthalpies is very high, favoring covalent bond formation for Boron [3](#page=3). #### 1.3.3 Electronegativity Electronegativity decreases from B to Al and then increases marginally for heavier elements due to discrepancies in atomic size [4](#page=4). #### 1.3.4 Physical properties Boron is a hard, black, non-metallic solid with a very high melting point due to strong crystalline lattice forces. The other members are soft metals with lower melting points and high electrical conductivity. Gallium has a remarkably low melting point (303 K) but a high boiling point (2676 K), making it useful for high-temperature measurements. Density increases down the group from boron to thallium [4](#page=4). #### 1.3.5 Chemical properties **Oxidation states and reactivity:** Boron's high ionization enthalpy sum favors covalent compound formation, while Aluminium can form $Al^{3+}$ ions. For heavier elements (Ga, In, Tl), the $ns^2$ electrons are held tightly by the increased effective nuclear charge (inert pair effect), leading to the observation of both +1 and +3 oxidation states. The +1 oxidation state becomes progressively more stable down the group: Al < Ga < In < Tl. Thallium predominantly exhibits the +1 oxidation state, while its +3 state is highly oxidizing [4](#page=4). In the +3 oxidation state, compounds are generally covalent and electron-deficient, acting as Lewis acids by accepting electron pairs. For example, $BCl_3$ readily accepts a lone pair from $NH_3$. Aluminium chloride forms a dimer, $Al_2Cl_6$. Many trivalent compounds hydrolyze in water to form species like $[M(OH)_4]^-$ or $[M(H_2O)_6]^{3+}$ [5](#page=5). **Reactivity towards air:** Crystalline boron is unreactive. Aluminium forms a protective oxide layer. Boron trioxide ($B_2O_3$) is acidic, aluminum and gallium oxides are amphoteric, and indium and thallium oxides are basic [5](#page=5). **Reactivity towards acids and alkalies:** Boron is unreactive towards acids and alkalies. Aluminium dissolves in mineral acids and aqueous alkalies, exhibiting amphoteric character [6](#page=6). **Reactivity towards halogens:** These elements react with halogens to form trihalides ($EX_3$), except for Thallium which does not readily form $TII_3$ [6](#page=6). #### 1.3.6 Some important compounds of boron * **Borax ($Na_2B_4O_7 \cdot 10H_2O$):** Dissolves in water to give an alkaline solution. Upon heating, it forms metaborate ($NaBO_2$) and boric anhydride ($B_2O_3$). Borax bead test is used to identify transition metals due to the characteristic colors of their metaborates [6](#page=6). * **Orthoboric acid ($H_3BO_3$):** A weak monobasic acid that acts as a Lewis acid by accepting hydroxide ions from water. On heating, it forms metaboric acid ($HBO_2$) and then boric oxide ($B_2O_3$) [6](#page=6) [7](#page=7). * **Diborane ($B_2H_6$):** A colorless, toxic gas that is highly flammable in air. It reacts with water to form boric acid and with Lewis bases to form borane adducts ($BH_3 \cdot L$). Reaction with ammonia yields borazine ($B_3N_3H_6$), also known as "inorganic benzene". Diborane has a unique structure with two bridging hydrogen atoms forming three-center-two-electron bonds (banana bonds). It forms hydridoborate salts like $[BH_4]^-$ which are used as reducing agents [7](#page=7) [8](#page=8). #### 1.3.7 Uses of boron and aluminium Boron fibers are used in bullet-proof vests and aircraft materials. Boron isotopes are used in nuclear reactors. Borax and boric acid are used in making heat-resistant glass, fiberglass, and as fluxes. Aluminium is used extensively in industry for its high tensile strength and conductivity, forming alloys for various applications like packing, utensils, and transportation [8](#page=8). ### 1.4 Group 14 elements: The carbon family This group consists of carbon, silicon, germanium, tin, lead, and flerovium. Carbon is a unique element due to its versatile bonding capabilities [8](#page=8). #### 1.4.1 Electronic configuration and atomic radii The valence shell electronic configuration is $ns^2np^2$. There is a significant increase in covalent radius from C to Si, followed by a smaller increase from Si to Pb due to the presence of filled d and f orbitals in heavier members [9](#page=9). #### 1.4.2 Ionization enthalpy The first ionization enthalpy of Group 14 elements is higher than that of Group 13 elements. Ionization enthalpies generally decrease down the group, with minor variations due to the shielding effect of d and f electrons and increasing atomic size [9](#page=9). #### 1.4.3 Electronegativity Elements in this group are slightly more electronegative than Group 13 elements. Electronegativity values are similar from Si to Pb [9](#page=9). #### 1.4.4 Physical properties All members of Group 14 are solids. Carbon and silicon are non-metals, germanium is a metalloid, and tin and lead are soft metals with low melting points. Their melting and boiling points are generally higher than those of Group 13 elements [10](#page=10). #### 1.4.5 Chemical properties **Oxidation states and reactivity:** The common oxidation states are +4 and +2, with carbon also exhibiting negative oxidation states. Compounds in the +4 oxidation state are generally covalent due to the high sum of ionization enthalpies. The tendency to exhibit the +2 oxidation state increases down the group (Ge < Sn < Pb) due to the inert pair effect. Carbon and silicon predominantly show the +4 oxidation state. In the +2 state, tin is a reducing agent, while lead compounds in the +2 state are stable and in the +4 state are strong oxidizing agents. Elements heavier than carbon can expand their covalence beyond four due to the availability of d orbitals, leading to hydrolysis of their halides and complex formation [10](#page=10). **Reactivity towards oxygen:** All members form oxides ($MO$ and $MO_2$) upon heating in oxygen. Higher oxidation state oxides are generally more acidic. $CO_2$, $SiO_2$, and $GeO_2$ are acidic, while $SnO_2$ and $PbO_2$ are amphoteric. Among monoxides, CO is neutral, GeO is acidic, and SnO and PbO are amphoteric [10](#page=10). **Reactivity towards water:** Carbon, silicon, and germanium are unaffected by water. Tin decomposes steam, and lead is generally unaffected due to a protective oxide film [10](#page=10). **Reactivity towards halogens:** They form halides of formula $MX_2$ and $MX_4$. Most $MX_4$ compounds are covalent and tetrahedral, except for $SnF_4$ and $PbF_4$ which are ionic. $PbI_4$ is unstable. Stability of dihalides increases down the group ($GeX_2 < SnX_2 < PbX_2$). Most tetrachlorides hydrolyze in water, with $CCl_4$ being an exception due to the absence of d orbitals [10](#page=10). #### 1.4.6 Important anomalous behaviour of carbon Carbon differs from other members due to its small size, high electronegativity, high ionization enthalpy, and the absence of d orbitals. This limits its maximum covalence to four. Carbon uniquely forms stable $p\pi - p\pi$ multiple bonds with itself and other small, electronegative atoms (e.g., C=C, C=O). It exhibits catenation, the ability to form chains and rings, due to the strength of C-C bonds. The tendency for catenation decreases down the group: C >> Si > Ge ~ Sn [11](#page=11). #### 1.4.7 Allotropes of carbon Carbon exists in various allotropic forms: * **Diamond:** A hardest crystalline form where each carbon atom is $sp^3$ hybridized and tetrahedrally bonded to four other carbon atoms, forming a rigid 3D network of strong covalent bonds [11](#page=11) [12](#page=12). * **Graphite:** Has a layered structure where carbon atoms are arranged in planar hexagonal rings. Within layers, $sp^2$ hybridized carbon atoms form sigma bonds, and the fourth electron is delocalized, allowing for electrical conductivity along the sheets. Layers are held by weak van der Waals forces, making graphite soft and slippery [12](#page=12). * **Fullerenes:** Cage-like molecules, with C$_{60}$ (Buckminsterfullerene) being the most famous, resembling a soccer ball. They have a smooth structure without 'dangling' bonds and exhibit aromatic character [12](#page=12) [13](#page=13). Other impure forms include carbon black, coke, and charcoal [13](#page=13). #### 1.4.8 Some important compounds of carbon and silicon * **Oxides of Carbon:** * **Carbon Monoxide (CO):** A colorless, odorless, and toxic gas, it is a powerful reducing agent used in metal extraction. It forms a stable complex with hemoglobin, leading to its toxicity [13](#page=13) [14](#page=14). * **Carbon Dioxide ($CO_2$):** An acidic gas that forms carbonic acid in water. It is essential for photosynthesis and maintains blood pH. Increased atmospheric $CO_2$ contributes to the greenhouse effect. Solid $CO_2$ (dry ice) is used as a refrigerant. It has a linear structure with sp hybridization of the carbon atom [14](#page=14). * **Silicon Dioxide ($SiO_2$):** Exists in various crystalline forms like quartz. It is a 3D network solid where each silicon is tetrahedrally bonded to four oxygen atoms, and each oxygen is bonded to two silicon atoms. It is highly unreactive but attacked by HF and NaOH [14](#page=14) [15](#page=15). * **Silicones:** Organosilicon polymers with a $(-R_2SiO-)$ repeating unit. They are water-repellent, thermally stable, and used as sealants, greases, and electrical insulators [15](#page=15) [16](#page=16). * **Silicates:** Minerals with the basic structural unit being the $SiO_4^{4-}$ tetrahedron. These units can link to form chains, rings, sheets, or 3D networks. Zeolites, a type of aluminosilicate, are used as catalysts and ion exchangers [16](#page=16). --- # Group 13 elements: The Boron family The Group 13 elements, also known as the boron family, exhibit a significant variation in properties, ranging from non-metallic boron to predominantly metallic gallium, indium, and thallium, with aluminum being a metal that shares chemical similarities with boron. ### 2.1 Occurrence and abundance Boron is a relatively rare element, found primarily as orthoboric acid ($H_3BO_3$) and borax ($Na_2B_4O_7 \cdot 10H_2O$). Aluminum is the most abundant metal and the third most abundant element in Earth's crust, with bauxite ($Al_2O_3 \cdot 2H_2O$) and cryolite ($Na_3AlF_6$) as its major minerals. Gallium, indium, and thallium are less abundant. Nihonium (Nh) is a synthetically prepared radioactive element with atomic number 113 [3](#page=3). ### 2.1.1 Electronic configuration The general outer electronic configuration of Group 13 elements is $ns^2 np^1$. Boron and aluminum have noble gas cores, while gallium and indium have a noble gas core plus 10 d-electrons, and thallium has a noble gas core plus 14 f-electrons and 10 d-electrons. These complex electronic structures influence their properties and chemistry [3](#page=3). ### 2.1.2 Atomic radii As one moves down the group, atomic radius generally increases due to the addition of electron shells. However, a notable deviation occurs with gallium, whose atomic radius (135 pm) is smaller than that of aluminum (143 pm) (#page=3, page=4). This is attributed to the poor screening effect of the 10 d-electrons in gallium, which fail to adequately shield the outer electrons from the increased nuclear charge [3](#page=3) [4](#page=4). ### 2.1.3 Ionization enthalpy Ionization enthalpy values do not decrease smoothly down the group. The decrease from boron to aluminum is due to increasing atomic size. The discontinuities observed between aluminum and gallium, and between indium and thallium, are due to the ineffective screening by d- and f-electrons, which cannot fully compensate for the increased nuclear charge. The first three ionization enthalpies ($ \Delta H_1 < \Delta H_2 < \Delta H_3 $) are generally high for these elements, particularly for boron, affecting their chemical behavior (#page=3, page=4) [3](#page=3) [4](#page=4). ### 2.1.4 Electronegativity Electronegativity initially decreases from boron to aluminum and then marginally increases for gallium, indium, and thallium. This variation is linked to the discrepancies in atomic sizes [4](#page=4). ### 2.1.5 Physical properties Boron is a non-metallic, black, and extremely hard solid with numerous allotropic forms and a high melting point due to its strong crystalline lattice. The other elements in the group are soft metals with lower melting points and good electrical conductivity. Gallium has an unusually low melting point (303 K), allowing it to exist as a liquid in summer, and a high boiling point (2676 K), making it suitable for high-temperature measurements. The density of the elements increases down the group from boron to thallium [4](#page=4). ### 2.1.6 Chemical properties #### Oxidation state and trends in chemical reactivity Boron, due to its high sum of the first three ionization enthalpies, primarily forms covalent compounds rather than +3 ions (#page=4, page=5). Aluminum, with a lower sum of ionization enthalpies, readily forms $Al^{3+}$ ions and is highly electropositive (#page=4, page=5). Down the group, the inert pair effect, caused by the poor shielding of d- and f-electrons, leads to the increasing stability of the +1 oxidation state relative to the +3 state, with Tl in the +1 oxidation state being predominant (#page=4, page=5). Compounds in the +1 oxidation state are generally more ionic than those in the +3 state [4](#page=4) [5](#page=5). In the trivalent state, boron compounds like $BF_3$ are electron-deficient, possessing only six electrons around the central atom, and thus act as Lewis acids, readily accepting electron pairs (#page=5, page=6). This tendency to act as a Lewis acid decreases with increasing atomic size down the group. For example, $BCl_3$ reacts with $NH_3$ to form an adduct. Aluminum chloride ($AlCl_3$) stabilizes by forming a dimer, $Al_2Cl_6$ [5](#page=5) [6](#page=6). Most trivalent compounds are covalent and undergo hydrolysis in water, forming tetrahedral $[M(OH)_4]^-$ species, where the central atom (M) is $sp^3$ hybridized. Aluminum chloride in acidified aqueous solutions forms octahedral $[Al(H_2O)_6]^{3+}$ ions, where Al is $sp^3d^2$ hybridized, involving its 3d orbitals [5](#page=5). > **Tip:** The inability of boron to expand its octet beyond four is due to the absence of d orbitals, limiting its maximum covalence to 4, unlike heavier elements which can exceed this limit (#page=6, page=8) [6](#page=6) [8](#page=8). ##### Reactivity towards air Crystalline boron is unreactive. Aluminum forms a protective oxide layer on its surface, preventing further reaction. Both amorphous boron and aluminum react with air and nitrogen at high temperatures to form their respective oxides ($B_2O_3$, $Al_2O_3$) and nitrides (BN). The nature of the oxides varies: $B_2O_3$ is acidic, $Al_2O_3$ and $Ga_2O_3$ are amphoteric, and $In_2O_3$ and $Tl_2O_3$ are basic [5](#page=5). ##### Reactivity towards acids and alkalies Boron does not react with acids or alkalies even at moderate temperatures. Aluminum, however, dissolves in mineral acids and aqueous alkalies, exhibiting amphoteric behavior. It reacts with dilute HCl to liberate dihydrogen gas and with aqueous alkali to form sodium tetrahydroxoaluminate(III) and dihydrogen. Concentrated nitric acid passivates aluminum by forming a protective oxide layer [5](#page=5). ##### Reactivity towards halogens Group 13 elements react with halogens to form trihalides ($EX_3$), except for $T1I_3$ [6](#page=6). > **Example:** White fumes around a bottle of anhydrous aluminum chloride are due to its partial hydrolysis with atmospheric moisture, releasing HCl gas, which appears white [6](#page=6). ### 2.2 Anomalous properties and important compounds of boron #### 2.2.1 Borax Borax, $Na_2B_4O_7 \cdot 10H_2O$, is a key boron compound. Its correct formula is $Na_2[B_4O_5(OH)_4 \cdot 8H_2O$ (#page=6, page=8). It dissolves in water to yield an alkaline solution due to the formation of orthoboric acid and sodium hydroxide. Upon heating, borax loses water, swells, and on further heating, forms a transparent liquid that solidifies into a glass-like material known as borax bead. This bead test is used to identify transition metals due to the characteristic colors of their metaborate compounds [6](#page=6) [8](#page=8). #### 2.2.2 Orthoboric acid Orthoboric acid, $H_3BO_3$, is a white, crystalline solid with a soapy touch. It is sparingly soluble in cold water but highly soluble in hot water. It can be prepared by acidifying an aqueous solution of borax or by the hydrolysis of most boron compounds. $H_3BO_3$ has a layered structure where planar $BO_3$ units are linked by hydrogen bonds. It is a weak monobasic acid and acts as a Lewis acid by accepting a hydroxyl ion from water, rather than releasing a proton directly. On heating, it forms metaboric acid ($HBO_2$) and then boric oxide ($B_2O_3$) [6](#page=6) [7](#page=7). > **Tip:** Boric acid is considered a weak acid because it accepts $OH^-$ ions from water to complete its octet, thereby releasing $H^+$ ions, rather than releasing its own protons [7](#page=7). #### 2.2.3 Diborane ($B_2H_6$) Diborane is the simplest known boron hydride. It can be prepared by treating boron trifluoride with lithium aluminum hydride, by oxidizing sodium borohydride with iodine, or industrially by reacting $BF_3$ with sodium hydride. Diborane is a colorless, highly toxic gas that is spontaneously flammable in air and burns in oxygen, releasing significant energy. It readily hydrolyzes in water to form boric acid and dihydrogen. Diborane undergoes cleavage reactions with Lewis bases to form borane adducts ($BH_3 \cdot L$). Reaction with ammonia yields borazine ($B_3N_3H_6$), also known as "inorganic benzene" [7](#page=7). The structure of diborane consists of four terminal hydrogen atoms and two boron atoms lying in a plane, with two bridging hydrogen atoms above and below this plane. The four terminal B-H bonds are normal two-center-two-electron bonds, while the two B-H-B bridge bonds are three-center-two-electron bonds, also referred to as banana bonds (#page=7, page=8). Each boron atom is $sp^3$ hybridized in diborane [7](#page=7) [8](#page=8). Boron also forms tetrahydridoborate ions, $[BH_4]^-$, which are important reducing agents in organic synthesis [8](#page=8). ### 2.3 Uses of boron and aluminum and their compounds Boron, due to its hardness, high melting point, low density, and low electrical conductivity, finds applications in bullet-proof vests and light composite materials for aircraft. The boron-10 isotope is used in the nuclear industry as neutron shields and control rods. Borax and boric acid are used in the manufacture of heat-resistant glasses, glass-wool, and fiberglass. Borax also serves as a flux for soldering and as a component in glazes and medicinal soaps. Orthoboric acid is used as a mild antiseptic [8](#page=8). Aluminum is a bright, silvery-white metal with high tensile strength, electrical, and thermal conductivity, making it twice as conductive as copper on a weight-to-weight basis. It is widely used in industry, forming alloys with various metals. Aluminum and its alloys are shaped into various forms for packaging, utensils, construction, and transportation industries. However, the use of aluminum and its compounds for domestic purposes has decreased due to concerns about their toxicity [8](#page=8). --- # Group 14 elements: The Carbon family The group 14 elements, comprising carbon, silicon, germanium, tin, and lead, share a common valence shell electronic configuration of $ns^2 np^2$. These elements exhibit a fascinating range of properties, from the non-metallic versatility of carbon to the metallic characteristics of tin and lead, with silicon and germanium acting as metalloids [8](#page=8) [9](#page=9). ### 3.1 Electronic configuration The general valence shell electronic configuration for group 14 elements is $ns^2 np^2$. Flerovium (Fl), with atomic number 114, has the configuration $[Rn 5f^{14} 6d^{10} 7s^2 7p^2$, but its chemistry is not yet established due to its synthetic nature and short half-life [9](#page=9). ### 3.2 Atomic and physical properties #### 3.2.1 Covalent radius There is a significant increase in covalent radius from carbon to silicon. Beyond silicon, the increase in covalent radius from silicon to lead is less pronounced. This gradual increase is attributed to the presence of completely filled $d$ and $f$ orbitals in the heavier elements, which shield the valence electrons less effectively than anticipated [9](#page=9). #### 3.2.2 Ionization enthalpy The first ionization enthalpies of group 14 elements are higher than those of their corresponding group 13 counterparts. As expected, ionization enthalpy generally decreases down the group. However, there is a slight decrease from silicon to germanium to tin, followed by a small increase from tin to lead. This anomaly is a result of the poor shielding effect of the intervening $d$ and $f$ orbitals and the increase in atomic size [9](#page=9). #### 3.2.3 Electronegativity Due to their relatively small atomic sizes, group 14 elements are slightly more electronegative than group 13 elements. The electronegativity values remain relatively constant for silicon, germanium, and tin, with a slight increase for lead [9](#page=9). #### 3.2.4 Physical properties All members of group 14 are solids. Carbon and silicon are non-metals, germanium is a metalloid, and tin and lead are soft metals with low melting points. The melting and boiling points of group 14 elements are considerably higher than those of the corresponding elements in group 13 [10](#page=10). ### 3.3 Chemical properties #### 3.3.1 Oxidation states and trends in chemical reactivity Group 14 elements possess four valence electrons, leading to common oxidation states of +4 and +2. Carbon can also exhibit negative oxidation states. Compounds in the +4 oxidation state are generally covalent due to the high ionization enthalpies required to remove all four valence electrons. The tendency to exhibit the +2 oxidation state increases down the group from germanium to lead, attributed to the inert pair effect where the $ns^2$ electrons are reluctant to participate in bonding [10](#page=10) [17](#page=17). * **Carbon and Silicon:** Primarily exhibit the +4 oxidation state [10](#page=10). * **Germanium:** Forms stable compounds in the +4 state and a few in the +2 state [10](#page=10). * **Tin:** Forms stable compounds in both +4 and +2 oxidation states, with Sn(II) acting as a reducing agent [10](#page=10). * **Lead:** Exhibits stable compounds in the +2 oxidation state, while Pb(IV) compounds are strong oxidizing agents [10](#page=10) [17](#page=17). The maximum covalence of carbon is limited to four due to the absence of $d$ orbitals. However, heavier elements like silicon, germanium, tin, and lead can expand their covalence beyond four by utilizing their vacant $d$ orbitals, enabling them to form complexes [11](#page=11). #### 3.3.2 Reactivity towards oxygen All group 14 elements react with oxygen when heated to form oxides of the general formulas MO (monoxide) and $MO_2$ (dioxide). $SiO$ is only stable at high temperatures. Higher oxidation state oxides are generally more acidic than lower oxidation state oxides [10](#page=10). * **Dioxides:** $CO_2$, $SiO_2$, and $GeO_2$ are acidic. $SnO_2$ and $PbO_2$ are amphoteric [10](#page=10). * **Monoxides:** $CO$ is neutral. $GeO$ is acidic. $SnO$ and $PbO$ are amphoteric [10](#page=10). #### 3.3.3 Reactivity towards water Carbon, silicon, and germanium are unaffected by water. Tin decomposes steam to produce tin dioxide and dihydrogen gas [10](#page=10): $$Sn + 2H_2O \xrightarrow{\Delta} SnO_2 + 2H_2$$ Lead is unaffected by water, likely due to the formation of a protective oxide film [10](#page=10). #### 3.3.4 Reactivity towards halogens Group 14 elements can form halides of the general formulas $MX_2$ and $MX_4$, where X is a halogen. Except for carbon, other members react directly with halogens under suitable conditions. Most $MX_4$ halides are covalent and tetrahedral in shape due to $sp^3$ hybridization of the central atom. $SnF_4$ and $PbF_4$ are exceptions, being ionic. $PbI_4$ does not exist due to insufficient energy released to form the four unpaired electrons required for bonding [10](#page=10). Dihalides ($MX_2$) are also formed by heavier members from germanium to lead, with the stability of dihalides increasing down the group. For example, $GeX_4$ is more stable than $GeX_2$, while $PbX_2$ is more stable than $PbX_4$ [10](#page=10). Except for $CCl_4$, other tetrachlorides are readily hydrolyzed by water. This hydrolysis occurs because the central atom can accept electron pairs from water molecules into its $d$ orbitals. For instance, $SiCl_4$ hydrolysis involves the silicon atom accepting a lone pair from water, eventually leading to the formation of silicic acid, $Si(OH)_4$ [10](#page=10) [11](#page=11). $$SiCl_4 + 4H_2O \rightarrow Si(OH)_4 + 4HCl$$ > **Tip:** While $SiF_6^{2-}$ is known, $SiCl_6^{2-}$ is not commonly formed. This is due to the limited size of the silicon atom being unable to accommodate six large chloride ions and weaker interaction between the lone pair of chloride ions and $Si^{4+}$ [11](#page=11). ### 3.4 Anomalous behaviour of carbon Carbon, the first member of group 14, displays unique properties compared to the rest of the group. This is due to its smaller atomic size, higher electronegativity, higher ionization enthalpy, and the absence of $d$ orbitals in its valence shell [11](#page=11). * **Limited Covalence:** Carbon can accommodate a maximum of four pairs of electrons, limiting its covalence to four [11](#page=11). * **Multiple Bond Formation:** Carbon has a unique ability to form $p\pi-p\pi$ multiple bonds with itself and other small, electronegative atoms (e.g., $C=C$, $C\equiv C$, $C=O$, $C \equiv N$). Heavier elements cannot form such bonds effectively due to the larger size and diffuse nature of their atomic orbitals [11](#page=11). * **Catenation:** Carbon atoms readily link with each other through covalent bonds to form chains and rings, a property known as catenation. This is facilitated by the strength of the C-C bond. The tendency for catenation decreases down the group in the order $C >> Si > Ge \approx Sn$, with lead showing no catenation. The bond enthalpies illustrate this trend [11](#page=11): * C-C: 348 kJ mol$^{-1}$ * Si-Si: 297 kJ mol$^{-1}$ * Ge-Ge: 260 kJ mol$^{-1}$ * Sn-Sn: 240 kJ mol$^{-1}$ [11](#page=11). ### 3.5 Allotropes of carbon Carbon exists in several allotropic forms, both crystalline and amorphous [11](#page=11). #### 3.5.1 Diamond Diamond has a giant covalent structure where each carbon atom is $sp^3$ hybridized and bonded to four other carbon atoms in a tetrahedral arrangement. The C-C bond length is 154 pm. The strong, directional covalent bonds throughout the lattice make diamond the hardest known substance [12](#page=12). > **Example:** Diamond is used as an abrasive for sharpening tools, in dyes, and for making filaments in electric light bulbs [12](#page=12). > **Tip:** Diamond's high melting point, despite being covalent, is due to the extensive three-dimensional network of strong C-C bonds that require significant energy to break [12](#page=12). #### 3.5.2 Graphite Graphite has a layered structure. Within each layer, carbon atoms form planar hexagonal rings with a C-C bond length of 141.5 pm. Each carbon atom is $sp^2$ hybridized, forming sigma bonds with three neighboring carbon atoms. The fourth electron is delocalized in a $\pi$ system across the entire sheet, allowing graphite to conduct electricity along the layers. The layers are held together by weak van der Waals forces (340 pm separation) [12](#page=12). Graphite cleaves easily between layers, making it soft and slippery. This property makes it useful as a dry lubricant in high-temperature machinery where oils are unsuitable [12](#page=12). #### 3.5.3 Fullerenes Fullerenes are a class of allotropes formed by heating graphite in an electric arc in the presence of inert gases. The most common fullerene is $C_{60}$, known as Buckminsterfullerene, which has a soccer ball-like shape. It consists of 20 six-membered rings and 12 five-membered rings, with all carbon atoms being $sp^2$ hybridized and forming three sigma bonds. The remaining electrons are delocalized, giving the molecule aromatic character. Fullerenes are considered pure allotropes as they lack 'dangling' bonds [12](#page=12) [13](#page=13). > **Example:** Other fullerenes like $C_{70}$ and those with even numbers of carbon atoms up to 350 also exist [12](#page=12). Graphite is the thermodynamically most stable allotrope of carbon, with its standard enthalpy of formation ($ \Delta H_f^\circ $) taken as zero. The standard enthalpies of formation for diamond and $C_{60}$ are 1.90 kJ mol$^{-1}$ and 38.1 kJ mol$^{-1}$, respectively [13](#page=13). Amorphous forms of carbon, such as carbon black, coke, and charcoal, are impure forms of graphite or fullerenes [13](#page=13). #### 3.5.4 Uses of carbon allotropes * **Graphite fibers:** Used in high-strength, lightweight composites for products like tennis rackets and aircraft [13](#page=13). * **Graphite:** Used as electrodes in batteries and electrolysis due to its conductivity. Graphite crucibles are resistant to dilute acids and alkalis [13](#page=13). * **Activated charcoal:** Highly porous and used for adsorbing poisonous gases, in water filters, and in air conditioning for odor control [13](#page=13). * **Carbon black:** Used as a black pigment and as a filler in automobile tires [13](#page=13). * **Coke:** Used as a fuel and a reducing agent in metallurgy [13](#page=13). * **Diamond:** A precious gemstone used in jewelry, measured in carats [13](#page=13). ### 3.6 Important compounds of carbon and silicon #### 3.6.1 Oxides of carbon Two key oxides are carbon monoxide ($CO$) and carbon dioxide ($CO_2$) [13](#page=13). * **Carbon monoxide ($CO$)**: Prepared by the limited oxidation of carbon, dehydration of formic acid, or reaction of steam with hot coke (forming water gas, a mixture of $CO$ and $H_2$) [13](#page=13). $$2C(s) + O_2(g) \xrightarrow{\Delta} 2CO(g)$$ $$HCOOH \xrightarrow{373K, conc. H_2SO_4} H_2O + CO$$ $$C(s) + H_2O(g) \xrightarrow{473-1273K} CO(g) + H_2(g) \quad (\text{Water gas})$$ Water gas and producer gas (formed when air is used instead of steam, $2C(s) + O_2(g) + 4N_2(g) \xrightarrow{1273K} 2CO(g) + 4N_2(g)$) are important industrial fuels. $CO$ is a colorless, odorless, and nearly insoluble gas, acting as a powerful reducing agent used in metal extraction [13](#page=13). $$Fe_2O_3(s) + 3CO(g) \rightarrow 2Fe(s) + 3CO_2(g)$$ $$ZnO(s) + CO(g) \rightarrow Zn(s) + CO_2(g)$$ The $CO$ molecule has one sigma and two $\pi$ bonds. The lone pair on carbon allows it to act as a donor, forming metal carbonyls. $CO$ is highly poisonous because it forms a complex with hemoglobin that is about 300 times more stable than the oxygen-hemoglobin complex, preventing oxygen transport [13](#page=13). * **Carbon dioxide ($CO_2$)**: Prepared by the complete combustion of carbon and carbon-containing fuels or by the reaction of dilute acids with carbonates [14](#page=14). $$C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g)$$ $$CH_4(g) + 2O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2H_2O(g)$$ $$CaCO_3(s) + 2HCl(aq) \rightarrow CaCl_2(aq) + CO_2(g) + H_2O(l)$$ $CO_2$ forms carbonic acid ($H_2CO_3$) in water, a weak dibasic acid crucial for maintaining blood pH [14](#page=14). $$H_2CO_3(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons HCO_3^-(aq) + H_3O^+(aq)$$ $$HCO_3^-(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons CO_3^{2-}(aq) + H_3O^+(aq)$$ Photosynthesis removes atmospheric $CO_2$ for carbohydrate synthesis [14](#page=14). $$6CO_2 + 12H_2O \xrightarrow{Chlorophyll, hv} C_6H_{12}O_6 + 6O_2 + 6H_2O$$ Solid $CO_2$ (dry ice) is used as a refrigerant and in carbonating soft drinks. Its density makes it useful as a fire extinguisher. The $CO_2$ molecule is linear, with the carbon atom undergoing $sp$ hybridization, forming two sigma bonds and two $\pi$ bonds with oxygen atoms [14](#page=14). $$: \ddot{O}-C \equiv O: \leftrightarrow \underset{+}{:} \ddot{O}=C=\ddot{O}: \leftrightarrow :O \equiv C-\ddot{O}: \quad (\text{Resonance structures})$$ Increased atmospheric $CO_2$ from fossil fuel combustion is a concern for the greenhouse effect [14](#page=14). #### 3.6.2 Silicon dioxide ($SiO_2$) $SiO_2$, commonly known as silica, is a covalent, three-dimensional network solid. Each silicon atom is tetrahedrally bonded to four oxygen atoms, and each oxygen atom is bonded to two silicon atoms, forming eight-membered rings. This structure results in a very high Si-O bond enthalpy, making silica largely unreactive towards halogens, dihydrogen, and most acids and metals. However, it is attacked by HF and NaOH [14](#page=14) [15](#page=15). $$SiO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SiO_3 + H_2O$$ $$SiO_2 + 4HF \rightarrow SiF_4 + 2H_2O$$ Quartz is used for its piezoelectric properties in clocks and communication systems. Silica gel is a drying agent and a support for chromatography. Kieselghur, an amorphous form, is used in filtration [15](#page=15). #### 3.6.3 Silicones Silicones are organosilicon polymers with the repeating unit $(-R_2SiO-)$. They are synthesized from alkyl or aryl substituted silicon chlorides, $R_nSiCl_{(4-n)}$. Hydrolysis of dimethyl dichlorosilane, $(CH_3)_2SiCl_2$, followed by condensation polymerization, yields straight-chain silicone polymers [15](#page=15). $$2CH_3Cl + Si \xrightarrow{Cu \text{ powder}, 570K} (CH_3)_2SiCl_2$$ $$(CH_3)_2SiCl_2 + 2H_2O \rightarrow (CH_3)_2Si(OH)_2 + 2HCl$$ $$n(CH_3)_2Si(OH)_2 \xrightarrow{-H_2O} \left[ -O-Si(CH_3)_2- \right]_n \quad (\text{Silicone})$$ The polymer chain length can be controlled by adding terminating agents like $(CH_3)_3SiCl$. Silicones are water-repellent due to the non-polar alkyl groups and possess high thermal stability, dielectric strength, and resistance to oxidation and chemicals. They are used as sealants, greases, electrical insulators, for waterproofing, and in surgical and cosmetic applications [16](#page=16). > **Tip:** Silicones are hydrophobic (water-repellant) polymers where alkyl or phenyl groups surround the silicon-oxygen backbone [16](#page=16). #### 3.6.4 Silicates Silicates are a major class of minerals, with the basic structural unit being the $SiO_4^{4-}$ tetrahedron. In silicates, these units can be discrete or linked by sharing oxygen atoms, forming chains, rings, sheets, or three-dimensional networks. The negative charge is neutralized by metal cations. Examples include feldspar, zeolites, mica, and asbestos. Glass and cement are important man-made silicates [16](#page=16). #### 3.6.5 Zeolites Zeolites are aluminosilicates formed when aluminum atoms substitute for some silicon atoms in the $SiO_2$ network, creating an overall negative charge balanced by cations like $Na^+$, $K^+$, or $Ca^{2+}$. Zeolites like ZSM-5 are used as catalysts in petrochemical industries for cracking hydrocarbons and isomerisation, and hydrated zeolites are used as ion exchangers for water softening [16](#page=16). --- # Important compounds of boron, carbon, and silicon This section explores the chemistry and applications of specific, significant compounds formed by boron, carbon, and silicon. ### 4.1 Compounds of boron Boron forms several important compounds, including borax, orthoboric acid, and diborane [7](#page=7). #### 4.1.1 Borax Borax, with the formula $Na_2B_4O_7 \cdot 10H_2O$, is a key boron compound. Its correct formulation is $Na_2[B_4O_5(OH)_4 \cdot 8H_2O$ as it contains tetranuclear units. Dissolving borax in water yields an alkaline solution due to its hydrolysis [6](#page=6): $$Na_2B_4O_7 + 7H_2O \rightarrow 2NaOH + 4H_3BO_3$$ [6](#page=6). Upon heating, borax initially loses water molecules and then melts into a transparent liquid that solidifies into a glass-like material called borax bead. This borax bead can be used to identify transition metals due to the characteristic colours of their metaborates, formed after further heating [6](#page=6): $$Na_2B_4O_7 \xrightarrow{\Delta} Na_2B_4O_7 \xrightarrow{\Delta} 2NaBO_2 + B_2O_3$$ [6](#page=6). Sodium metaborate Boric anhydride An example of the borax bead test involves heating borax with cobalt oxide ($CoO$) on a platinum wire loop, resulting in a blue colored $Co(BO_2)_2$ bead [6](#page=6). #### 4.1.2 Orthoboric acid Orthoboric acid ($H_3BO_3$) is a white crystalline solid with a soapy touch. It is sparingly soluble in cold water but highly soluble in hot water. It can be prepared by acidifying an aqueous solution of borax [6](#page=6): $$Na_2B_4O_7 + 2HCl + 5H_2O \rightarrow 2NaCl + 4B(OH)_3$$ [7](#page=7). Orthoboric acid is also formed through the hydrolysis of most boron compounds, such as halides and hydrides. It possesses a layered structure where planar $BO_3$ units are linked by hydrogen bonds [7](#page=7). > **Tip:** Boric acid is considered a weak acid because it does not readily release $H^+$ ions. Instead, it acts as a Lewis acid by accepting electrons from a hydroxyl ion ($OH^-$) from water, thereby releasing $H^+$ ions: > $$B(OH)_3 + 2HOH \rightarrow [B(OH)_4]^- + H_3O^+$$ [7](#page=7). On heating above $370K$, orthoboric acid first forms metaboric acid ($HBO_2$), which further decomposes into boric oxide ($B_2O_3$) upon stronger heating [7](#page=7). $$H_3BO_3 \xrightarrow{>370K} HBO_2 \xrightarrow{>420K} B_2O_3$$ [7](#page=7). #### 4.1.3 Diborane ($B_2H_6$) Diborane is the simplest known boron hydride. It can be synthesized by reacting boron trifluoride ($BF_3$) with lithium aluminum hydride ($LiAlH_4$) in diethyl ether [7](#page=7): $$4BF_3 + 3LiAlH_4 \rightarrow 2B_2H_6 + 3LiF + 3AlF_3$$ [7](#page=7). A convenient laboratory preparation involves the oxidation of sodium borohydride ($NaBH_4$) with iodine [7](#page=7): $$2NaBH_4 + I_2 \rightarrow B_2H_6 + 2NaI + H_2$$ [7](#page=7). Industrially, diborane is produced by reacting $BF_3$ with sodium hydride ($NaH$) [7](#page=7): $$2BF_3 + 6NaH \xrightarrow{450K} B_2H_6 + 6NaF$$ [7](#page=7). Diborane is a colorless, highly toxic gas with a boiling point of $180K$. It is spontaneously flammable in air and burns in oxygen to release significant energy [7](#page=7): $$B_2H_6 + 3O_2 \rightarrow B_2O_3 + 3H_2O$$; $\Delta H^\ominus = -1976 \text{ KJ mol}^{-1}$ [7](#page=7). Most higher boranes are also spontaneously flammable in air. Diborane is readily hydrolyzed by water to produce boric acid [7](#page=7): $$B_2H_6(g) + 6H_2O(l) \rightarrow 2B(OH)_3(aq) + 6H_2(g)$$ [7](#page=7). Diborane reacts with Lewis bases (L) to form borane adducts ($BH_3 \cdot L$). For example [7](#page=7): $$B_2H_6 + 2NMe_3 \rightarrow 2BH_3 \cdot NMe_3$$ [7](#page=7). $$B_2H_6 + 2CO \rightarrow 2BH_3 \cdot CO$$ [7](#page=7). Reaction with ammonia initially yields $B_2H_6 \cdot 2NH_3$, which can be formulated as $[BH_2(NH_3)_2]^+ [BH_4]^-$. Further heating leads to the formation of borazine ($B_3N_3H_6$), known as "inorganic benzene" due to its ring structure with alternating $BH$ and $NH$ groups [7](#page=7). The structure of diborane features four terminal hydrogen atoms and two boron atoms in one plane, with two bridging hydrogen atoms above and below this plane. The terminal $B-H$ bonds are normal two-center-two-electron bonds, while the bridge bonds ($B-H-B$) are three-center-two-electron bonds, also referred to as banana bonds. Each boron atom in diborane is $sp^3$ hybridized [7](#page=7) [8](#page=8). Boron also forms hydridoborates, with the most important being the tetrahedral $[BH_4]^-$ ion. Lithium and sodium tetrahydridoborates (borohydrides) are synthesized by reacting metal hydrides with diborane in diethyl ether [8](#page=8): $$2MH + B_2H_6 \rightarrow 2 M^+ [BH_4]^-$$ (M = Li or Na) [8](#page=8). Both $LiBH_4$ and $NaBH_4$ are employed as reducing agents in organic synthesis and serve as precursors for other metal borohydrides [8](#page=8). #### 4.1.4 Uses of boron compounds Borax and boric acid are primarily used in the manufacture of heat-resistant glasses (like Pyrex), glass-wool, and fibreglass. Borax also functions as a flux for soldering metals, in heat-resistant glazes for earthenware, and as a component in medicinal soaps. An aqueous solution of orthoboric acid serves as a mild antiseptic [8](#page=8). ### 4.2 Compounds of carbon Carbon forms numerous compounds, with two significant oxides being carbon monoxide ($CO$) and carbon dioxide ($CO_2$) [13](#page=13). #### 4.2.1 Carbon monoxide ($CO$) Carbon monoxide ($CO$) is produced by the direct oxidation of carbon in a limited supply of oxygen or air [13](#page=13): $$2C(s) + O_2(g) \xrightarrow{\text{limited } O_2} 2CO(g)$$ [13](#page=13). Pure $CO$ can be prepared on a small scale by dehydrating formic acid ($HCOOH$) with concentrated sulfuric acid ($H_2SO_4$) at $373K$ [13](#page=13): $$HCOOH \xrightarrow{373K, \text{conc. } H_2SO_4} H_2O + CO$$ [13](#page=13). On a commercial scale, $CO$ is obtained by passing steam over hot coke, producing water gas (synthesis gas) ] [13](#page=13): $$C(s) + H_2O(g) \xrightarrow{473-1273K} CO(g) + H_2(g)$$ [13](#page=13). Water gas Using air instead of steam produces producer gas, a mixture of $CO$ and nitrogen ($N_2$) [13](#page=13): $$2C(s) + O_2(g) + 4N_2(g) \xrightarrow{1273K} 2CO(g) + 4N_2(g)$$ [13](#page=13). Producer gas Both water gas and producer gas are important industrial fuels as they release heat upon further combustion to form carbon dioxide [13](#page=13). Carbon monoxide is a colorless, odorless, and nearly insoluble gas in water. It is a potent reducing agent, capable of reducing most metal oxides except those of alkali and alkaline earth metals, aluminum, and a few transition metals. This property is utilized in the extraction of metals from their oxide ores [13](#page=13) [14](#page=14): $$Fe_2O_3(s) + 3CO(g) \rightarrow 2Fe(s) + 3CO_2(g)$$ [14](#page=14). $$ZnO(s) + CO(g) \rightarrow Zn(s) + CO_2(g)$$ [14](#page=14). The $CO$ molecule contains one sigma and two pi bonds between carbon and oxygen (:C=O:). The lone pair on the carbon atom allows $CO$ to act as a donor ligand, forming metal carbonyls with certain metals upon heating. The toxicity of $CO$ stems from its ability to form a complex with hemoglobin that is approximately 300 times more stable than the oxygen-hemoglobin complex, thus impeding oxygen transport in the blood and potentially leading to death [14](#page=14). #### 4.2.2 Carbon dioxide ($CO_2$) Carbon dioxide ($CO_2$) is formed by the complete combustion of carbon and carbon-containing fuels in excess air [14](#page=14): $$C(s) + O_2(g) \xrightarrow{\text{excess } O_2} CO_2(g)$$ [14](#page=14). $$CH_4(g) + 2O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2H_2O(g)$$ [14](#page=14). In the laboratory, $CO_2$ is conveniently prepared by reacting dilute hydrochloric acid ($HCl$) with calcium carbonate ($CaCO_3$) [14](#page=14): $$CaCO_3(s) + 2HCl(aq) \rightarrow CaCl_2(aq) + CO_2(g) + H_2O(l)$$ [14](#page=14). Commercially, it is obtained by heating limestone [14](#page=14). $CO_2$ is a colorless and odorless gas with low solubility in water, making it significant in biochemical and geochemical processes. It forms carbonic acid ($H_2CO_3$) in water, a weak dibasic acid that dissociates in two steps [14](#page=14): $$H_2CO_3(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons HCO_3^-(aq) + H_3O^+(aq)$$ [14](#page=14). $$HCO_3^-(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons CO_3^{2-}(aq) + H_3O^+(aq)$$ [14](#page=14). The $H_2CO_3/HCO_3^-$ buffer system is crucial for maintaining blood pH between $7.26$ and $7.42$. Being acidic, $CO_2$ reacts with alkalies to form metal carbonates [14](#page=14). Photosynthesis, the process by which green plants convert atmospheric $CO_2$ into carbohydrates like glucose, removes $CO_2$ from the atmosphere [14](#page=14): $$\text{Chlorophyll}, hv$$ $$6CO_2 + 12H_2O \rightarrow C_6H_{12}O_6 + 6O_2 + 6H_2O$$ [14](#page=14). Unlike $CO$, $CO_2$ is not poisonous. However, increased combustion of fossil fuels and limestone decomposition for cement production are raising atmospheric $CO_2$ levels, potentially intensifying the greenhouse effect and global temperatures [14](#page=14). Solid carbon dioxide, known as dry ice, is formed by rapidly expanding liquefied $CO_2$ and is used as a refrigerant for ice cream and frozen foods. Gaseous $CO_2$ is used to carbonate soft drinks and as a fire extinguisher due to its density and non-combustible nature. A substantial amount of $CO_2$ is also used in the manufacture of urea [14](#page=14). In the $CO_2$ molecule, the carbon atom undergoes $sp$ hybridization, forming two sigma bonds with oxygen atoms through the overlap of $sp$ orbitals with oxygen's $p$ orbitals. The remaining two electrons on carbon participate in $p\pi-p\pi$ bonding with oxygen, resulting in a linear shape with equal $C-O$ bond lengths ($115 \text{ pm}$) and no net dipole moment. Its resonance structures are [14](#page=14): $$: \stackrel{-}{O}-C=\stackrel{+}{O}: \leftrightarrow:\stackrel{+}{O}=C=\stackrel{-}{O}: \leftrightarrow:\stackrel{-}{O}=C-\stackrel{+}{O}:$$ [14](#page=14). ### 4.3 Compounds of silicon Silicon forms a vast array of compounds, with silicon dioxide ($SiO_2$) and silicates being particularly abundant, constituting about $95\%$ of the Earth's crust [14](#page=14). #### 4.3.1 Silicon dioxide ($SiO_2$) Silicon dioxide, commonly known as silica, exists in various crystallographic forms, including quartz, cristobalite, and tridymite. Silica is a covalent, three-dimensional network solid where each silicon atom is tetrahedrally bonded to four oxygen atoms, and each oxygen atom is bonded to another silicon atom. The entire crystal can be viewed as a giant molecule with eight-membered rings of alternating silicon and oxygen atoms [14](#page=14) [15](#page=15). Due to the very high $Si-O$ bond enthalpy, silica is generally unreactive, resisting attacks from halogens, hydrogen, most acids, and metals, even at elevated temperatures. However, it reacts with hydrofluoric acid ($HF$) and sodium hydroxide ($NaOH$) ] [15](#page=15): $$SiO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SiO_3 + H_2O$$ [15](#page=15). $$SiO_2 + 4HF \rightarrow SiF_4 + 2H_2O$$ [15](#page=15). Quartz is utilized for its piezoelectric properties in accurate clocks, radio, television broadcasting, and mobile communications. Silica gel is used as a drying agent and a support for chromatography and catalysts. Kieselghur, an amorphous form of silica, finds use in filtration plants [15](#page=15). #### 4.3.2 Silicones Silicones are organosilicon polymers characterized by the repeating unit $\{R_2SiO\}$. They are synthesized from alkyl or aryl substituted silicon chlorides ($R_nSiCl_{4-n}$). For instance, the reaction of methyl chloride with silicon in the presence of copper catalyst at $570K$ produces various methyl-substituted chlorosilanes, primarily dimethyl dichlorosilane ($(CH_3)_2SiCl_2$) ] [15](#page=15): $$2CH_3Cl + Si \xrightarrow{Cu \text{ powder}, 570K} (CH_3)_2SiCl_2 + \text{other products}$$ [15](#page=15). Hydrolysis of dimethyl dichlorosilane, followed by condensation polymerization, yields straight-chain silicone polymers [15](#page=15): $$(CH_3)_2SiCl_2 + 2H_2O \rightarrow (CH_3)_2Si(OH)_2 + 2HCl$$ [15](#page=15). $$n(CH_3)_2Si(OH)_2 \xrightarrow{\text{Polymerisation, } -H_2O} \left[ \begin{array}{c} CH_3 \\ | \\ -O-Si- \\ | \\ CH_3 \end{array} \right]_n$$ [15](#page=15). Silicone The chain length can be controlled by adding blocking agents like trimethylchlorosilane ($(CH_3)_3SiCl$) [15](#page=15). > **Tip:** Silicones are hydrophobic (water-repellent) due to the non-polar alkyl groups surrounding them. They generally exhibit high thermal stability, high dielectric strength, and resistance to oxidation and chemicals [16](#page=16). Silicones have diverse applications, including sealants, greases, electrical insulators, and waterproofing for fabrics. Their biocompatibility also makes them suitable for surgical and cosmetic implants [16](#page=16). #### 4.3.3 Silicates Silicates are a diverse group of minerals, including feldspar, zeolites, mica, and asbestos. The fundamental structural unit of silicates is the tetrahedron, $SiO_4^{4-}$, where a silicon atom is bonded to four oxygen atoms. These units can be discrete or linked together by sharing oxygen atoms at their corners, forming chains, rings, sheets, or three-dimensional networks. The negative charge of the silicate structures is balanced by positively charged metal ions [16](#page=16). Two important man-made silicates are glass and cement [16](#page=16). #### 4.3.4 Zeolites When aluminum atoms substitute some silicon atoms in the three-dimensional silica network, an aluminosilicate structure with an overall negative charge is formed. Cations like $Na^+$, $K^+$, or $Ca^{2+}$ neutralize this charge. Examples include feldspar and zeolites. Zeolites are widely used as catalysts in the petrochemical industry for cracking and isomerization of hydrocarbons, such as ZSM-5, which converts alcohols into gasoline. Hydrated zeolites are also employed as ion exchangers for softening hard water [16](#page=16). --- # Allotropes of carbon and their properties Carbon exhibits numerous allotropic forms, encompassing both crystalline and amorphous structures, which arise from its unique ability to form chains and rings through catenation and its capacity to form $\pi - \pi$ multiple bonds [11](#page=11). ### 5.1 Crystalline allotropes of carbon #### 5.1.1 Diamond Diamond is characterized by a crystalline lattice where each carbon atom is $sp^3$ hybridized. Each carbon atom is covalently bonded to four other carbon atoms in a tetrahedral arrangement. The C-C bond length in diamond is 154 pm. This structure extends into a rigid, three-dimensional network of carbon atoms with directional covalent bonds throughout the lattice. Due to the immense difficulty in breaking these extensive covalent bonds, diamond is the hardest known substance. Its hardness makes it valuable as an abrasive for sharpening tools, in the manufacture of dyes, and for tungsten filaments in light bulbs [11](#page=11). > **Tip:** The three-dimensional network of strong C-C bonds in diamond is responsible for its exceptionally high melting point, despite being a covalent substance [12](#page=12). * **Uses:** * Abrasive for sharpening hard tools [11](#page=11). * Manufacture of tungsten filaments for electric light bulbs [11](#page=11). * Jewellery [13](#page=13). #### 5.1.2 Graphite Graphite possesses a layered structure, with layers held together by weak van der Waals forces. The distance between these layers is 340 pm. Each layer consists of planar hexagonal rings of carbon atoms, with a C-C bond length of 141.5 pm within the layer. Within each layer, every carbon atom is $sp^2$ hybridized and forms three sigma bonds with its neighboring carbon atoms. The fourth electron from each carbon atom forms a $\pi$ bond, resulting in delocalized electrons across the entire sheet. These mobile electrons enable graphite to conduct electricity along the layers. Due to the weak forces between layers, graphite cleaves easily, making it soft and slippery. This property makes it an excellent dry lubricant for high-temperature machinery where oil is not suitable [12](#page=12). > **Tip:** The conductivity of graphite is attributed to the delocalized electrons in its layered structure [12](#page=12). * **Uses:** * Dry lubricant in machines running at high temperatures [12](#page=12). * Electrodes in batteries and industrial electrolysis due to its conductivity [13](#page=13). * Crucibles made from graphite are inert to dilute acids and alkalies [13](#page=13). * Graphite fibers are used to form high strength, lightweight composites for products like tennis rackets, fishing rods, aircraft, and canoes [13](#page=13). #### 5.1.3 Fullerenes Fullerenes are formed by heating graphite in an electric arc in the presence of inert gases like helium or argon. The resulting sooty material contains mainly C60, along with smaller amounts of C70 and other fullerenes with even numbers of carbon atoms up to 350 or more. Fullerenes are considered pure forms of carbon as they lack "dangling" bonds. They are cage-like molecules. The C60 molecule, known as Buckminsterfullerene, has a shape resembling a soccer ball. It comprises twenty six-membered rings and twelve five-membered rings. A six-membered ring can fuse with either six- or five-membered rings, while a five-membered ring can only fuse with six-membered rings. All carbon atoms in C60 are equivalent and are $sp^2$ hybridized. Each carbon atom forms three sigma bonds with other carbon atoms, and the remaining electron is delocalized in molecular orbitals, imparting aromatic character to the molecule. The C-C distances in C60 are 143.5 pm for single bonds and 138.3 pm for double bonds. Spherical fullerenes are also referred to as bucky balls [12](#page=12) [13](#page=13). > **Example:** The C60 molecule, with its soccer ball-like structure, exemplifies the unique cage-like architecture of fullerenes [12](#page=12). * **Stability and Enthalpy:** Graphite is the most thermodynamically stable allotrope of carbon, with a standard enthalpy of formation ($\Delta_f H^\circ$) of zero. The $\Delta_f H^\circ$ values for diamond and fullerene C60 are 1.90 kJ mol$^{-1}$ and 38.1 kJ mol$^{-1}$, respectively [13](#page=13). ### 5.2 Amorphous allotropes of carbon Other forms of elemental carbon, such as carbon black, coke, and charcoal, are impure forms of graphite or fullerenes [13](#page=13). * **Carbon black:** Obtained by burning hydrocarbons with limited air supply [13](#page=13). * **Charcoal:** Produced by heating wood at high temperatures in the absence of air [13](#page=13). * **Coke:** Produced by heating coal at high temperatures in the absence of air [13](#page=13). > **Tip:** Activated charcoal, a porous form, is effective in adsorbing poisonous gases and is used in water filters and air-conditioning systems for odor control [13](#page=13). * **Uses of Amorphous Forms:** * Carbon black is used as a black pigment in ink and as a filler in automobile tires [13](#page=13). * Coke is used as a fuel and a reducing agent in metallurgy [13](#page=13). * Charcoal (activated) is used for adsorption of poisonous gases, in water filters, and in air-conditioning systems [13](#page=13). ### 5.3 Impact of structure on properties The distinct structures of diamond, graphite, and fullerenes directly influence their physical and chemical properties. Diamond's rigid, three-dimensional covalent network leads to extreme hardness and a high melting point. Graphite's layered structure with delocalized electrons allows for electrical conductivity and makes it soft and slippery, suitable as a lubricant. Fullerenes, with their cage-like structures and delocalized $\pi$ electrons, exhibit unique electronic and chemical properties [11](#page=11) [12](#page=12) [13](#page=13). --- ## Common mistakes to avoid - Review all topics thoroughly before exams - Pay attention to formulas and key definitions - Practice with examples provided in each section - Don't memorize without understanding the underlying concepts

| Term | Definition | |------|------------| | p-block elements | Elements where the last electron enters the outermost p orbital, comprising groups 13 to 18 of the periodic table. | | Valence shell electronic configuration | The arrangement of electrons in the outermost shell of an atom, specifically the ns np^(1-6) configuration for p-block elements (excluding Helium). | | Oxidation state | A number assigned to an element in a chemical combination which represents the number of electrons lost or gained by an atom of that element in order to form that compound. | | Inert pair effect | The reluctance of the two s-electrons in the valence shell of heavier elements of groups 13-16 to participate in bonding, leading to a preference for oxidation states two units less than the group oxidation state. | | Ionisation enthalpy | The energy required to remove the most loosely bound electron from a neutral gaseous atom in its ground state. | | Electronegativity | A measure of the tendency of an atom to attract a bonding pair of electrons. | | Catenation | The ability of an atom to form long chains or rings by bonding with other atoms of the same element, particularly characteristic of carbon. | | Allotropes | Different structural modifications of an element; the same element existing in two or more different forms in the same physical state, differing in their internal arrangement of atoms. | | Lewis acid | A chemical species that can accept an electron pair to form a covalent bond. | | Lewis base | A chemical species that can donate an electron pair to form a covalent bond. | | Amphoteric oxides | Oxides that can act as either an acid or a base, reacting with both acids and bases. | | Hydrolysis | A chemical reaction in which a molecule of water breaks down into two parts and then combines with a substance, causing the decomposition of the substance. | | Borax | A white crystalline solid, a salt of boric acid and sodium, with the formula Na2B4O7.10H2O, commonly used in detergents, cosmetics, and as a flux. | | Orthoboric acid | A weak monoprotic acid with the formula H3BO3, often referred to as boric acid, known for its antiseptic properties and use in glass manufacturing. | | Diborane | The simplest boron hydride with the chemical formula B2H6, known for its unique three-center two-electron bonding and its reactivity. | | Carbon monoxide | A colorless, odorless, and toxic gas with the formula CO, formed by incomplete combustion of carbon. | | Carbon dioxide | A colorless gas with the formula CO2, essential for photosynthesis and a major greenhouse gas, formed by complete combustion of carbon. | | Silicon dioxide | A compound with the chemical formula SiO2, commonly known as silica, forming the basis of most rocks and sand, and used in glass and ceramics. | | Silicones | Organosilicon polymers characterized by a repeating -[R2SiO]- unit, known for their thermal stability and water-repellent properties. | | Silicates | Minerals containing silicon and oxygen, with the basic structural unit being the tetrahedron SiO4, forming various structures like chains, sheets, and 3D networks. | | Zeolites | Aluminosilicate minerals with a porous structure, widely used as catalysts and ion exchangers. | | Hybridisation | The concept of mixing atomic orbitals into new hybrid orbitals suitable for the pairing of electrons to form chemical bonds in valence bond theory. | | Banana bonds | Three-center two-electron bonds found in molecules like diborane, where a single pair of electrons is delocalized over three atoms. | | Green house effect | The process by which radiation from the sun is trapped by the atmosphere of the Earth, leading to an increase in global temperature. | | Water gas | A mixture of carbon monoxide and hydrogen produced by passing steam over hot coke, used as a fuel and a source of hydrogen. | | Producer gas | A mixture of carbon monoxide, nitrogen, and hydrogen produced by passing air over hot coke, used as a fuel. |

# Introduction aux concepts de base de la thermodynamique La thermodynamique est une science décrivant l'évolution des systèmes grâce à des grandeurs macroscopiques observables. Ce résumé couvre les définitions fondamentales telles que le système, l'environnement, l'univers, ainsi que les variables d'état intensives et extensives, et les notions de transformation et de fonctions d'état [1](#page=1) [2](#page=2). ### 1.1 Définitions fondamentales #### 1.1.1 Le système Le système constitue l'objet d'étude en thermodynamique. Il peut être classé selon ses interactions avec son environnement [1](#page=1): * **Système ouvert :** échange de matière et d'énergie avec l'environnement. * **Système fermé :** échange d'énergie avec l'environnement, mais pas de matière. * **Système isolé :** n'échange ni matière ni énergie avec l'environnement. > **Tip :** Il est crucial de bien définir les limites du système pour une analyse correcte. #### 1.1.2 L'environnement L'environnement englobe tout ce qui est extérieur au système étudié [1](#page=1). #### 1.1.3 L'univers L'univers en thermodynamique est généralement assimilé à l'ensemble formé par le système et son environnement [1](#page=1). #### 1.1.4 Conventions Par convention, tout ce qui entre dans le système est compté positivement, et tout ce qui en sort est compté négativement [1](#page=1). ### 1.2 Caractériser l'état d'un système : Les variables d'état L'état d'un système est défini par des paramètres mesurables appelés variables d'état. Ces variables se divisent en deux catégories [1](#page=1): #### 1.2.1 Variables intensives Les variables intensives ne dépendent pas de la quantité de matière présente dans le système. Exemples: densité ($d$), pression ($P$), température ($T$) ] [1](#page=1). #### 1.2.2 Variables extensives Les variables extensives dépendent de la quantité de matière, et donc de la taille, du système. Exemples: masse ($m$), quantité de matière ($n$), volume ($V$), capacité thermique ($C_p$), enthalpie ($H$), entropie ($S$) ] [1](#page=1). > **Tip :** Une variable extensive divisée par une autre variable extensive (comme le volume par la masse pour obtenir la densité) devient une variable intensive. ### 1.3 Notions de transformation Une transformation décrit le passage d'un système d'un état initial ($i$) à un état final ($f$) . Les transformations peuvent être catégorisées comme suit [2](#page=2): * **Spontanée:** se produit sans apport d'énergie extérieur [2](#page=2). * **Forcée:** nécessite un apport d'énergie pour avoir lieu (par exemple, une électrolyse) ] [2](#page=2). * **Adiabatique:** le système n'échange pas de chaleur avec l'environnement. Un exemple est une réaction effectuée dans un calorimètre [2](#page=2). * **Isochore:** se déroule à volume constant [2](#page=2). * **Isotherme:** se déroule à température constante [2](#page=2). * **Isobare:** se déroule à pression constante [2](#page=2). * **Réversible:** peut se faire dans les deux sens, en passant par des états d'équilibre successifs. Le système parcourt un nombre infini d'étapes, chacune étant en équilibre [2](#page=2). * **Irréversible:** la marche arrière est impossible [2](#page=2). > **Tip :** La plupart des transformations naturelles sont irréversibles. Les transformations réversibles sont des idéalisations utiles pour les calculs théoriques. > **Example :** Une réaction chimique dans un bécher ouvert est généralement irréversible et peut être exothermique ou endothermique, sans être nécessairement adiabatique, isochore, isotherme ou isobare. ### 1.4 Les fonctions d'état Une fois les états initial et final définis par leurs variables d'état, la transformation est caractérisée par des fonctions d'état [2](#page=2). * **Définition:** Les fonctions d'état ne dépendent que de l'état initial et de l'état final du système, indépendamment du chemin emprunté [2](#page=2). * **Mathématiquement:** Pour une fonction d'état $U$, la variation est notée $\Delta U = U_f - U_i$, ce qui correspond à une différentielle exacte $\Delta U = \int_{i}^{f} dU$ ] [2](#page=2). Certaines grandeurs, comme le travail ($w$) et la chaleur ($q$), dépendent du chemin emprunté et sont appelées **fonctions chemin** ] [2](#page=2). ### 1.5 Energie interne, premier principe et enthalpie Le premier principe de thermodynamique énonce que l'énergie de l'univers est conservée; elle ne peut être ni créée ni détruite [2](#page=2). $$ \Delta U_{\text{univers}} = \Delta U_{\text{système}} + \Delta U_{\text{environnement}} = 0 $$ ] [2](#page=2). Pour un système, la variation d'énergie interne est donnée par : $$ \Delta U_{\text{système}} = q + w $$ ] [2](#page=2). où $q$ est la chaleur échangée et $w$ le travail reçu par le système. > **Tip :** Le signe de $w$ et $q$ est conventionnel. Ici, $w$ est le travail reçu par le système. Si le système effectue du travail, $w$ serait négatif. De même pour $q$, si le système cède de la chaleur, $q$ est négatif. L'enthalpie ($H$) est une autre fonction d'état importante, définie comme $H = U + PV$ . Elle est particulièrement utile pour décrire les transformations à pression constante [2](#page=2). --- # Les transformations et les fonctions d'état en thermodynamique Ce chapitre introduit les différents types de transformations possibles pour un système thermodynamique et définit les fonctions d'état essentielles, telles que l'énergie interne et l'enthalpie, qui caractérisent ces transformations indépendamment du chemin parcouru. ### 2.1 Notions de transformation Une transformation désigne le passage d'un système de son état initial (i) à son état final (f). Différents critères permettent de classer ces transformations [2](#page=2): * **Transformation spontanée vs forcée:** Une transformation est dite spontanée si elle se produit naturellement sans apport d'énergie externe. À l'inverse, une transformation forcée nécessite un apport d'énergie pour avoir lieu, comme dans le cas de l'électrolyse [2](#page=2). * **Transformation adiabatique:** Dans ce type de transformation, il n'y a aucun échange de chaleur entre le système et son environnement. Un exemple typique est une réaction réalisée dans un calorimètre [2](#page=2). * **Transformations isochore, isotherme, isobare :** Ces transformations sont définies par la constance d'une variable d'état : * Isochore: Volume constant [2](#page=2). * Isotherme: Température constante [2](#page=2). * Isobare: Pression constante [2](#page=2). * **Transformation réversible vs irréversible :** * **Réversible:** La transformation peut être inversée, permettant au système de repasser par les mêmes états d'équilibre intermédiaires. Elle implique un nombre infini d'étapes, chacune étant en équilibre [2](#page=2). * **Irréversible:** La marche arrière de la transformation est impossible [2](#page=2). > **Tip:** Comprendre la distinction entre transformations réversibles et irréversibles est crucial pour l'application des principes de la thermodynamique, notamment pour le calcul de l'entropie. ### 2.2 Les fonctions d'état Les fonctions d'état, telles que l'énergie interne (U) et l'enthalpie (H), sont des propriétés qui dépendent uniquement de l'état actuel du système (défini par ses variables d'état comme la pression, le volume, la température) et non du chemin emprunté pour atteindre cet état. Mathématiquement, pour une fonction d'état $U$, la variation totale est la différence entre sa valeur finale et sa valeur initiale [2](#page=2): $$ \Delta U = \int_{i}^{f} dU = U_f - U_i $$ [2](#page=2). À l'opposé, les fonctions chemin, comme le travail ($w$) et la chaleur ($q$), dépendent du chemin suivi lors de la transformation [2](#page=2). ### 2.3 Énergie interne, premier principe et enthalpie Le premier principe de la thermodynamique énonce que l'énergie totale de l'univers est conservée; elle ne peut être ni créée ni détruite. Sa formulation mathématique est [3](#page=3): $$ \Delta U_{\text{univers}} = \Delta U_{\text{système}} + \Delta U_{\text{environnement}} = 0 $$ [3](#page=3). Pour un système, la variation de son énergie interne est donnée par : $$ \Delta U_{\text{système}} = q + w $$ [3](#page=3). où $q$ est la chaleur échangée et $w$ est le travail effectué sur le système [3](#page=3). * **À volume constant ($V$ constant):** Si le seul travail échangé est celui des forces de pression, alors $w = 0$, et la variation d'énergie interne est égale à la chaleur échangée: $\Delta U = q_v$ [3](#page=3). * **À pression constante ($P$ constant) :** Dans ce cas, le travail est $w = -P dV$. L'expression du premier principe devient : $$ dU = dq_p - P dV $$ [3](#page=3). En intégrant cette relation, on obtient : $$ (U_f + P V_f) - (U_i + P V_i) = q_p $$ [3](#page=3). Puisque $U$, $P$, et $V$ sont des fonctions d'état, la combinaison $U + PV$ est également une fonction d'état. Cette nouvelle fonction est appelée **enthalpie ($H$)** : $$ H = U + PV $$ [3](#page=3). L'enthalpie mesure donc la chaleur échangée à pression constante, lorsque le travail est uniquement dû aux forces de pression : $$ \Delta H = q_p $$ [3](#page=3). La variation d'enthalpie peut être exprimée en fonction de la capacité thermique molaire à pression constante ($C_p$) : $$ \Delta H = \int m C_p dT $$ [3](#page=3). où $C_p$ est la quantité d'énergie nécessaire pour augmenter la température d'une mole de substance d'un degré Celsius à pression constante [3](#page=3). ### 2.4 Entropie, deuxième et troisième principes de thermodynamique L'entropie ($S$) est une autre fonction d'état fondamentale qui permet de prédire la direction d'une transformation. Sa variation différentielle est définie par [3](#page=3): $$ dS = \frac{dq_{\text{réversible}}}{T} $$ [3](#page=3). Le deuxième principe de la thermodynamique stipule que l'entropie d'un système isolé tend à augmenter lors d'une transformation irréversible et reste constante lors d'une transformation réversible. Pour l'univers considéré comme un système isolé [3](#page=3): $$ \Delta S_{\text{univers}} = \Delta S_{\text{système}} + \Delta S_{\text{environnement}} \geq 0 $$ [3](#page=3). Le troisième principe établit que l'entropie d'une substance pure à l'état de cristal parfait est nulle au zéro absolu ($0 \text{ K}$), fixant ainsi une échelle absolue pour l'entropie [3](#page=3). ### 2.5 Variation d'enthalpie et d'entropie avec la température * **Variation d'enthalpie avec la température :** * Pour une transformation standard à $T = 298 \text{ K}$ : $$ \Delta_r H^0 = \sum_i \nu_i \Delta H_{f,i}^0 $$ [4](#page=4). où $\nu_i$ est le coefficient stœchiométrique et $\Delta H_{f,i}^0$ est l'enthalpie de formation standard du réactif $i$ [4](#page=4). * Pour un chauffage ou un refroidissement d'une température $T_i$ à $T_f$ (sans changement de phase ni réaction) à pression constante : $$ \Delta H_p = \int_{T_i}^{T_f} C_p dT $$ [4](#page=4). * Pour une transformation impliquant un changement de température : $$ \Delta H_T^0 = \Delta H_{298}^0 + \int_{298}^{T} \Delta C_p dT $$ [4](#page=4). avec $\Delta C_p = \sum_i \nu_i C_{p,i}$ [4](#page=4). * En cas de changement de phase à température constante : $$ \Delta H = \Delta H_{\text{transition}} $$ [4](#page=4). * **Variation d'entropie avec la température :** * Pour une transformation standard à $T = 298 \text{ K}$ : $$ \Delta_r S^0 = \sum_i \nu_i S_i^0 $$ [4](#page=4). où $S_i^0$ est l'entropie standard du réactif $i$ [4](#page=4). * Pour un chauffage ou un refroidissement de $T_i$ à $T_f$ (sans changement de phase ni réaction) : $$ \Delta S = \int_{T_i}^{T_f} \frac{C_p}{T} dT $$ [4](#page=4). * Pour une transformation impliquant un changement de température : $$ \Delta S_T^0 = \Delta S_{298}^0 + \int_{298}^{T} \frac{\Delta C_p}{T} dT $$ [4](#page=4). avec $\Delta C_p = \sum_i \nu_i C_{p,i}$ [4](#page=4). * En cas de changement de phase à température constante : $$ \Delta S = \frac{\Delta H_{\text{transition}}}{T} $$ [4](#page=4). ### 2.6 L'énergie libre de Gibbs L'énergie libre de Gibbs ($G$) est une fonction d'état cruciale pour prédire la spontanéité d'une transformation dans des conditions de pression et de température constantes. Sa variation est donnée par [5](#page=5): $$ \Delta G = \Delta H - T \Delta S $$ [5](#page=5). Une transformation est spontanée si $\Delta G \leq 0$. L'expression différentielle de $G$ est [5](#page=5): $$ dG = VdP - SdT $$ [5](#page=5). > **Tip:** L'énergie libre de Gibbs combine les effets de l'enthalpie (chaleur échangée) et de l'entropie (désordre) pour déterminer la faisabilité d'une réaction dans des conditions courantes. --- # Les principes de la thermodynamique et l'entropie Ce chapitre explore les principes fondamentaux de la thermodynamique, notamment les premier, deuxième et troisième principes, et détaille le rôle crucial de l'entropie dans la détermination de la spontanéité des transformations. ### 3.1 Notions de transformation Une transformation est définie comme le passage d'un système d'un état initial à un état final. Les transformations peuvent être classées selon plusieurs critères [2](#page=2): * **Spontanée :** Ne nécessite pas d'apport d'énergie pour se produire. * **Forcée:** Nécessite un apport d'énergie pour avoir lieu (ex. électrolyse) [2](#page=2). * **Adiabatique:** Aucun échange de chaleur avec l'environnement (ex. réaction dans un calorimètre) [2](#page=2). * **Isochore:** Volume constant [2](#page=2). * **Isotherme:** Température constante [2](#page=2). * **Isobare:** Pression constante [2](#page=2). * **Réversible:** Peut se faire dans les deux sens en passant par des états d'équilibre successifs; le système est en équilibre à chaque étape [2](#page=2). * **Irréversible:** La marche arrière est impossible [2](#page=2). ### 3.2 Les fonctions d’état Les fonctions d'état sont des propriétés d'un système qui ne dépendent que de son état actuel (initial ou final) et non du chemin parcouru pour y parvenir. Mathématiquement, pour une fonction d'état U, la variation est une différentielle exacte [2](#page=2): $\Delta U = \int_{i}^{f} dU = U_f - U_i$ Le travail ($w$) et la chaleur ($q$) sont des exemples de fonctions chemin, c'est-à-dire qu'elles dépendent du chemin emprunté par la transformation [2](#page=2). ### 3.3 L'énergie interne, le premier principe de thermodynamique et l'enthalpie Le premier principe de thermodynamique énonce la conservation de l'énergie: l'énergie ne peut être ni créée ni détruite dans l'univers [2](#page=2). $\Delta U_{\text{univers}} = \Delta U_{\text{système}} + \Delta U_{\text{environnement}} = 0$ La variation de l'énergie interne d'un système est donnée par : $\Delta U_{\text{système}} = q + w$ Où $q$ est la chaleur échangée et $w$ est le travail effectué. * À volume constant ($w=0$, en l'absence de travail autre que celui des forces de pression), la variation d'énergie interne est égale à la chaleur échangée: $\Delta U = q_v$ [3](#page=3). * À pression constante, avec $w = -P dV$, l'expression devient: $dU = dq_p - P dV$ [3](#page=3). L'enthalpie ($H$) est une autre fonction d'état définie comme : $H = U + PV$ Elle mesure la chaleur échangée entre le système et l'environnement à pression constante, lorsque le travail est uniquement dû aux forces de pression. La variation d'enthalpie est [3](#page=3): $\Delta H = q_p$ Pour une substance, $\Delta H$ peut être exprimée en fonction de sa capacité thermique molaire à pression constante ($C_p$) : $\Delta H = \int_{m} C_p dT$ Où $C_p$ est la quantité d'énergie nécessaire pour augmenter la température d'une mole de substance d'un degré Celsius à pression constante [3](#page=3). ### 3.4 L'entropie, le deuxième et le troisième principe de thermodynamique L'entropie ($S$) est une fonction d'état fondamentale qui permet de prédire la direction d'une transformation. Sa variation élémentaire est définie par [3](#page=3): $dS = \frac{dq_{\text{réversible}}}{T}$ Le deuxième principe de thermodynamique stipule que l'entropie d'un système isolé tend à augmenter lors d'une transformation irréversible et reste constante lors d'une transformation réversible. Pour l'univers, considéré comme un système isolé [3](#page=3): $\Delta S_{\text{univers}} = \Delta S_{\text{système}} + \Delta S_{\text{environnement}} \geq 0$ Le troisième principe de thermodynamique établit que l'entropie d'une substance pure à l'état de cristal parfait est nulle au zéro absolu (0 K), fixant ainsi l'échelle de l'entropie [3](#page=3). ### 3.5 Variation d’enthalpie et d’entropie avec la température Pour les transformations standard à 298 K : $\Delta_r H^0 = \sum_i \nu_i \Delta H_{f,i}^0$ $\Delta_r S^0 = \sum_i \nu_i S_i^0$ Où $\nu_i$ est le coefficient stœchiométrique et $\Delta H_{f,i}^0$ ou $S_i^0$ sont respectivement l'enthalpie de formation standard et l'entropie standard du réactif $i$ [3](#page=3) [4](#page=4). Pour une substance chauffée ou refroidie d'une température $T_i$ à $T_f$ (sans changement de phase ni réaction chimique) à pression constante : $\Delta H = \int_{T_i}^{T_f} C_p dT$ $\Delta S = \int_{T_i}^{T_f} \frac{C_p}{T} dT$ Si la transformation implique un changement de température : $\Delta H_T^0 = \Delta H_{298}^0 + \int_{298}^{T} \Delta C_p dT$ $\Delta S_T^0 = \Delta S_{298}^0 + \int_{298}^{T} \frac{\Delta C_p}{T} dT$ Avec $\Delta C_p = \sum_i \nu_i C_{p,i}$ [4](#page=4). En cas de changement de phase à température constante : $\Delta H = \Delta H_{\text{transition}}$ $\Delta S = \frac{\Delta H_{\text{transition}}}{T}$ ### 3.6 L’énergie libre de Gibbs L'énergie libre de Gibbs est une autre fonction d'état utilisée pour prédire la spontanéité d'une transformation en combinant les variations d'enthalpie et d'entropie [4](#page=4). --- # Applications et exercices pratiques de thermodynamique Ce chapitre se concentre sur la mise en application des concepts thermodynamiques à travers une série d'exercices couvrant divers scénarios, notamment les transformations de gaz parfaits, les changements de phase et les réactions chimiques [5](#page=5). ### 4.1 Exercices et leurs applications Les exercices présentés illustrent l'application des lois de la thermodynamique dans des situations concrètes, allant de la compression de gaz à la détermination de l'entropie et de l'enthalpie de réactions. #### 4.1.1 Transformations de gaz parfaits Les exercices abordent les calculs de travail et d'autres grandeurs thermodynamiques lors de transformations impliquant des gaz parfaits. * **Exercice 1.1 : Compression isotherme de gaz parfait** Cet exercice demande de calculer le travail requis pour comprimer un gaz parfait de manière isotherme en plusieurs étapes et de comparer ce résultat avec une compression réversible. Le travail isotherme réversible pour un gaz parfait est donné par [5](#page=5): $$ W = -nRT \ln\left(\frac{V_2}{V_1}\right) $$ où $n$ est le nombre de moles, $R$ la constante des gaz parfaits, $T$ la température, $V_1$ le volume initial et $V_2$ le volume final [5](#page=5). #### 4.1.2 Changements de phase et variations d'entropie Certains exercices se concentrent sur l'analyse des changements d'état (solide, liquide, gazeux) et le calcul des variations d'entropie associées. * **Exercice 1.2 : Solidification isotherme de l'eau** Il s'agit de calculer la variation d'entropie du système et de l'environnement lors de la solidification isotherme d'eau en surfusion, et de déterminer si le processus est spontané selon le deuxième principe de la thermodynamique. Les données fournies incluent l'enthalpie molaire de fusion, ainsi que les capacités calorifiques de la glace et de l'eau liquide à différentes températures. La variation d'entropie pour un changement de phase réversible est $\Delta S = \frac{\Delta H_{transition}}{T_{transition}}$ [5](#page=5). * **Exercice 1.3 : Mélange de glace et d'eau** Cet exercice traite d'un système isolé thermiquement composé d'eau et de glace à différentes températures initiales. Il faut déterminer la température finale du système et la variation d'entropie totale. Les données incluent la masse d'eau et de glace, leurs températures initiales, l'enthalpie de fusion de la glace et leurs capacités calorifiques respectives [5](#page=5). * **Exercice 1.4 : Changement de phase solide-liquide du CO2** L'exercice demande de calculer la variation d'enthalpie libre pour la transformation de CO2 liquide surfondu en CO2 solide à une température donnée, en utilisant les pressions de vapeur du liquide et du solide. La variation d'enthalpie libre pour une transformation à pression constante est $\Delta G = \Delta H - T \Delta S$. Si le liquide et le solide sont en équilibre à une certaine pression, $\Delta G = 0$ [5](#page=5). #### 4.1.3 Réactions chimiques et thermodynamique Une partie significative des exercices concerne l'application de la thermodynamique aux réactions chimiques, notamment pour calculer les variations d'enthalpie, d'énergie interne et d'enthalpie libre. * **Exercice 1.5 : Influence de la température sur l'enthalpie de réaction** Cet exercice aborde le calcul de l'enthalpie standard d'une réaction de combustion du méthanol à une température différente de la température standard (298 K), en utilisant les capacités calorifiques des réactifs et produits. La loi de Kirchhoff stipule que $\Delta H_T = \Delta H_{298} + \int_{298}^T \Delta C_p dT$ [5](#page=5). * **Exercice 1.6 : Enthalpie et énergie interne de réaction à différentes températures** Il s'agit de calculer l'enthalpie standard d'une réaction de combustion de l'éthylène à 500 K, étant donné sa valeur à 298 K et les capacités calorifiques des espèces chimiques. L'exercice demande également de calculer la variation d'énergie interne à 298 K et 500 K. La relation entre l'enthalpie ($H$) et l'énergie interne ($U$) est $H = U + PV = U + nRT$ pour un gaz parfait. Par conséquent, $\Delta H = \Delta U + \Delta n_{gaz} RT$ pour une réaction chimique [6](#page=6). * **Exercice 1.7 : Enthalpie de réaction et équilibre chimique** Cet exercice comporte plusieurs parties : * a) Déduire l'enthalpie standard d'une réaction à partir d'autres réactions dont les enthalpies sont connues (loi de Hess) [6](#page=6). * b) Calculer l'enthalpie standard de cette même réaction à une température plus élevée (1198 K) en utilisant les capacités calorifiques [6](#page=6). * c) Déterminer le nombre de moles de chaque constituant à l'équilibre, étant donné la chaleur absorbée lors d'une transformation, en assimilant les gaz à des gaz parfaits. La chaleur absorbée dans ce cas correspond à la variation d'enthalpie du système si la transformation est effectuée à pression constante [6](#page=6). * **Exercice 1.8 : Combustion dans un calorimètre** Cet exercice traite de la combustion d'une quantité donnée de glucose dans un calorimètre. Il faut calculer l'enthalpie molaire standard de combustion, l'énergie interne standard de combustion et l'enthalpie standard de formation du glucose, en utilisant la capacité calorifique du calorimètre et la variation de température observée. La chaleur dégagée par la combustion dans un calorimètre est égale à la variation d'énergie interne de la réaction si le volume est constant, ou à la variation d'enthalpie si la pression est constante (comme spécifié ici, P = 1 bar) [6](#page=6). #### 4.1.4 Concepts fondamentaux de la thermodynamique (exercices facultatifs) Ces exercices facultatifs approfondissent la compréhension de concepts tels que les différentielles exactes et inexactes. * **Exercice 1.9 : Différentielles exactes et inexactes pour un gaz parfait** Cet exercice explore la nature des différentielles de chaleur ($dq$) et d'entropie ($ds$) pour un gaz parfait [7](#page=7). * a) Il demande de trouver les expressions de $A(T, V)$ et $B(T, V)$ dans l'expression $dq = A(T, V)dT + B(T, V)dV$ pour un gaz parfait. Pour un gaz parfait, l'énergie interne $U$ dépend uniquement de $T$, donc $dU = C_V(T)dT$. En utilisant la première loi de la thermodynamique ($dU = dq + dw$) et le travail élémentaire $dw = -PdV$, on obtient $dq = dU + PdV = C_V(T)dT + PdV$ [7](#page=7). * b) Il faut démontrer que la chaleur ($dq$) n'est pas une différentielle exacte en utilisant le critère des différentielles croisées égales: $(\frac{\partial A}{\partial V})_T = (\frac{\partial B}{\partial T})_V$ [7](#page=7). * c) Il s'agit de montrer que $dq/T$ est une différentielle exacte et d'identifier la fonction d'état correspondante. Cette fonction est l'entropie ($S$), car $dS = \frac{dq_{rev}}{T}$ [7](#page=7). > **Tip:** Pour résoudre les exercices impliquant des changements de phase ou des variations de température, il est crucial de bien identifier les étapes (chauffage/refroidissement, changement de phase) et d'appliquer les formules correspondantes pour chaque étape avant de sommer les variations. > **Tip:** Lors du calcul de l'enthalpie ou de l'énergie interne de réaction à différentes températures, rappelez-vous que $\Delta C_p = \sum_{produits} \nu_i C_{p,i} - \sum_{réactifs} \nu_j C_{p,j}$, où $\nu$ sont les coefficients stœchiométriques [6](#page=6). > **Tip:** Le critère de différentielle exacte, $(\frac{\partial M}{\partial y})_x = (\frac{\partial N}{\partial x})_y$ pour une forme différentielle $dF = Mdx + Ndy$, est un outil puissant pour déterminer si une grandeur est une fonction d'état ou non [7](#page=7). --- ## Erreurs courantes à éviter - Révisez tous les sujets en profondeur avant les examens - Portez attention aux formules et définitions clés - Pratiquez avec les exemples fournis dans chaque section - Ne mémorisez pas sans comprendre les concepts sous-jacents

| Term | Definition | |------|------------| | Système | L'objet d'étude en thermodynamique, pouvant être ouvert, fermé ou isolé, défini par ses échanges de matière et d'énergie avec l'environnement. | | Environnement | Tout ce qui est extérieur au système étudié, avec lequel le système peut échanger de la matière ou de l'énergie. | | Univers | L'ensemble formé par le système et son environnement, considéré comme un système isolé dont l'énergie totale est conservée. | | Variables d'état | Paramètres mesurables qui définissent l'état d'un système thermodynamique, comme la pression, la température et le volume. | | Variables intensives | Variables d'état qui ne dépendent pas de la quantité de matière présente dans le système, comme la densité ou la pression. | | Variables extensives | Variables d'état qui dépendent de la quantité de matière présente dans le système, comme la masse, le volume ou l'énergie. | | Transformation | Passage d'un système d'un état initial à un état final, pouvant être spontanée ou forcée, adiabatique, isochore, isotherme, isobare, réversible ou irréversible. | | Spontanée | Une transformation qui se produit sans apport d'énergie externe, allant vers un état d'équilibre ou de plus grande stabilité. | | Adiabatique | Une transformation durant laquelle il n'y a aucun échange de chaleur entre le système et son environnement. | | Isochore | Une transformation qui se déroule à volume constant. | | Isotherme | Une transformation qui se déroule à température constante. | | Isobare | Une transformation qui se déroule à pression constante. | | Réversible | Une transformation qui peut être inversée sans laisser de changement dans l'univers, passant par une succession d'états d'équilibre. | | Irréversible | Une transformation dont la marche arrière est impossible, entraînant une augmentation de l'entropie de l'univers. | | Fonctions d'état | Propriétés d'un système dont la valeur ne dépend que de l'état actuel du système, et non du chemin parcouru pour y parvenir, comme l'énergie interne ou l'entropie. | | Fonctions chemin | Propriétés qui dépendent du chemin suivi lors d'une transformation, comme le travail et la chaleur échangée. | | Énergie interne (U) | La somme de toutes les énergies moléculaires d'un système, incluant l'énergie cinétique et potentielle des molécules. | | Premier principe de thermodynamique | Principe de conservation de l'énergie, stipulant que l'énergie ne peut être ni créée ni détruite, seulement transformée. | | Chaleur (q) | Transfert d'énergie thermique entre un système et son environnement dû à une différence de température. | | Travail (w) | Transfert d'énergie résultant d'une force agissant sur une distance ; en thermodynamique, souvent lié aux variations de volume. | | Enthalpie (H) | Fonction d'état définie comme $H = U + PV$, représentant la chaleur échangée à pression constante. | | Capacité thermique molaire (Cp) | Quantité d'énergie nécessaire pour augmenter la température d'une mole d'une substance d'un kelvin à pression constante. | | Entropie (S) | Fonction d'état mesurant le degré de désordre ou de dispersion de l'énergie dans un système ; tend à augmenter dans les transformations spontanées. | | Deuxième principe de thermodynamique | Affirme que l'entropie d'un système isolé ne peut qu'augmenter ou rester constante, déterminant la direction des processus naturels. | | Troisième principe de thermodynamique | Énonce que l'entropie d'une substance pure à l'état cristallin parfait est nulle au zéro absolu (0 K). | | Enthalpie standard de formation ($\Delta H_f^0$) | La variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses éléments dans leurs états standards. | | Enthalpie standard de réaction ($\Delta_r H^0$) | La variation d'enthalpie pour une réaction chimique lorsque tous les réactifs et produits sont dans leurs états standards. | | Énergie libre de Gibbs (G) | Fonction d'état utilisée pour prédire la spontanéité d'une transformation à température et pression constantes ; $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. |

# Kalibratie van semi-automatische pipetten Dit onderwerp behandelt de procedures en richtlijnen voor het nauwkeurig kalibreren van semi-automatische pipetten, met aandacht voor factoren zoals nauwkeurigheid, precisie en de impact van temperatuur en druk. ## 1.1 Begrippen nauwkeurigheid en precisie Bij de kalibratie van semi-automatische pipetten zijn twee kernbegrippen van belang: * **Nauwkeurigheid (juistheid):** Dit verwijst naar hoe dicht de gemeten waarde bij de werkelijke, theoretische waarde ligt. Een nauwkeurig instrument geeft resultaten die dicht bij de ware waarde liggen. * **Precisie (spreiding):** Dit beschrijft de reproduceerbaarheid van de metingen. Het geeft aan hoe dicht de opeenvolgende metingen bij elkaar liggen. Een hoge precisie betekent een kleine spreiding tussen de resultaten. ## 1.2 Principes van pipetkalibratie De kalibratie van een semi-automatische pipet is vergelijkbaar met instrumentele analyse, waarbij de gemeten massa van een vloeistof wordt omgezet naar een volume. Dit gebeurt met behulp van een conversiefactor. ### 1.2.1 Benodigdheden voor kalibratie Voor een correcte kalibratie zijn de volgende hulpmiddelen essentieel: * **Type water:** Gedeïoniseerd of gedestilleerd water wordt aanbevolen vanwege de gecontroleerde eigenschappen. * **Analytische balans:** Een nauwkeurige balans is nodig om de massa van de pipetteerde vloeistof te wegen. * **Pipetkalibratie werkblad:** Een gestandaardiseerd werkblad (vaak in Excel) wordt gebruikt voor het vastleggen van gegevens en berekeningen. ### 1.2.2 Procedure voor kalibratie De kalibratieprocedure omvat de volgende stappen: 1. **Instellen van het volume:** * Meet bij het **maximum volume** van de pipet. * Meet ook bij het **minimum volume** of tien procent van het maximum volume, afhankelijk van welk van de twee het grootste is. 2. **Voorbereiding van de pipet:** Voer eerst "pre-wetting" uit door de zuiger 3 tot 5 keer te bewegen met lucht in de tip. Dit zorgt ervoor dat de tip bevochtigd is met de te pipetteren vloeistof. 3. **Uitvoeren van metingen:** * Voer voor elk ingesteld volume 10 metingen uit. * Tarreren van de balans mag alleen tussen de metingen door, niet tijdens een reeks metingen voor een specifiek volume. 4. **Registratie van temperatuur en druk:** Meet de watertemperatuur en de omgevingsdruk na het uitvoeren van de metingen. Deze factoren beïnvloeden de dichtheid van het water en daarmee de conversiefactor. ## 1.3 De Z-factor De Z-factor is een cruciale conversiefactor die de dichtheid van het water in relatie tot temperatuur en druk weergeeft. * **Definitie:** De Z-factor wordt uitgedrukt in $\mu \text{L} / \text{mg}$. * **Afhankelijkheid:** De Z-factor is afhankelijk van zowel de temperatuur als de druk van de omgeving en de vloeistof. Er bestaan conversietabellen of formules om deze factor te bepalen op basis van de gemeten temperatuur en druk. > **Tip:** Bij het berekenen van de Z-factor, onthoud dat temperatuur en druk samen de dichtheid van het water bepalen, wat direct invloed heeft op de omzetting van massa naar volume. ## 1.4 Berekening en beoordeling van resultaten Na het verzamelen van de meetgegevens worden deze verwerkt om te bepalen of de pipet binnen de specificaties valt. ### 1.4.1 Berekening van het volume 1. **Bereken de gemiddelde massa ($M_{\text{gem}}$):** Dit is het gemiddelde van de 10 gemeten massa's voor een specifiek volume. 2. **Omzetten naar milligram:** Vermenigvuldig de gemiddelde massa in gram met 1000 om deze naar milligram om te zetten. 3. **Bereken het volume:** Vermenigvuldig de massa in milligram met de Z-factor om het uiteindelijke volume in $\mu \text{L}$ te verkrijgen: $$V_{\text{gemeten}} = M_{\text{gem}}(\text{mg}) \times Z_{\text{factor}}$$ ### 1.4.2 Beoordeling van nauwkeurigheid en precisie De gemeten resultaten worden getoetst aan de tolerantielimieten om te bepalen of de pipet "passed" of "failed" is. * **Nauwkeurigheid:** * Nauwkeurigheid wordt berekend als het verschil tussen het gemiddelde gemeten volume ($V_{\text{gemeten}}$) en het werkelijk ingestelde volume ($V_{\text{werkelijk}}$): $$\text{Nauwkeurigheid} = V_{\text{gemeten}} - V_{\text{werkelijk}}$$ * Als de nauwkeurigheid buiten de toegestane limieten valt, kan dit duiden op een systematische fout van de laborant of een probleem met de pipet zelf. * **Precisie:** * Precisie wordt beoordeeld op basis van de spreiding van de 10 metingen. Een veelgebruikte maat hiervoor is de standaarddeviatie (S.D.). * De onzekerheid in het volume wordt vaak bepaald met de formule: $$\text{Onzekerheid} = \text{absolute waarde van } (V_{\text{gemeten}} - V_{\text{werkelijk}}) + 2 \times \text{S.D.}$$ * Als de precisie buiten de toegestane limieten valt, is dit doorgaans een indicatie van een fout in de pipet zelf. ### 1.4.3 Acties bij falen van kalibratie * **FAIL bij nauwkeurigheid:** * Indien de fout primair systematisch is, kan het volume van de pipet worden bijgesteld met behulp van het stelsleuteltje. * Draaien met de klok mee (CW) vergroot het volume. * Draaien tegen de klok in (CCW) verkleint het volume. * Dit duidt echter ook vaak op een systematische fout van de laborant die gecorrigeerd moet worden. * **FAIL bij precisie:** * Dit wordt doorgaans gezien als een fout van de pipet zelf en vereist mogelijk reparatie of vervanging. > **Tip:** Oefen met het handmatig berekenen van de Z-factor, de gemiddelde massa, het volume en de nauwkeurigheid met een rekenmachine, zoals vereist kan worden op een examen. Zorg ervoor dat je de concepten van standaarddeviatie en de berekening van de totale onzekerheid begrijpt. ## 1.5 Beperkingen van micropipetten Er zijn limieten voor de volumes waarmee een micropipet betrouwbaar kan werken. Werken buiten deze limieten, met name bij zeer kleine volumes die de ondergrens van de pipet naderen, kan leiden tot onnauwkeurige en onbetrouwbare resultaten. ## 1.6 Temperatuur en druk als vormende factoren De temperatuur en druk van de omgeving spelen een cruciale rol in de nauwkeurigheid van pipetmetingen. Deze twee factoren bepalen samen de dichtheid van de vloeistof die wordt gepipetteerd. * De dichtheid van water varieert met temperatuur: warmer water is minder dicht. * Omgevingsdruk kan ook een lichte invloed hebben op de dichtheid, hoewel dit effect over het algemeen kleiner is dan dat van temperatuur. De gecombineerde invloed van temperatuur en druk wordt verwerkt via de Z-factor, die de massa van gepipetteerd water omzet naar het corresponderende volume, rekening houdend met deze omgevingscondities. Zonder correctie voor deze factoren kunnen de gemeten volumes significant afwijken van de werkelijkheid. --- # Factoren die pipetmeetresultaten beïnvloeden Dit onderwerp behandelt de essentiële factoren die de betrouwbaarheid en nauwkeurigheid van pipetmetingen beïnvloeden, met speciale aandacht voor de dichtheid van de te pipetteren stof, temperatuur, druk en het type water dat gebruikt wordt voor kalibratie. ### 2.1 Betrouwbaarheid van pipetmetingen De betrouwbaarheid van een pipetmeting wordt bepaald door twee hoofdaspecten: accuraatheid en precisie. Accuraatheid verwijst naar hoe dicht de gemeten waarde ligt bij de werkelijke waarde (juistheid), terwijl precisie de spreiding tussen opeenvolgende metingen aangeeft. ### 2.2 Factoren die de dichtheid beïnvloeden De dichtheid van de te pipetteren vloeistof is een cruciale factor. Deze dichtheid is niet constant, maar varieert afhankelijk van externe omstandigheden zoals temperatuur en druk. Dit fenomeen is met name relevant bij het kalibreren van pipetten, waar vaak water wordt gebruikt. #### 2.2.1 Temperatuur en druk Temperatuur en atmosferische druk hebben een directe invloed op de dichtheid van vloeistoffen. Voor nauwkeurige pipetmetingen, vooral bij kalibratie, is het essentieel om rekening te houden met deze factoren. Samen vormen temperatuur en druk de basis voor een zogenaamde $Z$-factor. * **De $Z$-factor:** Deze factor is een conversieparameter die de invloed van temperatuur en druk op de dichtheid van de vloeistof kwantificeert. De $Z$-factor wordt gebruikt om gemeten massa's om te zetten naar volumes, en vice versa, rekening houdend met de specifieke omgevingscondities. De relatie kan worden uitgedrukt met de formule: $Z = \frac{\mu L}{mg}$ Dit betekent dat de $Z$-factor de conversie van massa (in milligram) naar volume (in microliter) faciliteert. #### 2.2.2 Het gebruik van water voor kalibratie Voor de kalibratie van pipetten wordt aanbevolen om gedeïoniseerd of gedestilleerd water te gebruiken. Dit type water heeft een bekende en relatief constante dichtheid onder standaardomstandigheden, wat essentieel is voor nauwkeurige kalibratie. ### 2.3 Kalibratieprocedure voor pipetten Het kalibreren van een pipet is een proces dat nauwkeurigheid vereist en bestaat uit meerdere stappen: 1. **Voorbereiding:** * Kies het juiste tabblad in een rekenblad (bijvoorbeeld Excel) dat overeenkomt met het bereik van de te kalibreren pipet (bv. $100 \, \mu L$ - $1000 \, \mu L$). * Zoek de relevante $Z$-waarde op voor de heersende temperatuur en druk (bv. $T = 21^\circ C$ en $p = 1013 \, hPa$). 2. **Uitvoering van metingen:** * Gebruik een analytische balans om de massa van het gepipetteerde volume te meten. * Meet bij het maximum volume van de pipet en ook bij een minimum volume, dat idealiter $10\%$ van het maximum volume is (of het grootste van de twee indien dit de 10% overstijgt). * Voer minstens 10 metingen uit voor elk volume. Tussentijds tarreren van de balans is toegestaan. * Voer een "pre-wetting" procedure uit door de pipet tip 3 tot 5 keer te spoelen met het te pipetteren medium voordat de eigenlijke metingen beginnen. Dit zorgt voor een gelijkmatige bevochtiging van de tip en reduceert oppervlaktespanningseffecten. * Voer eerst de massametingen uit en bepaal daarna de watertemperatuur. 3. **Berekening en beoordeling:** * Vul de gemeten massa's in het rekenblad in. * Het rekenblad berekent de gemiddelde massa ($M_{gem}$) in gram, die vervolgens wordt omgerekend naar milligram ($m \times 1000 \, mg$). * Gebruik de $Z$-factor om de gemeten massa om te zetten naar een volume in $\mu L$. De formule hiervoor is: $V (\mu L) = M_{gem} (\text{in } mg) \times Z$ * Beoordeel de resultaten als 'passed' of 'failed' op basis van de accuraatheid en precisie. > **Tip:** Het is cruciaal om de $Z$-factor correct te gebruiken, aangezien deze de link vormt tussen de gemeten massa en het verwachte volume onder de specifieke omstandigheden. ### 2.4 Beoordeling van pipetmeetresultaten De beoordeling van de pipetmeetresultaten is gebaseerd op de accuraatheid en precisie: * **Accuraatheid (juistheid):** Als een pipet faalt op accuraatheid, kan dit duiden op een systematische fout, mogelijk veroorzaakt door de laborant of een verkeerde instelling van de pipet. De accuraatheid wordt vaak geëvalueerd aan de hand van de afwijking tussen het gemiddeld gemeten volume en het ingestelde volume. * **Precisie:** Als een pipet faalt op precisie, is de spreiding tussen de metingen te groot. Dit kan wijzen op een defect aan de pipet zelf of op variabele techniek van de laborant. #### 2.4.1 Foutenanalyse en correctie * **Systematische fouten (Accuraatheid):** Worden vaak veroorzaakt door de laborant (bv. pipetteertechniek) of door een verkeerde afstelling van de pipet. Aanpassingen aan het volume van de pipet kunnen de accuraatheid verbeteren: * **CW (Clockwise - met de klok mee) draaien:** Vergroot het volume. * **CCW (Counter-clockwise - tegen de klok in) draaien:** Verkleint het volume. * **Willekeurige fouten (Precisie):** Deze fouten zijn inherent aan het meetproces en kunnen worden gereduceerd door een consistente en correcte pipetteertechniek. Ze zijn vaak de fout van de laborant. ### 2.5 Berekening van onzekerheid Bij het beoordelen van de resultaten wordt ook rekening gehouden met de onzekerheid. De onzekerheid wordt berekend als de absolute waarde van de afwijking plus twee keer de standaarddeviatie ($S.D.$). Onzekerheid $= |V_{gem} - V_{werkelijk}| + 2 \times S.D.$ > **Voorbeeld:** Stel dat de gemiddelde meting $V_{gem} = 99.5 \, \mu L$ is en de werkelijke ingestelde waarde $V_{werkelijk} = 100.0 \, \mu L$. De standaarddeviatie is $S.D. = 0.1 \, \mu L$. > > De absolute afwijking is $|99.5 - 100.0| = 0.5 \, \mu L$. > > De totale onzekerheid is dan $0.5 \, \mu L + 2 \times 0.1 \, \mu L = 0.5 \, \mu L + 0.2 \, \mu L = 0.7 \, \mu L$. ### 2.6 Limieten van micropipetten Micropipetten hebben operationele limieten om betrouwbare resultaten te garanderen. Het werken buiten deze limieten (bv. te kleine volumes pipetteren in verhouding tot de pipetcapaciteit) kan leiden tot significant verminderde accuraatheid en precisie. ### 2.7 Examenvoorbereiding Voor het examen is het van belang dat studenten in staat zijn om met een rekenmachine de benodigde berekeningen uit te voeren, inclusief het bepalen van de gemiddelde massa, het omrekenen naar volumes met behulp van de $Z$-factor, en het beoordelen van de resultaten aan de hand van de gegeven toleranties. Het begrijpen van de formules die in het rekenblad worden gebruikt, is essentieel. --- # Praktische oefeningen en berekeningen voor pipetkalibratie Dit deel behandelt de praktische toepassing van pipetkalibratie, inclusief het gebruik van werkbladen, Excel-oefeningen en de berekening van nauwkeurigheid, precisie en onzekerheid. ### 3.1 Principes van pipetkalibratie Pipetkalibratie is essentieel voor het waarborgen van de nauwkeurigheid en precisie bij het werken met dure stoffen en kleine volumes. #### 3.1.1 Nauwkeurigheid en precisie * **Nauwkeurigheid** verwijst naar hoe dicht een meetwaarde bij de werkelijke waarde ligt (juistheid). * **Precisie** verwijst naar de spreiding tussen herhaalde meetwaarden. #### 3.1.2 Dichtheid en de Z-factor De dichtheid van de vloeistof, met name water, is cruciaal voor de conversie van massa naar volume. De dichtheid is afhankelijk van temperatuur en druk. * De **Z-factor** is een conversiefactor die temperatuur en druk meeneemt en wordt gebruikt om de gemeten massa om te zetten naar een volume. De formule hiervoor is: $z = \frac{\text{volume in }\mu\text{L}}{\text{massa in }\text{mg}}$ #### 3.1.3 Kalibratieprocedure De procedure voor het kalibreren van een pipet omvat de volgende stappen: 1. **Voorbereiding:** * Gebruik gedeïoniseerd of gedestilleerd water. * Gebruik een analytische balans. * Voer metingen uit bij het maximum volume en een minimum volume (minimaal 10% van het maximum, of het grootste van de twee). 2. **Uitvoering:** * Voer minimaal 10 metingen uit voor elk volume. * Tarreren van de balans is enkel toegestaan tussen de metingen door. * Voer eerst de metingen uit en meet daarna pas de watertemperatuur. * Voer een "pre-wetting" uit met de pipet 3 tot 5 keer. #### 3.1.4 Limieten en betrouwbaarheid Er zijn limieten voor het gebruik van micropipetten om betrouwbare resultaten te garanderen. De temperatuur en druk vormen samen de Z-factor. ### 3.2 Werkbladen en Excel-oefeningen Voor de praktische toepassing van pipetkalibratie worden werkbladen en Excel-oefeningen gebruikt. #### 3.2.1 Het kalibratie werkblad Een typisch werkblad voor pipetkalibratie bevat velden voor: * Het invoeren van de pipetrange. * Het opzoeken van de Z-waarde op basis van temperatuur en druk. * Het invoeren van de gemeten massa's. * Een beoordeling of de kalibratie "passed" of "failed" is. #### 3.2.2 Excel-oefening De Excel-oefening helpt bij het begrijpen van de gebruikte formules. Groene cellen in het werkblad zijn bedoeld om in te vullen. * **Stap 1:** Kies het juiste tabblad in Excel op basis van de pipetrange (bv. 100 μL - 1000 μL). * **Stap 2:** Zoek de Z-waarde op voor de gegeven temperatuur (bv. 21°C) en druk (bv. 1013 hPa). * **Stap 3:** Vul de gemeten massa's in. * **Stap 4:** Beoordeel de resultaten ("passed" of "failed"). #### 3.2.3 Dichtheid als functie van temperatuur en druk De dichtheid van water wordt bepaald door de temperatuur en druk. Er kan gebruik gemaakt worden van conversietabellen om de juiste Z-waarde te vinden. ### 3.3 Berekeningen voor pipetkalibratie Het examen vereist dat studenten in staat zijn om de nodige berekeningen met een rekenmachine uit te voeren. #### 3.3.1 Berekening van het gemiddelde volume De gemeten massa's worden omgezet naar milligram ($m_{gem}$). Vervolgens worden deze omgezet naar het volume in microliters ($V_{gem}$) met behulp van de Z-factor: $V_{gem} = m_{gem} \times Z$ #### 3.3.2 Berekening van nauwkeurigheid Nauwkeurigheid wordt berekend als het verschil tussen het gemiddelde gemeten volume en het werkelijk ingestelde volume: Nauwkeurigheid = $V_{gem} - V_{werkelijk}$ #### 3.3.3 Beoordeling (passed/failed) Er worden limieten gehanteerd om te bepalen of een pipet voldoet aan de specificaties. * **FAIL bij accuracy:** Kan wijzen op een systematische fout van de laborant. * **FAIL bij precision:** Wijst doorgaans op een fout van de pipet zelf. #### 3.3.4 Onzekerheid De onzekerheid wordt berekend met de standaarddeviatie (S.D.): Onzekerheid = $|V_{gem}| + 2 \times \text{S.D.}$ > **Tip:** De standaarddeviatie (S.D.) wordt doorgaans gegeven in de opgave bij de berekening van de onzekerheid. #### 3.3.5 Afstellen van het volume Als een pipet niet voldoet, kan het volume worden bijgesteld met een sleuteltje: * CW (Clockwise): Vergroot het volume. * CCW (Counter-Clockwise): Verkleint het volume. > **Example:** Een pipet kalibreren voor 100 μL. De gemeten massa is 99.5 mg en de Z-waarde is 1.002 μL/mg. Het gemeten volume is dan $99.5 \times 1.002 = 99.7 \mu L$. Als het ingestelde volume 100 μL was, is de nauwkeurigheid $-0.3 \mu L$. Als de standaarddeviatie $0.1 \mu L$ is, dan is de onzekerheid $|99.7| + 2 \times 0.1 = 99.9 \mu L$. --- ## 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 | |------|------------| | Nauwkeurigheid | De mate waarin een gemeten waarde overeenkomt met de werkelijke of theoretische waarde. Het verwijst naar de correctheid van de meting. | | Precisie | De mate van overeenstemming tussen opeenvolgende metingen onder identieke omstandigheden. Het beschrijft de spreiding van de resultaten. | | Dichtheid | De massa per volume-eenheid van een stof, meestal uitgedrukt in kilogram per kubieke meter ($kg/m^3$) of gram per milliliter ($g/mL$). | | Kalibratie pipet | Het proces van het verifiëren en aanpassen van de nauwkeurigheid van een pipet om ervoor te zorgen dat deze de juiste volumes dispenseert. | | Conversiefactor (Z-factor) | Een factor die wordt gebruikt om de gemeten massa van een vloeistof (meestal water) om te zetten naar een volume, rekening houdend met de dichtheid van de vloeistof bij een specifieke temperatuur en druk. | | Gedeïoniseerd water | Water dat ontdaan is van ionen door middel van ionenwisselaarharsen, wat resulteert in een zeer zuivere waterkwaliteit. | | Gedestilleerd water | Water dat verkregen is door verdamping en condensatie, waardoor onzuiverheden en mineralen worden verwijderd. | | Analytische balans | Een zeer nauwkeurige weegschaal die gebruikt wordt om kleine massa's met een hoge precisie te meten, vaak gebruikt bij laboratoriumanalyses. | | Pre-wetting | De procedure waarbij de pipetkop meerdere keren wordt gevuld en geleegd met de te pipetteren vloeistof voordat de daadwerkelijke meting wordt uitgevoerd, om de interne wanden te bevochtigen en verdamping te minimaliseren. | | Z-factor | De conversiefactor die de relatie tussen massa en volume van een vloeistof bij specifieke temperatuur- en drukcondities weergeeft. Het wordt gebruikt om gemeten massa's om te zetten naar volumes in microliters. | | Systematische fout | Een fout die de metingen consequent in dezelfde richting beïnvloedt, wat resulteert in een verschuiving van de gemeten waarden ten opzichte van de werkelijke waarde. | | Standaard Deviatie (S.D.) | Een statistische maat die de spreiding of variabiliteit van een dataset aangeeft ten opzichte van het gemiddelde. Een lage S.D. duidt op een hoge precisie. |