Hoofdstuk 4 _Chemische reacties (2).pdf

# 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. |