Hoofdstuk 1
Paragraaf 1
Een atoom is een heel klein deeltje dat onsplitsbaar betekent. In een atoom bevinden zich
schillen en een kern. In de kern zitten protonen en neutronen. In de schillen bevinden zich
elektronen. Deze elektronenschillen hebben namen. De K,L en M schillen bevatten
respectievelijk 2, 8 en 18 elektronen. Er zijn twee verschillende atoommodellen; het
atoommodel van Rutherford en het atoommodel van Bohr. Het atoommodel van
Rutherford heeft een atoomkern met daaromheen een elektronenwolk. Het atoommodel
van Bohr heeft een atoomkern met daaromheen elektronenschillen.
De lading van een proton en elektron is de kleinst mogelijke lading die voor kan komen. Deze
waarde heet het elementair ladingskwantum.
Het atoomnummer is het aantal protonen dat zich in de kern van een atoom bevindt.
Isotopen zijn atomen met hetzelfde aantal protonen in de kern. Deze isotopen worden van
elkaar onderscheiden door het massagetal. Dit is de som van het aantal protonen en
neutronen in de kern. Een unit is de atomaire massa-eenheid.
In de natuur komen een heleboel isotopen voor van dezelfde soort. Hierdoor is de massa van
een atoom nooit hetzelfde en heeft ieder atoom een relatieve atoommassa. De relatieve
atoommassa bereken je met behulp van BINAS tabel 25. Hierin staan verschillende isotopen
van hetzelfde atoom genoemd met daarachter het percentage hoe vaak deze isotoop
voorkomt. De relatieve atoommassa van chloor bereken je als volgt:
Cl
❑
35
34 , 96885 u 75,5 %
Cl
❑
37
36,96590 u 24,5 %
De relatieve atoommassa is dan :
0,755∗34,96885+0,245∗36,96590=35,
¿
¿
Paragraaf 2
Het periodiek systeem der elementen is verdeeld in periodes en groepen. In periodes zijn
de elementen van rechts naar links gerangschikt. Bij groepen zijn de elementen van boven
naar onder gerangschikt.
De manier waarop de elektronen zich verdeeld hebben over de schillen, de
elektronenconfiguratie, bepaalt de chemisch eigenschappen van een element. De
elektronen in de buitenste schil, valentie-elektronen, zorgen voor de groepen indeling. Alle
elementen in de eerste groep hebben 1 elektron in de buitenste schil.
De elementen in groep 18, de groep die helemaal rechts staat, zijn de edelgassen. Dit zijn de
gassen die het "perfecte" aantal elektronen om zich heen hebben. Andere elementen die
geen edelgassen zijn, streven ernaar om er net zo uit te zien als de edelgassen. Dat wil
zeggen dat deze stoffen hetzelfde aantal valentie-elektronen willen hebben als de
edelgassen. Alle edelgassen hebben namelijk 2 of 8 valentie-elektronen. Dit zorgt voor een
bepaalde stabiliteit in het atoom. Wanneer atomen een binding aangaan, doen ze dit om de
edelgasconfiguratie te verkrijgen.
Vrijwel alle elementen zijn metalen. De naam element wordt namelijk gebruikt voor
atoomsoort' en 'niet-ontleedbare stof'. Voor metalen komt dat op hetzelfde neer; voor
zowel de stof als het atoom ijzer is de aanduiding 'Fe'. Niet-metalen staan rechts in het
periodiek systeem. Er zijn een aantal elementen die in de natuur alleen per 2 voorkomen, dit
zijn: fluor, chloor, broom, jood, zuurstof, stikstof en waterstof.
Paragraaf 3
De meerderheid van de elementen is een metaal. In vaste fasen zijn metalen gerangschikt in
een metaalrooster. Een metaal bestaat uit positief geladen atomen en negatieve elektronen.
Deze elektronen bewegen vrij door het metaal. Daarom is metaal een goede geleider. Deze
positieve en negatieve deeltjes trekken elkaar sterk aan; de sterke metaalbinding.
Paragraaf 4
Atomen kunnen een binding aangaan. Dit doen ze zodat ze de edelgasconfiguratie
verkrijgen. Deze binding heet een atoombinding. Bij een atoombinding delen beide atomen
1 elektron. Zo ontstaat er een gedeeld elektronenpaar. Er ontstaan zo stabiele groepjes
atomen; moleculen. Een molecuulformule geeft aan welke atomen zich in een molecuul
bevinden en een structuurformule hoe de atomen onderling zijn verbonden. Een
atoombinding is sterk. Een atoombinding wordt ook wel een covalente binding genoemd.
Ook moleculen kunnen onderling binden, deze binding die de moleculen bij elkaar houdt,
heet de vanderwaalsbinding.
Door deze vanderwaalsbinding zitten de moleculen in vaste fase netjes in een
molecuulrooster.
Paragraaf 5
Geladen deeltjes worden ionen genoemd. Een positief en een negatief ion samen, vormt een
zout. Positieve en negatieve ionen trekken elkaar aan en vormen een ionbinding. Deze
binding is erg sterk. De ionen zijn om en om gerangschikt in een ionrooster. De
verhoudingsformule geeft aan welke ionen, in welke verhoudig aanwezig zijn in een zout.
Paragraaf 6
Water is een bijzondere stof. Watermoleculen hebben een sterke binding; de waterstofbrug.
Dit komt omdat het zuurstofatoom harder aan de elektronen trekt en daardoor een hogere
elektronegativiteit krijgt. Een waterstofbrug kan worden gevormd bij een OH- en een NH-
molecuul. Water is een dipoolmolecuul.
Paragraaf 4
Steenkool ontstaat wanneer dikke lagen plantaardig materiaal bedekt raken met lagen klei
en zand. Hoe dikker de lagen klei en zand, hoe meer druk er op de plantenresten komt. De
temperatuur stijgt en er treedt thermolyse op. Vervolgens ontstaat en veen of turf.
Synthesegas is een mengsel van waterstofgas en koolstofmono-oxide. Het ontstaat door
reforming:
CH
4
( g ) + H
2
O ( g ) →CO ( g )+ 3 H
2
(g)
Paragraaf 5
Smog is de mist veroorzaakt door de rook van huizen en fabrieken. De koolstofkringloop is
een natuurlijke kringloop van koolstofverbindingen tussen land en atmosfeer.
Paragraaf 7
Om aardolie te scheiden wordt gebruik gemaakt van fracties. Hierdoor kunnen er een
heleboel verschillende stoffen uit aardolie gehaald worden:
Paragraaf 8
De molverhouding is de verhouding waarin bepaalde stoffen voorkomen, in mol. Het molair
gasvolume is het volume dat een mol van een gas onder gelijke omstandigheden in beslag
neemt. Vm = kubieke meter per mol (m
3
mol
). In BINAS tabel 7 staat het molair volume
gegeven.
V =V
m
∗n
Met deze formule kun je aan de hand van het molair gasvolume, de chemische hoeveelheid
van een stof makkelijk uit te rekenen.
Hoofdstuk 3
Paragraaf 1
Zouten zijn verbindingen opgebouwd uit positieven en negatieve ionen. Zouten zijn vast bij
kamertemperatuur, ze zijn bros en ze geleiden alleen stroom in vloeibare of opgeloste fase.
Alle zouten hebben deze eigenschappen. Als een zout wordt opgelost, wordt de ionbinding
verbroken. De ionen worden dan omringd door watermoleculen. De positieve kant van het
watermolecuul gaat naar een negatief ion en de negatieve kant van het watermolecuul gaat
naar een positief ion. De binding die dan ontstaat is een ion-dipoolbinding. Je spreekt in het
geval van een oplossing over hydratatie.
Water komt niet voor in de oplosvergelijking omdat het geen chemische reactie is. In BINAS
tabel 45A staat van een aantal veelvoorkomende ioncombinaties de oplosbaarheid gegeven.
Natrium-, kalium-, ammonium- en nitraatzouten zijn altijd goed oplosbaar in water:
Paragraaf 2
Soms ontstaat er in een oplossing een combinatie van ionen die een slecht oplosbaar zout
vormen. Er treedt dan een neerslagreactie op en er ontstaan een suspensie. De kleuren van
verschillende chemicaliën staan vermeld in BINAS tabel 65B.
Om te kijken of er tussen twee ionen een neerslagreactie plaatsvindt, kijk je in BINAS tabel
45A. Hier zie je voor elke ioncombinatie of deze goed, redelijk of slecht oplosbaar is in water.
Als een ioncombinatie slecht oplosbaar is dan vindt er een neerslagreactie plaats.
Paragraaf 3
Het aantal significante cijfers wordt geteld vanaf het eerste cijfer dat geen nul is.
Bijvoorbeeld: 0,000 000 1 heeft één significant cijfer en 1,000 000 0 acht significante cijfers.
Als je een som maakt, moet je vaak afronden. Hiervoor gelden regels wat betreft de
significante cijfers:
Bij optellen en aftrekken wordt het antwoord afgerond op het aantal decimalen van
de waarde met het minste aantal decimalen in de som:
1,003 + 0,5 = 1,503 wordt 1,
Bij delen en vermenigvuldigen wordt het antwoord afgerond op het aantal
significante cijfers van de waarde met het minste aantal significante cijfers:
3,34 x 5,026 = 16,78684 wordt 16,
Paragraaf 4
Soms is het handig om aan te kunnen geven hoe groot het gehalte van de verschillende
stoffen in het mengsel is. Dit doe je doormiddel van de concentratie. Deze wordt uitgedrukt
in mol per liter: de molariteit:
[A] = molariteit van een deeltje A in mol L
Paragraaf 6
Een zout waarvan niet veel mensen weten dat het een zout is, is zeep. Zeep heeft niet alle
eigenschappen die andere zouten wel hebben. Dit komt omdat zeep een speciaal negatief
ion bevat. Dit ion bestaat uit een hydrofobe staart en een hydrofiele kop. Omdat de staart
hydrofoob is, wil deze zo min mogelijk in aanraking komen met water. Daarom gaat de staart
altijd in het vet zitten. Hierdoor ontstaat een micel. Zeep werkt als een emulgator en maakt
van vet en water een emulsie.
Hoofdstuk 4
Paragraaf 1
De wet van behoud van energie is een wet die stelt dat bij een proces energieomzettingen
kunnen plaatsvinden, maar dat de totale hoeveelheid energie constant blijft. De
energieverandering bij een reactie bereken je met:
∆ E=E
reactieproducten
−E
beginstoffen
Als
∆ E< 0
neemt de chemische energie van de stoffen af en komt er dus energie vrij. Als
∆ E> 0 dan is er energie nodig om de reactie te laten verlopen.
De geleverde energie
∆ E
is de som van de reactiewarmte Q en arbeid W:
∆ E=Q+W
Bij reacties met constante druk wordt nauwelijks arbeid verricht. De reactiewarmte (Q p
) die
dan ontstaat wordt enthalpieverandering (
∆ H
) genoemd (BINAS tabel 38A). De
vormingswarmte of vormingsethalpie ∆ H f
is de hoeveelheid warmte die vrijkomt of nodig
is voor de vorming van 1 mol stof.
Bij een reactie kun je de enthalpieverandering berekenen met:
∆ H =H
eind
−H
begin
A+ B →C + D geeft dan :
∆ H =
(
H
stofC
+ H
stofD
)
−
(
H
stofA
+ H
stofB
)
Als de enthalpie van een stof niet bekend is, kun je gebruik maken van de wet van Hess.
Deze zegt dat de totale enthalpieverandering of reactiewarmte van een reactie warmte
gelijk is aan de som van de enthalpieveranderingen van deelstappen in die reactie. Dus:
∆ H
r
=∆ H
f producten
−∆ H
f beginstoffen
Paragraaf 2
Voor sommige sommen in de scheikunde heb je de soortelijke warmte (c) nodig. Dit is de
hoeveelheid joule die nodig is om 1 kg van een stof 1 K in temperatuur te laten stijgen:
Q=c
p
∙ m∙ ∆ T
In BINAS tabel 8 t/m 12 vind je de soortelijke warmten van een aantal stoffen.
In paragraaf 1 werd duidelijk dat bij constante druk alle chemische energie wordt omgezet in
warmte:
∆ E=Q
p
Als alle energie wordt omgezet, is het rendement 100%. Het rendement bereken je met:
rendement=
nuttig gebruikte energie
toegevoere energie
∗ 100 %
Paragraaf 3
De gemiddelde reactiesnelheid (s) van een chemische reactie is de verandering in
concentratie van een stof A in mol per liter in een bepaalde tijd:
s=
[ A ]
eind
− [ A ]
begin
t
eind
−t
eind
=
∆ [ A ]
∆ t
mol L
− 1
s
− 1
Paragraaf 4
Het botsende-deeltjesmodel is ontwikkeld om te kunnen verklaren hoe bepaalde factoren
de reactiesnelheid kunnen beïnvloeden. Dit model gaat uit van het principe dat deeltjes met
elkaar moeten botsen voordat ze kunnen reageren. Het botsen moet met genoeg energie
gebeuren zodat de activeringsenergie wordt bereikt. Ook moeten de deeltjes op een
bepaalde manier tegen elkaar aan botsen, willen ze een reactie veroorzaken. Botsen ze niet
“goed” dan is er sprake van een niet-effectieve botsing. Botsen de deeltjes wel “goed” dan
is er sprake van een effectieve botsing. Bij een effectieve botsing worden de uitgangsstoffen
dus omgezet in de producten.
Een botsing tussen deeltjes is effectief als:
De uitgangsstoffen in de gelegenheid zijn tegen elkaar te botsen
Je kunst stoffen oplossen. Als de maximale hoeveelheid die oplost van een stof bereikt is,
heb je een verzadigde oplossing. De oplosbaarheid staat in BINAS tabel 45B.
Er zijn processen waarvan de heengaande en teruggaande reactie blijven verlopen. Als beide
reacties met eenzelfde snelheid verlopen, veranderen de concentraties niet meer. Je spreekt
dan van een dynamisch evenwicht. De tijd die verloopt tot het evenwicht bereikt is, is de
insteltijd t i
.
Alleen in geval van gassen en opgeloste deeltjes kun je spreken van concentratie. Je kunt
berekeningen op evenwichtsreacties uitvoeren met de concentratiebreuk Q c
. In de
concentratiebreuk staan dus alleen gassen en opgeloste stoffen.
Voor de reactie: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) , geldt de concentratiebreuk:
Q
c
=
[C ( g ) ]
c
∙[ D ( g ) ]
d
[ A ( g ) ]
a
∙[B ( g ) ]
b
Paragraaf 2
Een hom*ogeen evenwicht is een evenwicht waarbij alle stoffen in dezelfde fase aanwezig
zijn.
Bij een evenwicht veranderen de concentraties niet meer. De concentratiebreuk heeft dan
een vaste waarde bereikt; de evenwichtsconstante K c
. Er is evenwicht als de waarde van de
concentratiebreuk hetzelfde is als de waarde van K c
: Q
c
= K
c
. Is Q c
groter dan K c
dan is er
geen evenwicht. De concentraties rechts van de pijl zullen moeten afnemen.
Is Q c
kleiner dan K c
dan is er ook geen evenwicht en zullen de stoffen links moeten afnemen.
Als
K ≫ 1
dan is de ligging van het evenwicht rechts. Als
K ≪ 1
dan licht het evenwicht links.
Paragraaf 3
Bij een heterogeen evenwicht is er sprake van een evenwicht met stoffen in verschillende
fasen. Alleen de gassen en de opgeloste stoffen komen dan in de concentratiebreuk. Voor
heterogene evenwichten geef je de evenwichtsconstant aan met K v
, omdat je te maken hebt
met een verdelingsconstante.
Bij slecht oplosbare zouten spreek je van de evenwichtsconstant K s
die ook wel
oplosbaarheidsproduct wordt genoemd. In BINAS tabel 46 staan een aantal
oplosbaarheidsproducten.
Paragraaf 4
Je kunt een evenwicht op een aantal manieren verstoren:
De concentraties veranderen. Als je aan de rechter kant van de pijl de concentraties
laat toenemen, zal het evenwicht naar links gaan liggen om het evenwicht te
herstellen.
De druk veranderen. Als je de druk hoger maakt, verschuift het evenwicht naar de
kant met de minste gasdeeltjes.
De temperatuur veranderen. Als je de temperatuur laat stijgen verschuift het
evenwicht naar de endotherme kant.
Als je een stof helemaal verwijdert krijg je een aflopend evenwicht.
Paragraaf 5
Entropie (S) is een maat voor de spreiding van deeltjes over de ruimte. Hoe meer
mogelijkheden van plaats, hoe groter de entropie. Er geldt:
∆ S=
−∆ H
T
Gibbs vrije energie (G) geeft het verband weer tussen enthalpie en entropie. De formule is:
