Ter herinnering:
- Hoe zit het ook weer met de massa van één elektron t.o.v. de kerndeeltjes?
- Is er verschil tussen de massa van een atoom calcium en een ion calcium?
| Deeltje |
Massa (g) |
Massa (u.m.a) |
Lading |
| Electron |
9,1*10-28 |
0 |
-1 |
| Neutron |
1,67495*10-24 |
1 |
0 |
| Proton |
1,67254*10-24 |
1 |
+1 |
De massa van electronen stelt niets voor in vergelijking met de massa van nucleonen (kerndeeltjes). Om de massa van een atoom vast te stellen hoef je alleen maar het aantal kerndeeltjes te tellen: dat geeft de atoommassa. Daarom zal een atoom dezelfde massa hebben als het bijbehorende ion.
Opdracht
Op grond van bovengegeven tabel, hoeveel x zo zwaar is een proton dan een electron?
Opdracht
Bij een kernreactie kan een neutron overgaan in een proton + een electron (β-straling).
Controleer met behulp van bovenstaande tabel of en, zo ja, hoe de massa's ook veranderen tijdens deze omzetting.
De atomaire massa-eenheid = a.m.e. = 1 u(nit)
Opdracht
Met behulp van de definitie van a.m.e. moet je afleiden dat de a.m.e. beschouwd kan worden als de gemiddelde massa van een nucleon.
Bereken de gemiddelde massa in grammen.
Opdracht
Stel dat je 1 gram nucleonen hebt (een mengsel van protonen en neutronen). Hoeveel nucleonen heb je daarvoor nodig? (gebruik bovenstaande tabel)
Isotopen
Elk atoom heeft zijn eigen massagetal: de som van de kerndeeltjes.
Het Chlooratoom kan 17 protonen en 18 neutronen bevatten, ofwel: het massagetal van deze chloor-isotoop is 35.
Een element kan diverse isotopen hebben, deeltjes dus met gelijk atoomnummer, maar verschillend massagetal. De gemiddelde atoommassa wordt dan bepaald door de verhouding tussen die isotopen. De waarden kun je normaal in tabellen vinden. zie bijvoorbeeld tabel V, kolom 4
De atoommassa baseert zich op de massagetallen van de verschillende isotopen die het element heeft.
Chloor bijvoorbeeld heeft, naast het atoom 35, nog een isotoop met 20 neutronen, dus met massagetal 37.
Het gemiddelde is niet 36, want in de natuur komt er drie keer zoveel 35Cl voor als 37Cl.
Uiteindelijk kun je berekenen dat de gemiddelde atoommassa van Chloor ongeveer 35,5 is.
Berekend is dat 6.1023 kerndeeltjes (die samen dus 6.1023 u wegen) samen de massa hebben van één gram.
1 gram bevat dus 600.000.000.000.000.000.000.000 kerndeeltjes (nucleonen, dus de protonen en neutronen samen)
Opdracht:
Leg uit dat de gemiddelde massa van één kerndeeltje gelijk is aan 1,7.10-24 gram is.
Zulke kleine hoeveelheden massa zijn natuurlijk op een gewone weegschaal niet af te wegen. Dit soort massa's kunnen alleen via omwegen en ingewikkelde apparatuur worden bepaald. Het enorm grote getal 6.1023 is in de scheikunde een standaardaantal geworden, dat veel wordt gebruikt. Het werd voor het eerst gebruikt door Avogadro; men noemt het ook wel:
getal van Avogadro = 6.1023
Men heeft twee nieuwe eenheden ingevoerd:
- een mikro-eenheid voor de zeer kleine deeltjes (atomen, molekulen, ionen, elektronen). Deze mikro-eenheid is een eenheid van massa: de UNIT (de atomaire massa-eenheid = a.m.e.)
- een makro-eenheid voor zodanig grote aantallen kleine deeltjes dat ze te wegen zijn op een gewone weegschaal. Deze eenheid, MOL, is een eenheid van aantal.
Eén MOL is 6.1023
Opdracht:
Zet naast elkaar de volgende aantallen: één dozijn, één gros, één mol; leg uit dat het geen zin heeft om te spreken van één mol mensen.
N.B. Let er op dat je het scheikundig begrip MOL niet verwart met het biologische begrip; het meervoud van mol is in de scheikunde molen. Ook moet je in je schrift of ergens anders het woord molekuul niet afkorten tot mol, want ook dat kan vergissingen veroorzaken. De schrijfwijze: (MOL en mol) worden allebei wel gebruikt.
Omdat elektronen voor de massa niet meetellen zit de atoommassa dus geconcentreerd in de atoomkern. Als je dus het aantal kerndeeltjes van een atoom kent, dan ken je automatisch ook de massa van dat atoom in u(nits).
Neem je dan vervolgens van die stof één mol (6.1023) atomen, dat weet je daarvan de massa in grammen.
Voorbeeld: Calcium (http://nl.wikipedia.org/wiki/Calcium)
- Calcium heeft 20 protonen en 20 neutronen; samen 40 a.m.e.
- 1 atoom Ca weegt dus 40 u.
- 6 x 1023 atomen Ca wegen dus 6.1023 x zoveel;
- 1 mol calciumatomen wegen 6.1023 x 40 u = 40 gram
In te tabel vind je voor de atoommassa van Calcium het getal 40,1 (is dus een gevolg van isotopen). 40 is het aantal kerndeeltjes van een normaal calciumisotoop met 40 nucleonen)
Het getal 40,1 (atoommasse) op mikro én op makronivo toepassen:
- één atoom calcium weegt 40,1 u(nits){mikronivo}
- één mol calcium weegt 40,1 gram {makronivo}
Opdracht:
Zink en koper samengesmolten levert messing http://nl.wikipedia.org/wiki/Messing_(metaallegering)op:
- Leg uit hoeveel 1 mol zink + ½ mol koper samen (messing) wegen zowel op mikro als op makronivo.
Zorg er voor dat je de gegevens van tabel V op mikro én op makronivo kan lezen.
- Hoeveel weegt: 1 mol suiker; ½ mol water; 103 mol H2
In de praktijk werk je vaak met de eenheden (milli)gram, kilogram, ton, vooral als je met vaste stoffen werkt.
Werk je met vloeistoffen en zeker als je met gassen werkt, dan zul je vaak volume-eenheden gebruiken: liters (=dm3), milliliters (ml = cm3), m3. Je moet in staat zijn met deze eenheden goed en snel te werken. Bestudeer het schema.
Opdracht
Hoeveel mg is 1 ton? hoeveel liter is 1 ml? Dit soort omrekeningen moet je snel en uit je hoofd kunnen doen! Geen gezeur hierover a.u.b., maar lekker oefenen.
Je hebt bij natuurkunde geleerd hoe je voor vaste stoffen en vloeistoffen om kan rekenen van massa naar volume en omgekeerd. Daarbij maak je gebruik van de soortelijke massa of de dichtheid.
De gebruikte eenheid in tabellen kan op drie manieren worden gelezen: ton/m3 = kg/l = gr/ml (boven en onder de streep worden steeds 1000 x zo klein.
1 liter alkohol weegt dus 0,8 kg, maar ook:
1 ml alkohol weegt 0,8 gram (= 800 mg).
Opdracht
Hoeveel weegt 10 liter benzine en hoeveel mol is 10 l benzine? (formule: C8H18(l); dichtheid=0,72)
Wil je voor een gas weten wat het volume is van één mol van dat gas, dan gaat de berekening heel anders. Er is namelijk een fundamenteel verschil tussen gassen enerzijds en vaste stoffen en vloeistoffen anderzijds: Het eigenaardige van gassen is dat alle gasdeeltjes los zijn van elkaar en dat daarom het volume van een gas niet afhangt van de grootte van de gasmolekulen. Het gaat er maar om hoe ver al die molekulen van elkaar af zitten. Hoe groot is de onderlinge afstand tussen die molekulen? Daar gaat het om.
Bij vaste stoffen en vloeistoffen zitten of bewegen alle molekulen tegen elkaar aan. Dus bij (s) of (l) gaat het wel om de vraag: hoe groot zijn die molekulen? hoe groter, hoe meer volume ze innemen. Maar dus niet zo bij gassen!!
Het volume van een gas, dus eigenlijk de onderlinge afstand tussen de gasmolekulen, wordt dan ook in de eerste plaats en vrijwel uitsluitend bepaald door druk en temperatuur:
- Bij hogere druk zitten de gasmolekulen dichter op elkaar en is de onderlinge afstand kleiner en krijg je méér molekulen per liter en dus ook meer mol per liter. Ook wordt daardoor het gas zwaarder.
- Bij hogere temperatuur (d.w.z. de deeltjes bewegen dan feller) gaan de gasmolekulen wat verder uit elkaar zitten. Je krijgt zo minder molekulen gas per liter en dus minder mol/l. Een liter warm gas is ook lichter dan een liter koud gas.
Bij 0°C en 1 atm.druk is het volume van 1 mol gas 22,4 liter ongeacht welk gas het is. Bij een andere temperatuur en druk is dat volume anders, maar wel voor elk gas weer hetzelfde (dus: bij 100°C heeft elk gas een volume van bijv. 27 liter).
M.b.v. de algemene gaswet kun je berekenen hoeveel liter een mol gas is bij bepaalde temperatuur en druk. We hebben daarvoor een wiskundige formule.
Als je van twee gassen een gelijk volume neemt bij gelijke temperatuur en druk, dan bevinden zich daarin een gelijk aantal mol en een gelijk aantal molekulen, welk gas je ook neemt (zie fig).
Bij het omrekenen van eenheden staat altijd bij de scheikundige berekeningen het begrip MOL centraal. Je moet het onderstaande schema uit je hoofd leren en snel toe kunnen passen:
Opdracht
Een auto verbruikt 1 l benzine op 15 km.
Hoeveel mol benzine worden verbrand bij een rit van 200 km?
Opdracht
Hoeveel massa% C en H bevat aardgas?
Opdracht
Haal de nodige gevens uit onderstaande tabel die de oplosbaarheid geeft van een gas in water:
|
CO2 |
O2 |
NH3 |
| 0°C |
75·10-3 mol/l |
2·10-3 mol/l |
52 mol/l |
| 25°C |
34·10-3 mol/l |
1·10-3 mol/l |
26 mol/l |
100°C |
0,0·10-3 mol/l |
0,7·10-3 mol/l |
0,0 |
Bereken m.b.v. de tabel hoeveel gram koolzuurgas er opgelost is in een halve liter verzadigde oplossing van 25°C.
Opdracht
Hoeveel water bevindt zich in 500 gram kristalsoda?
Ook plastics, nylon, polyesters, polyethers e.d. zijn opgebouwd uit molekulen.
De molekuulmassa's van deze molekulen variëren tussen 10.000 en 1000.000.
We hebben dan te maken met zeer grote molekulen: MAKROMOLEKULEN
Klassikaal wordt gedemonstreerd hoe je 0,1 M NaCl maakt en welke instrumenten er bij dit soort bezigheden gebruikt worden.
Je moet in elk geval weten wat verstaan wordt onder de volgende begrippen:
bestudeer ook onderstaande foto's van glaswerk:
Een koolstofverbinding (organische chemie) bevat altijd C, vaak H en soms O. Andere elementen zoals N en S laten we hier buiten beschouwing. De formule van de te onderzoeken stof is bijvoorbeeld: CxHyOz
Bij de elementenanalyse bepaal je de hoeveelheid C en H in (milli)gram; omdat je van te voren de massa van de totale stof hebt bepaald, kun je automatisch zien of er ook O in zat en zo ja, hoeveel.
- Je weegt dus zeer zorgvuldig en nauwkeurig een bepaalde hoeveelheid van de te onderzoeken organische stof af (een monster). Vervolgens wordt deze stof met veel zuurstof volledig verbrand; alle C wordt omgezet in CO2 en alle H in H2O.
- De hoeveelheid koolzuurgas en water wordt gewogen.
- Uit de hoeveelheid koolzuurgas bereken je de hoeveelheid C.
- Uit de hoeveelheid water bereken je de hoeveelheid H.
- Nu kun je nagaan of in de oorspronkelijke stof ook nog O zat; zo ja, dan kun je die hoeveelheid O nu ook opschrijven. Als de oorspronkelijke hoeveelheid afgewogen stof méér is dan C + H samen, dan moet er dus ook O in zitten.
Je kent nu de massaverhouding C : H (: O)
Die massaverhouding moet je omzetten in de molverhouding door te delen door de bijbehorende atoommassa's van C, H (en O). Je krijgt op die manier de verhouding x : y : z
Opdracht
Leg uit dat je op deze manier slechts de verhoudingsformule (CxHyOz)n kan bepalen en niet de echte molekuulmassa CxHyOz.
Het koolzuurgas en het water dat bij de elementenanalyse moeten worden bepaald, kunnen als volgt wordenopgevangen en gewogen:
- Eerst wordt het water(g) opgevangen door een hygroscopische stof die voor en na de proef wordt gewogen. Daarvoor kan bijvoorbeeld gebruikt worden: watervrij calciumchloride of watervrij kopersulfaat.
- Daarna wordt het koolzuurgas opgevangen bijvoorbeeld door een sterke base als kalk. Ook dat kalk wordt voor en na de proef gewogen. Het verschil is dan het opgenomen gas.
Opdracht
Iemand verbrandt 100 cc benzine met overmaat droge en zuivere zuurstof. De verbrandingsprodukten worden achtereenvolgens geleid door watervrij calciumchloride en door kalk. Het kalkbuisje wordt 220 gram zwaarder en het calciumchloridebuisje wordt 102 gram zwaarder. Vervolgens wordt 10 cc benzine opgelost in 100 gram aceton; dit veroorzaakt een kookpunt van 57,40 °C.
Bepaal de molekuulformule van deze benzine.
Alle mengsels zijn samengesteld uit twee of meer komponenten. Als de komponenten niet van elkaar te onderscheiden zijn, spreekt men van een homogeen mengsel: alle deeltjes van het mengsel zijn zeer gelijkmatig over de hele ruimte verdeeld. Bij gasmengsels is dit altijd het geval, bijv. lucht. Als één van de komponenten (l) is en het mengsel is helder, dan is het een homogenen oplossing; bijv. suikerwater. De vloeistofkomponent die de hele ruimte vult en die tevens het grootste deel van het mengsel is, noemt men het oplosmiddel; de andere komponent(en) is (zijn) de opgeloste stof(fen), die (s), (l) of (g) kunnen zijn.
Als de deeltjes van één van de komponenten niet gelijkmatig over de ruimte zijn verdeeld, dan spreekt men van een heterogeenmengsel. Voorbeelden: krijt in water, rook, olie + water, piepschuim.
Alleen als de deeltjes van een komponent gelijkmatig over de ruimte verdeeld zijn (homogeen), kan men van die komponent een concentratie berekenen: elke liter van het oplosmiddel bevat dan evenveel molekulen van de opgeloste stof, waar je die liter ook weghaalt.
Opdracht
Kun je de zoutconcentratie van zeewater bepalen? En de zandconcentratie in modder? Leg uit.
Voor heterogeen verdeelde stoffen kan men dus geen concentratie berekenen.
In de scheikunde neemt men als eenheid van concentratie meestal mol/liter = mol.l-1
Als men de concentratie van een stof in de formule wil aangeven wordt dat gedaan met vierkante haakjes: [NaCl]; [O2]
Een ander veelgebruikt woord voor mol/liter (concentratie) is molariteit. Een veel gebruikte afkorting bij de formules is .....M: Stel dat je een zoutzuuroplossing hebt met een concentratie van 0,4 mol HCl per liter water, dan zegt men wel: deze zoutzuuroplossing is 0,4 molair; de molariteit is 0,4 en men schrijft: 0,4M HCl.
Opdracht
Leg uit wat bedoeld wordt met: 10-4M CO2
Als de concentratie van een oplossing bekend is én ook de hoeveelheid oplosmiddel, dan kun je berekenen hoeveel opgeloste stof er totaal in zit:
10 ml 0,1M HCl bevat 0,01 x 0,1 mol HCl
5 liter 0,02M NaCl bevat 5 x 0,02 mol NaCl
Opdracht
Bereken hoeveel gram suiker zit in één kopje (100 ml) 0,3M suikerwater.
Bij concentratieberekeningen moet je altijd op minstens twee stoffen letten: de opgeloste stof wordt gegeven in molen.
Het oplosmiddel wordt gegeven in liters.
Bovendien moet je goed kunnen omrekenen van mol naar mmol, van liter naar ml en omgekeerd:
1 ml = 10-3 l
1 l = 103 ml
1 mol/l = 10-3 mol/ml
Opdracht
Vul in:
- 0,4M NH3 = ....... mmol/l
- 10 ml 0,2 M NaCl = ..... mol NaCl
Opdracht
Een handelsoplossing van zoutzuur bevat 38% puur zoutzuur. De dichtheid is 1,2 g/ml. De molariteit is 12.
Iemand koopt 100 kg van die handelsoplossing.
Hoeveel molekulen HCl heeft hij dan gekocht?
Als ergens scheikundige analyse wordt gedaan blijkt dat de concentraties van vele onderzochte stoffen ver beneden de 1 M te liggen, bijvoorbeeld: 10-3M 3.10-9M enz.
Om met zulke kleine concentraties snel en gemakkelijk te kunnen werken, maakt men in de scheikunde gebruik van de zgn. p-waarde. Wiskundig betekent dit: -log; Men laat het teken én het grondgetal 10 gewoon weg:
p..... = 3 wil dus zeggen: [.....] = 10-3 mol/liter
Opdracht
Wat betekent dus:
- pNaCl = 2
- pNH3= 6
Soms wordt ook de stof zelf verkort opgeschreven; ladingen worden weggelaten, soms nog meer:
- pH = 5 betekent: [H3O+] = 10-5 mol/l
- pOH = 7 betekent: [OH-] = 10-7 mol/liter
Probeer nu leeropdracht A uit te voeren (zie hoofdstuk 7)
Ter herinnering:
- Micronivo: 1 molekuul van een stof weegt M u(nit).
- Macronivo: 1 mol van een stof weegt M gram.
- 1 u(nit) is de gemiddelde massa van één kerndeeltje.
Het rechtstreeks wegen van 1 molekuul is onmogelijk, dus moet molekuulmassa M altijd indirekt, via omwegen, worden bepaald. Eén mol afwegen kan wel, maar dan moet de molekuulmassa M al bekend zijn. Het gaat er nu om hoe je de molekuulmassa van een stof kan bepalen.
De bepaling van M van een onbekende stof begint vaak met nauwkeurig afwegen van een bepaalde hoeveelheid grammen; daar doet men dan proeven mee.
Opdracht
Leg uit waarom het hierbij alleen om onbekende stoffen gaat; en verklaar waarom je een zuivere stof moet hebben.
Voor een goed experiment is nodig dat de te onderzoeken stof homogeen binnen een bepaalde ruimte is verdeeld.
De methode die men toepast is afhankelijk van de toestand van de stof:
- enerzijds vast en vloeibaar (methode I)
- anderzijds gas (methode II)
Indien de stof (s) of (l) is, moeten de molekulen homogeen verdeeld worden. Daartoe wordt die stof:
- opgelost in een geschikt oplosmiddel en van het mengsel bepaal je vervolgens het vriespunt of het kookpunt. (Methode I)
- verdampt. (Methode II)
Opgeloste stoffen beïnvloeden het vriespunt en het kookpunt van een oplosmiddel; een vloeistof kookt en bevriest moeilijker als er vreemde deeltjes in de vloeistof aanwezig zijn.
Opdracht
Noem twee voorbeelden van vriespuntsbeïnvloeding in de winterse praktijk van het dagelijks leven.
- Bij bevriezen moet altijd een rooster worden gemaakt. De vorming van een rooster wordt bemoeilijkt als er vreemde, dus niet in het rooster passende deeltjes aanwezig zijn, d.w.z. als er een stof is opgelost. De roostervorming wordt verstoord. Om toch een rooster te vormen is dan een lagere temperatuur nodig: VRIESPUNTSVERLAGING (v.p.v.of v.p.d.)
- Bij koken van een vloeistof moeten de molekulen aan het oppervlak uit die vloeistof kunnen ontsnappen. Als er vreemde deeltjes van een opgeloste stof aanwezig zijn, dan nemen die een deel van het totale oppervlak in bezit. Het wordt dan moeilijker voor de oplosmiddelmolekulen om uit die vloeistof te ontsnappen: k.p.v. = KOOKPUNTSVERHOGING.
Deze effekten (v.p.v. en k.p.v.) zijn niet zozeer afhankelijk van de aard van de opgeloste deeltjes, dus het is niet belangrijk wat voor deeltjes het zijn (bijv. ionen, atomen, grote of kleine molekulen), maar vooral van de hoeveelheid opgeloste deeltjes (het aantal mol dus).
Opdracht
Leg uit of 0,1 mol suiker (met vrij grote molekulen) het vriespunt van een geschikt oplosmiddel sterker zal beïnvloeden dan 0,1 mol broom (dat vrij kleine molekulen heeft); in beide gevallen nemen we eenzelfde hoeveelheid oplosmiddel.
In het algemeen neemt men bij deze bepalingen niet de gebruikelijk eenheid mol/liter, maar mol/100 gr oplosmiddel.
De hoeveelheid onbekende stof die je afweegt (bijv. p gram) wordt opgelost in een afgewogen hoeveelheid bekend oplosmiddel (bijv q gram). Als je dan het vriespunt of het kookpunt van het mengsel meet (bijvoorbeeld met een zeer nauwkeurige Beckmannthermometer), én je kent het vriespunt/kookpunt van het zuivere oplosmiddel, dan ken je v.p.v. of k.p.v.
De (onbekende) molekuulmassa van de opgeloste stof is M.
Opdracht
Stel dat je de M hebt gevonden nl. 58,44 u en bovendien weet je dat de stof uit ionen is opgebouwd, welke stof is het dan geweest? En waaraan moet je dan denken bij het vaststellen van het aantal mol deeltjes?
Het aantal opgeloste deeltjes is dan p/M. Dit aantal mol deeltjes bepaalt dus de verhoging of de verlaging.
Het aantal mol opgeloste stof is evenredig met de v.p.v. of k.p.v.
v.p.v./k.p.v. ≡ aantal mol opgeloste stof
De hoeveelheid oplosmiddel zal in de praktijk zeker niet altijd precies 100 gram zijn; neem je minder, dan is het effekt sterker, neem je meer oplosmiddel (de boel is dan sterker verdund), dan is het effekt minder. Stel dat je q gram neemt, dan is voor het oplosmiddel een korrektiefaktor nodig: 100/q
v.p.v./k.p.v. ≡ aantal mol opgeloste stof x 100/q
Om van een evenredigheidsteken over te stappen op een = teken, moet een konstante worden ingevoerd die we aanduiden met K*.
Deze konstante K* heet de molaire k.p.v./v.p.v.
De waarde van K* is per oplosmiddel verschillend en kun je vinden in tabellen.
m.k.p.v van water is 0,5; van benzeen 2,5
m.v.p.d. van water is 1,9; van benzeen 5
Opdracht
- Bij welke temperatuur bevriest water als er 1 mol stof in opgelost wordt per 100 gr water?
- Idem voor het oplosmiddel benzeen.
Als een stof uit ionen is opgebouwd, dan splitst die stof bij oplossen in water in meerdere deeltjes (n deeltjes)
v.p.v./k.p.v. = K* x aantal mol opgeloste stof x 100/q · n
of:
v.p.v./k.p.v. = K* · p · 1000 · n
M · q
Opdracht
25 gram stearinezuur wordt opgelost in 100 gram alkohol. Bepaal (als de apparatuur er is) het kookpunt en dus de k.p.v. en bepaal de molekuulmassa van stearinezuur.
Opdracht
Een mengsel van 5,14 mg van stof Y en 251 mg fenol heeft een vriespunt van 38,53oC.
Bereken de molekuulmassa van stof Y.
Opdracht
5 gram van een zout wordt opgelost in 50 ml water. Bepaal (als de apparatuur er is) het vriespunt van dit mengsel en dus de v.p.v.Bereken de molekuulmassa van het zout.
Indien de stof (g) is, heb je per definitie met een homogene stof te maken; een gas is altijd homogeen over de ruimte verdeeld. Ook hier wordt eerst gewogen: een bepaald volume gas wordt gewogen bij bekende temperatuur en druk.
Opdracht
Leg uit hoe je een gas kunt wegen.
Vervolgens weeg je eenzelfde hoeveelheid waterstofgas bij gelijke temperatuur en druk. Je kunt dan uitrekenen hoeveel keer zo zwaar het onbekende gas is als waterstofgas.
Opdracht
Leg uit waarom de gassen X en H2 bij gelijke temperatuur en druk worden gewogen.
Als je weet dat het gas, waarvan je de M wil bepalen, x keer zo zwaar is als waterstofgas dan heet dat getal x: de dampdichtheid DH.
Definitie:
DH = massa van V liter gas (bij t en p)
massa van V liter H2(bij t en p)
Als je bedenkt dat voor gassen bij gelijke t en p altijd geldt dat in een gelijk volume een gelijk aantal molekulen zitten, dan kun je uit die definitie de volgende formule afleiden:
DH = M(gas)/M(H2)
of liever:
M = 2DH
Opdracht
Leid deze formule af uit de definitie.
Opdracht
Je onderzoekt een onbekende stof X(s).
Als je stof X in zoutzuur oplost, ontstaat er een gas A.
Eén liter van dat gas A wordt gewogen : 1,98 gram.
Een gelijke hoeveelheid waterstof bij dezelfde t en p weegt 0,09 gram.
Vervolgens neem je 10,6 gram van stof X en lost die op in 400 ml water.
Het vriespunt wordt gemeten en blijkt 1,4°C te zijn.
Probeer er achter te komen wat stof X is.
5. REAKTIEBEREKENINGEN (zie ook module 07, § 1.4)
Toen lang geleden Jules Verne zijn fantastische reis naar de maan beschreef, somde hij precies op hoeveel kruit er nodig was om de "raketkogel" met de bemanning de nodige kracht te geven om de aarde te kunnen verlaten, hoeveel stoffen er mee genomen moesten worden om daaruit precies de benodigde hoeveelheid zuurstof te maken die de bemanning voor het geplande aantal dagen nodig zou hebben, enz. enz.
Als tegenwoordig zoiets gebeurt dan worden dergelijke berekeningen nog steeds met dezelfde nauwkeurigheid, of beter, gedaan.
Bijvoorbeeld: Een moderne vaste raketbrandstof is hydrazine dat gemaakt kan worden door nauwkeurig afgepaste hoeveelheden ammoniak (in liters gas) en natriumhypo(=onder)chloriet (in grammen) samen te laten reageren tot de gewenste hoeveelheid hydrazine.
Opdracht
Iemand wil een zeepfabriek opzetten. Nodig voor het proces zijn: plantaardige olie, keukenzout, natriumhydroxide, water, energie, gebouwen, enzovoort, enz.
Geef een kort overzicht van het directieplan.
Ander voorbeeld:
Als in een zwavelzuurfabriek zwaveldioxide(g), zuurstof(g) en water(l) gemengd worden om zwavelzuur te maken, dan wordt heel precies berekend hoeveel van elke reaktant nodig is.
Zo zijn er talloze toepassingen te noemen waarbij een bedrijf of een andere instelling op grond van goed kloppende reaktievergelijkingen moet gaan berekenen hoeveel produkt er gemaakt kan worden uit hoeveel reaktant. Als je dit niet doet en je gooit maar willekeurig wat bij elkaar, dan is ten eerste de kans groot dat er heel verkeerde (bij)produkten ontstaan en ten tweede gaat er veel reaktant verloren; economisch gezien zou het gewoon handenvol geld kosten. Een goede bedrijfsvoering vraagt dus om iemand die verstand heeft van reaktieberekeningen.
5.1 Algemeen
Demonstratie:
Klassikaal wordt nu gedemonstreerd enbesproken hoe x gr magnesium oplost involdoende 1M HCl.
Het gas dat daarbij ontstaat wordt opgevangen en gemeten in eengasmeetspuit. Met die bekende hoeveelheidgas, gemeten bij kamertemperatuur moet berekend worden hoeveel magnesium in het zoutzuur werd opgelost.
Als je chemische reakties laat verlopen, is het belangrijk dat je weet hoeveel van de reaktanten nodig is en hoeveel van de produkten er kan ontstaan. Dit is zowel chemisch alsook ekonomisch van groot belang.
Het zijn altijd atomen, molekulen of ionen die bij botsing met elkaar reageren; deze deeltjes kunnen heel verschillend zijn in grootte en in massa (hoeft niet!). Zo kan bijvoorbeeld een groot en zwaar atoom heel goed reageren met een heel klein ion. Uiteraard heeft dat dan gevolgen voor de massaverhouding.
Voor elke reaktie ligt wél vast: hoeveel atomen, molekulen of ionen, dus in welke verhouding ze met elkaar zullen reageren. Dit vaste aantal is af te lezen aan de coëfficiënten van een kloppende reaktievergelijking. Die coëfficiënten in de reaktievergelijking hebben twee betekenissen:
- de mikrobetekenis: aantal ionen, atomen e.d.
- de makrobetekenis: aantal mol
In de reaktie: 2H2 + O2 > 2H2O betekenen de coëfficiënten:
- (mikro): 2 molekulen waterstof reageren met 1 molekuul zuurstof en levert op 2 molekulen water.
- (makro): 2 mol waterstof reageert met 1 mol zuurstof en levert op 2 mol water.
De verhouding 2 : 1 : 2 ligt vast voor deze reaktie en heet de molverhouding.
Een reaktieberekening begint dus altijd met een goede reaktievergelijking.
Opdracht
Laat zien in welke molverhouding calcium en water met elkaar reageren en bereken in welke massaverhouding deze stoffen dus reageren.
Let er op dat een reaktie zelf de coëfficiënten bepaalt. Deze zijn niet afhankelijk van de hoeveelheid stoffen dieje samenvoegt. Zelfs al voeg je 100 mol waterstof bij 1 mol stikstof, dan zal toch de molverhouding van de reaktie blijven :
N
2(g) + 3H
2(g)
2NH
3(g)
dus
1 : 3 : 2
Opdracht
Leg uit dat in bovenstaand voorbeeld niet meer dan 2 mol ammoniak kan ontstaan.
Stoffen die uit ionen zijn opgebouwd (meestal te herkennen aan het feit dat er een metaal in de verbinding zit) zijn in opgeloste vorm in ionen gesplitst; in vaste vorm hebben deze stoffen een ionrooster. Bij reaktieberekeningen gaat het meestal om de hoeveelheden ongesplitste stof, die nodig zijn of die ontstaan. Daarom schrijft men bij dit soort berekeningen de formules van die stoffen liever niet in ionen; dit vergemakkelijkt het rekenen. Je weegt immers ook de hele stof af en niet slechts één ionsoort; een potje met alleen natriumionen bestaat niet.
wel ionen: Na+ + Cl- + Ag+ + NO3-
Na+ + NO3- + AgCl(s)
niet in ionen: NaCl(aq) + AgNO3(aq) NaNO3(aq) + AgCl(s)
Bij berekeningen heeft dus de laatste schrijfwijze de voorkeur. Noteer ook altijd de aggregatietoestand (de fase):(s) (l) (g) (aq). Dit voorkomt veel fouten.
De reaktanten reageren dus in een vaste molverhouding; als die reaktanten niet in deze juiste molverhouding worden samengevoegd reageren ze net zo lang tot één van de reaktanten op is. De rest blijft gewoon over zonder te reageren.
Opdracht
Stel dat je 1 g natrium verbrandt in 100 liter lucht.
Bereken dan hoeveel g produkt er ontstaat en hoeveel liter zuurstofgas er overblijft. (0ºC, 1 atm.)
Voor gassen en voor vloeistoffen gebruikt men vaak een volume-eenheid: liters of mls. Bij de berekening moet men er goed aan denken dat het volume van een vloeistof meestal wordt omgerekend via de soortelijke massa of dichtheid en dat het volume van een gas meestal direkt omgezet kan worden in het aantal molen (als je de temperatuur en de druk van het gas kent).
Opdracht
Bereken hoeveel liter waterstofgas er ontstaat als 10 gr calcium wordt opgelost in voldoende water.
Het gas wordt gemeten bij 0ºC en 1 atm.
Het is verstandig - voor een goed begrip van de praktijk - om aan te geven of de stoffen (s), (l) of (g) zijn (of (aq)):
Ca
(s) + 2H
2O
(l) Ca(OH)
2(aq) + H
2(g)
Deze berekening is ook een voorbeeld om het voordeel te zien van het gebruik van empirische formules boven ionformules. Berekenen gaat over praktische dingen en in de praktijk haal je geen ionen uit een fles, maar neutrale stoffen in hun geheel. Dus ook al doet alleen een Chloride-ion mee, toch weeg je keukenzout af (NaCl).
N.B. Ken je de volgende vergelijking nog: d = g/v?
Gassen hebben ook een dichtheid, maar met een volkomen andere definitie dan de dichtheid van (s) en (l). Alvast goed om iets te weten over gassen: wat voor gas je ook neemt, met grote of kleine moleculen, één mol ervan heeft altijd hetzelfde volume, gemeten bij dezelfde temperatuur en druk.
Of anders: als je 1 liter neemt van een gas, gemeten bij een vaste temperatuur en druk, is dat bij elk gas een gelijk aantal mol. Mol en volume zijn bij gassen dus evenredig.
Wat bij vaste en vloeibare stoffen echt niet opgaat, geldt wel voor gassen: de coëfficiënten van gassen in een vergelijking kunnen zowel gelezen worden als mol én als liters.
Bij gassen geldt: MOLVERHOUDING = VOLUMEVERHOUDING
Opdracht
Welk volume heeft 1 mol gas bij een druk van 1 atm. en een temperatuur van 0ºC?
Als methaan reageert met zuurstof in de verhouding 1:2 (één mol methaan reageert met 2 mol zuurstof), betekent dit tegelijk en automatisch dat, onder gelijke omstandigheden gemeten, 1 liter methaangas reageert met 2 liter zuurstofgas.
Je moet het begrip "MOLARITEIT" goed kennen. Heel vaak komen we de begrippen molariteit of concentratie tegen bij reaktieberekeningen.
Bijvoorbeeld: 10 ml 0,1M HCl reageert met een of andere stof. Je moet dan in staat zijn deze gegevens te verwerken in de berekening.
N.B.
Het is – zeker in het begin – nodig dat je in elke stap alle stoffen meeneemt, om te verzekeren dat je weet wat je aan het doen bent. Dan blijft het concreet; dan blijf je zien waar het over gaat.
Opdracht
|
Wat is de massa en volume (standaardomstandigheden) van koolstofdioxide dat gevormd wordt bij de volledige verbranding van 4,01 g methaan? |
| 1 |
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) |
| 2 |
Onderstreep die stoffen waarover je gegevens hebt of waarover iets wordt gevraagd. CH4(g) + 2 O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g) |
| 3 |
Dus, 1 mol CH4(g) reageert met 1 mol CO2(g) (verhouding is 1:1) |
| 4 |
16 gram CH4(g) produceren 44 gram CO2(g) (hier passen we de molecuulmassa's toe) |
| 5 |
in werkelijkheid hebben we niet 16 gram, maar slechts 4 gram voor de verbranding.
De in te voeren factor is dan: 4/16.
4/16 x 16 gram CH4(g) produceren 4/16 x 44 gram CO2(g)
tenslotte: standaardomstandigheden wil zeggen: bij temperatuur van 25°C en druk van 1 atm. Dan is 1 mol gas = 22,4 liter
1/16 x 44 = 11 gram CO2(g) wordt geproduceerd,
dat is gelijk aan 4/16 mol = 4/16 x 22,4 liter CO2(g) = 5,6 liter |
Opdracht
1 gram Natrium wordt verbrand in 100 liter lucht(0°C en 1 atm.).
Bereken, in grammen, hoeveel zuurstof overblijft.
Opdracht
Een ijzererts bevat 75% ijzer(III)oxide. Bereken de massa van het ijzer dat verkregen kan worden uit 1 ton van dit erts.
Opdracht
Iemand gebruikt aardgas (methaan) om 5 liter water gedurende 15 minuten te koken, om eventuele bacter|ïen te doden.
Daarbij gebruikte ze 5 gram gas.
Bereken de massa, in grammen, van het benodigde zuurstof voor dit hele proces.
Opdracht
Om 1,3 mol aardgas te verbranden, hoeveel mol zuurstof zijn daarvoor nodig?
(alles gemeten bij gelijke temperatuur en druk).
Opdracht
Bereken de hoeveelheid ammoniak en zuurstof (in grammen) die nodig zijn om 3,00 g NO te maken. Een bijprodukt is water.
Opdracht
Geconcentreerd zwavelzuur bevat 96% puur H2SO4. De resterende 4% is water.
Bereken het aantal mol H2SO4 in één liter geconcentreerd zwavelzuur, als je weet dat de dichtheid daarvan 1,84 g/cm3 is.
Opdracht
3 mol chloor en 150 gram ijzer reageren met elkaar en vormen ijzer(III)chloride.
Welke stof is de beperkende stof (gaat helemaal op?): chloor of ijzer?
Opdracht 20
Stikstof en Waterstof reageren in een directe reaktie met elkaar en vormen het product ammoniak, in een industriele reactor met katalysator.
Er vormen zich 1000 gram produkt (ammoniak) met een rendement van 97,8%
De molecuulmassa van ammoniak = 17,0
Hoeveel mol reagens zijn nodig.
In de klas wordt dit onderwerp gestart door een demonstratie en bespreking van een eenvoudige zuurbasetitratie + berekening.
- Eerst wordt die titratie uitgevoerd m.b.v. een pH-meter en een schrijver, waarbij de titreervloeistof in een constant tempo wordt toegedruppeld uit de buret en wel tot ruim voorbij het eindpunt.
- Vervolgens wordt de titratie gedaan m.b.v. een indikator om precies in het eindpunt te stoppen.
- Tenslotte wordt de bijbehorende berekening uitgevoerd en besproken.
Zie voor een aardige inleidende beschrijving ook: http://nl.wikipedia.org/wiki/Titratie
Opdracht
25 ml kaliloog met onbekende concentratie wordt getitreerd met 16 ml 0,27M zoutzuur.
Bereken de [KOH].
Een titratie is een vrij snelle methode om concentraties van opgeloste stoffen te bepalen; daarbij maakt men meestal gebruik van apparatuur waarop volumes van vloeistoffen nauwkeurig af te lezen zijn, zoals: pipetten, maatkolven en buretten. Men spreekt daarom ook van volumetrie.
Aan een reaktievergelijking kun je zien in welke molverhouding de reaktanten met elkaar moeten reageren. Als de reaktanten precies in dié molverhouding worden samengevoegd, spreekt men van equivalente hoeveelheden.
Opdracht
Bereken de equivalente hoeveelheid NaOH voor 0,3 mol zwavelzuur.
Meestal laat men bij een titratie twee opgeloste stoffen voorzichtig met elkaar reageren en stopt men de reaktie meteen op het moment dat equivalente hoeveelheden van de stoffen zijn samengevoegd.
Opdracht
10 ml trijodideoplossing (I3-) wordt getitreerd met 23,9 ml 0,1M thio(S2O32-).
Hoeveel gram jodium (I2) bevatte de oorspronkelijke oplossing per liter?
De concentratie van de titreervloeistof (meestal in de buret) moet nauwkeurig bekend zijn; de concentratie van de andere stoffen kan daaruit dan berekend worden.
Meestal stopt men de reaktie iets te laat; met de laatste druppel titreervloeistof wordt iets teveel toegevoegd. Het praktische eindpunt van de titratie valt dan dus niet voor 100% samen met het theorethische equivalentiepunt. Je voegt dus automatisch iets te veel toe. Voor een betrouwbare bepaling mag de fout niet groter zijn dan 0,5%. In de praktijk betekent dit dat je hoogstens één druppel teveel mag toevoegen op 200 druppels.
Opdracht
Bij een titratie was 3 ml titreervloeistof (uit de buret) nodig (= ± 60 druppels); stel dat je een halve druppel teveel toevoegt, is je titratie dan nauwkeurig genoeg?
Op het moment dat equivalente hoeveelheden stoffen zijn samengevoegd moet je de reaktie stoppen, dus ophouden met toevoegen uit de buret.
| Om dit moment te kunnen waarnemen, is meestal een indikator nodig |
| Bij een zuurbasetitratie: |
een zuurbase-indikator |
| Bij een redoxtitratie: |
een redox-indikator |
een zwak organisch zuur |
een zwakke organische reduktor |
HIn  H + + In - |
Red In n e - + Ox In |
HIn andere kleur dan In- |
RedIn andere kleur dan OxIn |
De kleur van het HIn of In- |
De kleur van RedIn of OxIn |
is pas duidelijk te zien als het evenwicht voldoende links of rechts ligt. |
De kleur die een indikator aanneemt hangt af van de omgeving:
In een zuur milieu(of in een reducerend milieu) liggen bovenstaande evenwichten naar links en overheerst dus de kleur van het HIn (of RedIn).
Per indikator kan dit sterk verschillen. |
Voor gegevens over nog meer indicatoren moet je tabel VIII opvragen.
Opdracht
Leg uit welke kleur fenolrood heeft in kaliloog; is het indikatormolekuul dan neutraal of negatief?
Opdracht
Leg uit welke kleur methyleenblauw heeft in een oplossing van natriumsulfiet; heeft het indikatormolekuul dan de Red- of de Ox-vorm?
Bij zuurbasetitraties hoeft de pH van de eindoplossing niet altijd 7 te zijn; de eindpH is namelijk afhankelijk van de eigenschappen van de produkten. Deze produkten kunnen op hun beurt weer zwakke zuren of basen bevatten.
De volgende vuistregels kunnen worden toegepast:
| titratie van sterk zuur met sterke base: |
pH = 7 |
| titratie van sterk zuur met zwakke base: |
pH < 7 |
| titratie van zwakzuur met sterke base: |
pH > 7 |
Opdracht:
Leg uit waarom bij de titratie van azijnzuur met loog de eindpH > 7 is.
De juiste indikatorkeuze hangt af van de eigenschappen van de produkten én van het omslagtraject van de indikator(tabel VIII).
Je moet de indikator en de titratie op elkaar afstemmen.
Opdracht
Leg uit of methyloranje geschikt is als indikator voor de titratie van azijnzuur met loog.
Soms is het niet mogelijk de concentraties van een bepaalde stof direkt door titratie te bepalen; bijvoorbeeld als zo'n stof gasvormig is, onstabiel of slecht oplosbaar. In zulke gevallen voert men een zgn. indirekte of terugtitratie uit. De stof waar het dan eigenlijk om gaat moet je dan van te voren al laten reageren met iets anders, een vervangende stof. De stof waar het om gaat doet dan aan de eigenlijke titratie niet mee. De vervangende stof wordt wél getitreerd en het aantal mol daarvan moet je uitrekenen.
Daarna kun je, door terug te rekenen, toch bepalen hoeveel van die oorspronkelijke stof aanwezig was.
voorbeeld
Marmer bevat een hoog gehalte aan calciumcarbonaat. Je zou een stof kunnen toevoegen die alleen met het calciumcarbonaat reageert en dat carbonaat zo verwijderen. Stel dat je daarvoor Salpeterzuur gebruikt; je moet er dan wel voor zorgen dat je heel nauwkeurig weet hoeveel salpeterzuur je in het begin hebt toegevoegd. Een deel van dat zuur reageert dan met het carbonaat en de rest blijft over. Als je nu precies weet hoeveel je oorspronkelijk hebt toegevoegd en ook precies hoeveel je over hebt, dan is het verschil precies die hoeveelheid salpeterzuur die met het carbonaat heeft gereageerd. De rest, dus die hoeveelheid die overbleef, die bepaald je door titratie, bijvoorbeeld met Natronloog.
Opdracht
Je weegt precies 10 gram marmer af en brengt dit in 150 ml 1M salpeterzuur. Het gas dat daarbij ontstaat wordt door verwarming verwijderd. Daarna titreer je de rest salpeterzuur met 10 ml 0,2M natronloog. Bereken het gehalte aan calciumcarbonaat in het marmer.
Een veelgebruikte redoxtitratie is een titratie met het koppel: I3/S2O32-(jodium met thio). Deze wordt meestal toegepast bij een indirekte titratie waarbij de te onderzoeken stof vervangen wordt door jodium of door thio, afhankelijk van de vraag of die onbekende stof een reduktor dan wel een oxidator is. Bij deze jodometrische titraties maakt men gebruik van de goedkope en goedwerkende indikator: zetmeel(aq), een stijfseloplossing. Vers zetmeel heeft spiraalvormige molekulen (zie ook module 12, biochemie) waarin de trijodideionen precies passenen zorgen voor een donkerblauwe kleur. Het tri-jodide zelf heeft ook een kleur (geelbruin), maar het verdwijnen of ontstaan daarvan is veel minder duidelijk waar te nemen.
Opdracht
Schrijf op wat je kunt zien als je een jodiumoplossing titreert met thio en je gebruikt wel/geen stijfsel als indikator.
Als je een zuurbasetitratie wil uitvoeren zonder indikator, dan kun je een pH-meter gebruiken en op die meter gedurende de titratie voortdurend het pHverloop
aflezen: in het equivalentiepunt is de pHverandering het grootst, een plotselinge pHsprong treedt op. Van het verloop van die pH kun je eventueel m.b.v. een schrijver een grafiek laten maken (zie hieronder een voorbeeld).
Ook voor redoxtitraties is iets dergelijks mogelijk, maar dan gebruik je geen pH-meter, maar een potentiaalmeter.
Steeds na toevoeging van bijv. 0,5 ml lees je de waarde van de zuurtegraad of van de potentiaal af op de meter en noteert die; je kunt dan zelf op grafiekenpapier een titratiekromme tekenen en daaruit de plaats van het equivalentiepunt afleiden.
Opdracht
Leg uit welke eindpuntsbepaling nauwkeuriger is: met indikatoren of met afleesbare meters.
Opdracht
Wat voor titraties horen bij de drie titratiekrommen in fig.193 tot 195?
Er zijn vele titratiemethoden die later nog behandeld zullen worden. Hieronder worden enkele genoemd:
- neerslagtitraties
- colorimetrische titraties
- zuurbasetitraties
- redoxtitraties
- complexometrische titraties
- coulometrische titraties
- thermometrische titraties
In onderwerp 13 is al gewerkt met logarithmen, negatieve logarithmen en p-waarden.
Het beste is om dat nu nog even op te halen door er mee te oefenen:
- log10-2 = -2 en ook:p10-2 = 2
- log 4.10-2 = log4 + log10-2 = -2 + log4 = -2 + 0,60= -1,40 en ook:p4.10-2 = p4 + p10-2 = 2-log4= 2-0,60 = 1,40
- pX = 3,7 = 4-0,3 = 4-log2,00 dus ook: X = 2.10-4
De reden dat men veel met negatieve logarithmen (p-waarden) werkt ligt in het gegeven dat in de scheikunde de concentraties van stoffen zo klein is. Als je er eenmaal aan gewend bent, zul je merken dat het veel eenvoudiger is om te schrijven:
pH = 6 i.p.v. [H3O+] = 10-6 mol/l
of:
pOH = 8 i.p.v. [OH]= 10-8 mol/l
Altijd als je de concentraties opschrijft, moet je de eenheid mol/l er bij zetten. Als je met de p-waarde werkt hoeft dat niet.
Opdracht
Leg uit of het volgende mengsel neutraal is: 1 mol H2SO4 + 1 mol NaOH
Opdracht
Leg uit welke van de twee oplossingen de laagste pH heeft en meet de pH:
- 1M H2SO4 of 1M HCl
- 1M HCl of 1M HAc
- 0,1M HCl of 1M HAc
In module 9 is al besproken dat water zelf een zwak amfolyt is, dus een zeer zwakke base én een zeer zwak zuur. Als er in water geen andere stoffen zijn opgelost, dan is de pH van dat water bij 25 graden precies 7 en ook de pOH = 7.
Bij het waterevenwicht () behoort uiteraard ook een evenwichtsvoorwaaarde K:
De waterconcentratie is constant.
Opdracht
Leg uit dat de waterconcentratie ±55,5 mol/l is en dat de watersplitsing daaraan praktisch niets verandert.
Uit bovenstaande kan de volgende betrekking worden afgeleid:
K.[H
2O]
2 = [H
3O
+].[OH
-]
K·55,5 = K
w = 10
-7·10
-7 = 10
-14
Kw noemt men de waterkonstante en is bij 25°C : 10-14
Zoals alle evenwichtskonstanten is ook de waterkonstante alleen afhankelijk van de temperatuur.
Opdracht
Meet de pH van gekookt water 1. direkt nadat het heeft gekookt en 2. nadat het weer is afgekoeld.
De formules van b. kun je ook m.b.v. p-waarden opschrijven:
pKw = pH + pOH of in getallen: pKw = 14 = 7 + 7
Als de pH en de pOH aan elkaar gelijk zijn, dus de [H3O+] en de [OH-] zijn aan elkaar gelijk, dan is de oplossing neutraal.
Omdat Kw een konstante is (dus pKw ook) moeten pH en pOH samen altijd 14 zijn
bijvoorbeeld: pH = 5 en pOH = 9.
Als de pH groter wordt, dan wordt de pOH kleiner en v.v.
- Door toevoeging van zuur wordt de [H3O+] groter, dus de pH <.
- Door toevoeging van base wordt de [OH-] groter, dus de pOH <.
Als een zuur(HZ of HA) of een base(Z- of A-) in water wordt opgelost, dan stelt zich een evenwicht in.
HZ is nederlands; HA is engels
Voor zowel het zuur als voor de base (in water) kan men dan een evenwichtskonstante opstellen:
Omdat de [H2O] konstant is (nl. 55,5 mol/l), wordt deze concentratie ondergebracht bij de evenwichtskonstante K
Kz heet zuurkonstante
Kb heet basekonstante
Opdracht
Bereken de pH van:
- 0,1M HAc
- 0,1M NH3
- 0,1M HCl
- Hoe zwakker een zuur, des te kleiner is de zuurkonstante Kz.
- Hoe zwakker een base, des te kleiner is de basekonstante Kb.
(zie hiervoor ook tabel I)
Opdracht
Leg uit waarom sterke zuren en basen in tabel I geen zuur of basekonstante hebben.
Een geconjugeerde base hoort bij een zuur dat één proton heeft afgestaan. In tabel I staan geconjugeerde zuren en basen steeds naast elkaar. Het verschil tussen links en rechts is steeds één proton.
Bij 25°C is het produkt van zuurkonstante en basekonstante van de geconjugeerde stoffen steeds 10-14
Opdracht
Kontroleer dat in tabel I en bewijs vervolgens dat voor geconjugeerde stoffen altijd geldt: pKz + pKb = pKw(=14)
Slecht oplosbare zouten (dus uit ionen opgebouwd met een stevig ionrooster), waarin een base aanwezig is, zullen pas als base optreden als er een sterk zuur bijgegooid wordt:
Cu(OH)
2(s) + 2HCl(aq)
CuCl
2(aq) + 2H
2O
Cu(OH)2(s) geeft in water geen reaktie op een indikator omdat het zo slecht oplosbaar is; de base (de hydroxide-ionen) komt uit zichzelf dan niet vrij.
Opdracht
Leg uit welke pH een mengsel van krijt en water zal hebben.
- Als je een pH-berekening moet maken, stort je dan niet meteen in de berekening, maar kijk eerst goed om wat voor stof het gaat; welke deeltjes zijn aanwezig? Zijn daar zwakke of sterke zuren of basen bij?
- Als het bij de berekening om een zure oplossing gaat, reken dan altijd met de pH en/of met de [H3O+].
- Als het bij de berekening om een basische oplossing gaat, reken dan altijd met de pOH en/of de [OH-].
- Zodra je in een formule (bijv. in Kz) een concentratie [...] in moet vullen, dan moet de eenheid mol/l zijn. Zonodig moet je eerst omrekenen.
Opdracht
Onderstaande vraagstukken kunnen eventueel ook als demonstratieproef dienen. Het betreft het samenvoegen van een bekende hoeveelheid zuur + een bekende hoeveelheid base. Je moet natuurlijk eerst weten of en hoe ze met elkaar reageren. Zoals altijd bij een chemische reaktie zal één van de reaktanten op gaan en van de ander zal wat overblijven (tenzij je in staat bent precies de equivalentehoeveelheden samen te voegen).
Dit soort vraagstukken vormt tevens een inleiding op het volgende onderwerp (titraties).
De manier waarop je te werk moet gaan is als volgt:
- Zorg er voor dat je precies weet hoeveel zuur er gebruikt wordt
- Zorg er voor dat je precies weet hoeveel base er begruikt wordt
- Onderzoek m.b.v. een kloppende reaktievergelijking welke van de twee op gaat en van welke wat over blijft
- Bereken hoeveel er overblijft en reken dit om naar een liter
- Hou voortdurend in de gaten met welke volumes je werkt
- 0,5 liter 1M H2SO4 wordt samengevoegd met 0,5 liter 1M NaOH.
Bereken de pH van de eindoplossing.
- 100 ml 0,05M H2SO4 wordt samengevoegd met 100 ml 0,04M kalkwater.
Bereken de pH voor en na de menging. (25°C)
Eventueel kan deze proef ook worden uitgevoerd bij 100°C.
- 90 ml H2SO4 (met pH = 2) wordt vermengd met 10 ml natronloog met (pH = 12). De temperatuur is 25°C.
Bereken de pH van de verkregen oplossing.
Eventueel kan deze proef ook worden uitgevoerd bij 100°C.
- 50 ml 1M azijnzuur wordt samengevoegd met 50 ml 1M kaliloog.
Bereken de pH van de eindoplossing.
Opdracht
Bereken eerst de pH van 1M azijnzuur en bereken vervolgens de pH van een mengsel met 1 M azijnzuur + 1M natriumacetaat.
Een buffermengsel heeft tot taak de pH van een oplossing zo stabiel mogelijk te houden, ook al wordt er aan die oplossing sterk zuur of sterke base toegevoegd.
In een buffermengsel worden samengevoegd:ongeveer evenveel (zwak) zuur (HZ) als geconjugeerde base (Z); die laatste stof kan bijvoorbeeld worden toegevoegd in de vorm van goed oplosbaar NaZ. Het HZ heeft tot funktie toegevoegde base op te vangen en het Z heeft tot funktie toegevoegd zuur op te vangen. Hoe méér zwak zuur en geconjugeerde base worden samengevoegd, des te méér sterk zuur of base kan worden opgevangen en des te groter is dan de buffercapaciteit.
BUFFERMENGSEL:
Een tamelijk geconcentreerd mengsel van een zwak zuur met de geconjugeerde base
In een oplossing van een zwak zuur geldt altijd:
[H3O+] = [Z-] (die twee ontstaan in gelijke mate uit HZ).
In een buffermengsel echter is veel extra Z- toegevoegd, zodat in een buffermengsel die twee concetraties niet meer gelijk zijn.
- Als er aan een buffermengsel een beetje sterk zuur wordt toegevoegd, dan wordt dit opgevangen door de aanwezige zwakke base Z-.
Opdracht
Noteer de reaktievergelijking voor de toevoeging een beetje hydroniumion (oxoniumion). (De [HZ] wordt iets groter; de [Z-] wordt dan iets kleiner).
- Als aan een buffermengsel een beetje sterke base wordt toegevoegd, dan wordt dat opgevangen door het aanwezige zuur HZ.
Opdracht
Noteer de reaktie als een beetje OH- wordt toegevoegd en leg uit wat er dan verandert aan de hoeveelheden HZ en Z-.
Uit de bekende formule voor Kz (zie onderwerp 18) moet je de zgn. bufferformulekunnen afleiden:
N.B.
Nederlandse manier om een zuur aan te geven is vaak: HZ, terwijl in het engels meestal HA wordt gebruikt.
Opdracht
Beantwoord onderstaande drie vragen:
- is een mengsel van zoutzuur en keukenzout een buffermengsel? Waarom (niet)?
- welke pH heeft een mengsel van 1 mol Natriumoxalaat in 2 liter water?
- welke pH heeft een mengsel van 1 mol Natriumoxalaat +1 mol Natriumwaterstofoxalaat in 2 liter water?
In tabel XI kun je van een groot aantal stoffen opzoeken of ze oplossen in water (en in andere oplosmiddelen) en zo ja, hoeveel er dan maximaal kan oplossen; dus wanneer ze verzadigd zijn.
Voor alle stoffen, dus ook voor zouten, is er een verzadigingspunt. Slecht oplosbare zouten bereiken dit punt zeer snel, goed oplosbare zouten bereiken dit verzadigingspunt pas veel later.
De oplosbaarheid van een zout wordt meestal aangegeven in de eenheid mol/liter, soms in mol/1000 gr.
Opdracht
Kontroleer of de gegevens voor het gehydrateerde aluminiumchloride in tabel 45B met elkaar kloppen.
Als een zout in water (gedeeltelijk) oplost, dan valt het ionrooster (gedeeltelijk) uit elkaar; er ontstaan dan meer deeltjes. Het oplossen is dus afhankelijk van de sterkte van het ionrooster, maar ook van de temperatuur. Bij hogere temperatuur valt meer ionrooster uit elkaar.
Opdracht
Verklaar die invloed van de temperatuur.
Tabel 46 bevat gegevens over slecht oplosbare zouten; zouten dus waarvan het ionrooster slechts voor een (zeer) klein gedeelte uit elkaar valt in water. Er is dan altijd sprake van een heterogeen eenzijdig evenwicht.
Opdracht
Zoek in onderwerp 14 op wat daarmee bedoeld wordt en noteer de evenwichtsvergelijking(ook met s,l, g.aq) + de evenwichtsvoorwaarde voor de splitsing van zilvercarbonaat in water.
Het kleine beetje zilvercarbonaat dat oplost in water(mol/l) heet de oplosbaarheid S bij een bepaalde temperatuur. Let er op dat in dit voorbeeld uit S mol zilvercarbonaat dus gevormd worden: 2S mol zilverionen en S mol carbonaationen.
De ionen verspreiden zich homogeen door de hele oplossing. Omdat het vaste onopgeloste zilvercarbonaat heterogeen aanwezig is mag voor de concentratie daarvan in de evenwichtsvoorwaarde K het getal 1 ingevuld worden.
Opdracht
Leg uit dat de evenwichtskonstante K bij deze slecht oplosbare zouten opgevat kan worden als: het ionenprodukt in een verzadigde oplossing.
Het ionenprodukt (I.P.) in een verzadigde oplossing van een slecht oplosbaar zout noemt men het OPLOSBAARHEIDSPRODUKT KS
In tabel 46 vind je voor een heleboel slecht oplosbare zouten hun oplosbaarheidsprodukt bij kamertemperatuur.
Opdracht
Leg uit of Ks groter of kleiner wordt bij hogere temperatuur.
- Zolang er nog onopgeloste stof op de bodem ligt is de oplossing verzadigd (I.P.= Ks).
- Indien dat niet het geval is, dan kan er nog bij en heet het mengsel onverzadigd (I.P.< Ks).
- In bijzondere gevallen kan er ook een oververzadigde oplossing worden gemaakt (I.P. > Ks).
Je moet in staat zijn S te berekenen uit Ks en omgekeerd: Ks te berekenen uit S.
Opdracht
Er moet nu geoefend worden met dat omrekenen tussen S en Ks.
- Bereken de oplosbaarheid van zilverchloride bij kamertemperatuur in mol/l.
- Bereken de oplosbaarheid van zilvercarbonaat bij kamertemperatuur in gr/l.
- Bereken de oplosbaarheid van zilverfosfaat bij kamertemperatuur in mgr/l.
- Bereken het oplosbaarheidsprodukt van loodchloride in water van 20oC (S=2 gr/l).
- Bereken het oplosbaarheidsprodukt van loodchloride in water van 100oC (S=25 gr/l).
Leeropdracht A: Reaktieberekeningen
| De volgende drie proeven moet je gaan uitvoeren volgens de zes punten van deze leeropdracht: |
Noteer steeds, terwijl je bezig bent, alles wat je doet, waarneemt en wat je er bij denkt (chemisch dan natuurlijk) en maak achteraf een overzichtelijk uitgewerkt verslag.
Zorg er voor dat je van de te onderzoeken stof steeds voldoende in voorraad houdt.
Trek uit elke waarneming steeds voorlopige konklusies, waardoor veel onderzoek overbodig zal blijken te zijn. |
| De 3 aktiepunten voor elke proef zijn: |
De 3 proeven zijn: |
- Weeg nauwkeurig ± 0,25 gram onzuiver calcium af en los dit op in een overmaat water (een bijna volle erlemeyer). Het aantal mls gas dat daarbij ontstaat wordt opgevangen en gemeten in een gasmeetspuit. Bepaal de zuiverheid van het calcium in massaprocenten. (Bij kamertemperatuur is het volume van 1 mol gas: 26 liter).
- Weeg één bruistablet (tegen hoofdpijn e.d.); los deze op in warm water waarvan de totale massa (bekerglas + water) van te voren is gewogen. Dek het bekerglas tijdens de reaktie af met een "horlogeglas" en weeg na afloop opnieuw het reaktiemengsel.
In het bruistablet zitten de stoffen: natriumwaterstofcarbonaat (NaHCO3) en citroenzuur (H3Ci) in de juiste molverhouding, die met elkaar gaan reageren tot ze op zijn. Hoeveel van bovengenoemde stoffen zitten in het bruistablet?
Als de rest van het tablet aspirine is, hoeveel aspirine zat dan in zo'n tablet?
- In kristalsoda (Na2CO3.xH2O) bevindt zich, behalve natriumcarbonaat, ook kristalwater. Weeg nauwkeurig ± 5 gram soda af en los dit op in 50 ml water. Voeg vervolgens ± 5 gram (overmaat) calciumchloride toe; goed roeren en daarna filtreren. Het filter heb je voor de proef gewogen en moet je na de proef opnieuw wegen, maar dan moet het wel eerst gedroogd zijn. Bereken nu hoeveel kristalwater er in soda zit (bereken x).
- (evtl. i.p.v. III.) Je krijgt een brok koper(II)sulfaat van ongeveer 1 à 2 gram . In dit kristal zit evenals bij soda kristalwater ingebouwd. Stel de formule is CuSO4.xH2O, bereken dan x; bedenk zelf een methode.
|
- Een kloppende reaktievergelijking opstellen en de aggregatietoestanden aangeven.
- Onderstreep de stoffen waarover gegevens bestaan en waarover vragen gesteld worden.
De andere stoffen hoef je niet mee te nemen.
Die gegevens worden soms direct, soms indirect gegeven.
De berekening doe je alleen met de onderstreepte stoffen.
- Noteer de molverhouding.
Als je kans ziet om een proef ook echt uit te voeren, dan doe je dat het beste
- Waar nodig zet je mol om in de juiste eenheden (zie gegevens en het gevraagde)
- Voer een omrekeningsfactor in om recht te doen aan de werkelijke hoeveelheden, zoals blijkt uit de gegevens.Zo beëindig je de berekening.
- Kontroleer / Schat of de uitkomst reëel is, of zo'n uitkomst in werkelijkheid zou kunnen.
|
Leeropdracht B: zuur-base reakties
| Voer onderstaande vier proeven uit volgens de vier punten van de leeropdracht: |
Noteer steeds, terwijl je bezig bent, alles wat je doet, waarneemt en wat je er bij denkt (chemisch dan natuurlijk) en maak achteraf een overzichtelijk uitgewerkt verslag.
Zorg er voor dat je van de te onderzoeken stof steeds voldoende in voorraad houdt.
Trek uit elke waarneming steeds voorlopige konklusies, waardoor veel onderzoek overbodig zal blijken te zijn. |
| De 4 aktiepunten voor elke opdracht zijn: |
De 4 opdrachten zijn: |
- Schrijf de formules op van de (opgeloste) stof: [Molekuul-,verhoudings-, ionen- en elektronenformules].
- Is er een zuur of een base aanwezig? Zo ja, welke? Bewijs dat m.b.v. een indicator.
- Voer de taak uit. Noteer de waarnemingen.
- Noteer overzichtelijk alle berekeningen en/of omrekeningen die je hebt gedaan.
|
-
Pipetteer 10 ml wijn en verdun deze 10 x m.b.v. een maatcylinder. Bereken hoeveel molekulen alkohol in deze 10 ml zitten en bereken de alkoholconcentratie.
Alkohol = ethanol = C2H5OH.
Ga uit van het alkoholpercentage op het etiket van de wijnfles.
-
Weeg 1,71 gr suiker af en bereken hoeveel mol en hoeveel molekulen dat is.
Los deze suiker homogeen op tot precies 100 ml water (dus in een maatkolf) en bereken de suikerconcentratie.
(Suiker = C12H22O11)
-
Stel dat een fles azijn 1M Azijnzuur bevat, hoeveel gram zuur zit er dan in een halve fles?
Maak door verdunning ongeveer 0,01M azijnzuur, neem daarvan 10 ml in een erlenmeyer, voeg enkele druppels indikator toe en voeg uit een buret 0,01M NaOH toe tot kleuromslag.
Lees af hoeveel ml NaOH werd toegevoegd.
- Breng precies 10 ml xM HCl in een erlenmeyer; voeg enkele druppels indicator toe.
Voeg 0,01M loog toe tot kleuromslag.
|
Leeropdracht C: titraties
| Het is de bedoeling dat je een aantal van de onderstaande titraties samen met je groepje gaat uitvoeren volgens de 10 punten van deze leeropdracht (in de juiste volgorde!): |
Noteer steeds, terwijl je bezig bent, alles wat je doet, waarneemt en wat je er bij denkt (chemisch dan natuurlijk) en maak achteraf een overzichtelijk uitgewerkt verslag.
Zorg er voor dat je van de te onderzoeken stof steeds voldoende in voorraad houdt.
Trek uit elke waarneming steeds voorlopige konklusies, waardoor veel onderzoek overbodig zal blijken te zijn. |
| De 10 aktiepunten voor elk onderzoek zijn: |
De 6 opdrachten zijn: |
- Maak in een ruime tekening duidelijk welke handelingen er achtereenvolgens moeten worden verricht.
- Zet alle gegevens (formules en rekenkundige gevens) in de tekening bij de betreffende stoffen.
- Schrijf op met welke stof getitreerd wordt.
- Welk reaktietype vindt plaats bij deze titratie?
- Hoe kun je het eindpunt bepalen? Leg uit waarom.
- Schrijf alle reaktievergelijkingen op bij de juiste plaats in de tekening.
- Voer de titratie uit. Was het een direkte of indirekte titratie?
- Start de berekening bij de molariteit van de titreervloeistof, d.w.z. bereken hoeveel mol van de titreerstof uit de buret werd toegevoegd.
- Kontroleer wat er precies gevraagd wordt.
- Voer de rest van de berekening uit en let daarbij op:
- de juiste molverhouding.
- verdunningen
- de juiste eenheden (ml, mol, mmol, mg, l, ml, enz.)
|
- Bepaal door titratie met thio hoeveel gram jodium er is opgelost in een liter trijodideoplossing.
- Bepaal de azijnzuurconcentratie in azijn door titratie met 0,1M kaliloog. Omdat het azijn te geconcentreerd is moet je eerst die azijn heel precies 10x verdunnen en pipetteer dan 10 ml van die verdunde oplossing.
Volgens de warenwet moet er minstens 4 gr azijnzuur in 100 ml azijn zitten; kontroleer of de onderzochte azijn aan de eis der wet voldoet.
- Weeg nauwkeurig ongeveer 2,7 gram kristalsoda af: (Na2CO3.xH2O)
Voeg daaraan toe enkele druppels methylrood + uit een buret zoveel 1M HCl tot duidelijke kleuromslag naar rood (dit is een overmaat). Verwarm de oplossing even om alle CO2 te verdrijven. Daarna moet je terugtitreren met 0,1M KOH. Gebruik de pHmeter, noteer steeds na bijv. 0,5 ml titreervloeistof de pH en maak een grafiek op grafiekenpapier. Bereken x en ook hoeveel kristalwater er in een halve kilo soda zit.
- De molariteit van oxaalzuur(aq) kan op twee manieren door titratie worden bepaald:
- met 0,1M kaliumpermanganaat. Je moet dan ook aanzuren met 1M zwavelzuur en zacht verwarmen bij het begin van de titratie.
- met 0,1M kaliloog.
- De ammoniakconcentratie in een schoonmaakmiddel kun je bepalen door titratie met 0,1M HCl, waarbij je het eindpunt bepaalt m.b.v. een geleidbaarheidsmeter. Noteer dan na elke halve ml titreervloeistof de geleidbaarheid van de oplossing en maak een grafiek.
- Bepaal het vitamine C gehalte van een vitamineC tablet.
|
Leeropdracht D: Buffermengsels
| Volgens de punten I - III moet je met je groepje drie buffermengsels gaan maken en controleren. Daartoe kan gekozen worden uit zes stoffen die in de juiste hoeveelheid moeten worden afgewogen of afgetapt. |
Noteer steeds, terwijl je bezig bent, alles wat je doet, waarneemt en wat je er bij denkt (chemisch dan natuurlijk) en maak achteraf een overzichtelijk uitgewerkt verslag.
Zorg er voor dat je van de te onderzoeken stof steeds voldoende in voorraad houdt.
Trek uit elke waarneming steeds voorlopige konklusies, waardoor veel onderzoek overbodig zal blijken te zijn. |
| De 3 aktiepunten voor elk onderzoek zijn: |
De 6 te gebruiken stoffen zijn: |
- Maak het buffermengsel in een volume van ongeveer 100 ml en met een buffercapaciteit van 1 mol/l.
- Bereken de pH met behulp van de bufferformule en kontroleer je berekening door die pH te meten met een pHmeter of met pH-papier.
- Verdeel het buffermengsel in twee delen van ongeveer 50 ml.
|
- Ammoniumchloride
- azijnzuur
- ammonia
- natriummonowaterstoffosfaat
- natriumacetaat
- natriumdiwaterstoffosfaat
|
