Tabsetter Sk 00.00 Welkom

Deze tabbladenset bevat informatie over de Kennisbank Scheikunde van het Ruud de Moor Centrum (Open Universiteit Nederland).

Toelichting Doelstellingen Deze kennisbank scheikunde is bedoeld ter ondersteuning van zij-instromers en andere beginnende docenten uit alle sectoren van het voortgezet onderwijs. De beschreven vakinhoud zien we als de minimale parate kennis die een beginnend docent moet hebben om het vak te kunnen geven. We zien de kennisbank als een bron van vakkennis en bijbehorende didactische aanwijzingen voor de docent, waar hij/zij naar specifieke behoefte uit kan putten. Sommige teksten zijn wellicht ook voor leerlingen geschikt, maar dat is niet de opzet. In het didactiekdeel zit hier en daar wel leerlingenmateriaal of verwijzingen daarnaar. Werkwijze De vakinhoudelijke concepten hebben we zoveel mogelijk gekoppeld aan vakdidactische kennis en/of aan kennis over misconcepties (alternatieve concepties) bij leerlingen. Hiertoe maken we gebruik van een schermpresentatie met tabbladen, die we hebben voorzien van onderwerpmenu’s. Afhankelijk van het thema hebben we ook tabbladen met andere kenniselementen toegevoegd (zoals verdieping, toetsen, kennis over preconcepten, etc.). Voor een aantal thema's hebben we sets met toetsen apart toegevoegd en toegelicht (zie update 22 dec. 2010 onder het tabblad 'Nieuw'). Bijdragen van gebruikers Wij stellen het op prijs dat gebruikers van de kennisbank feed-back geven. Dat kan in de vorm van opmerkingen, voorstellen voor wijziging of verbetering etc. U kunt ook voorbeelden aanleveren uit de dagelijkse praktijk: opgaven, demonstratieproeven, practica, ervaren misconcepten. Deze kant-en-klare voorbeelden kunnen wij direct plaatsen in een uitstapje bij de betreffende paragraaf achter een knop 'Schoolvoorbeeld'. De voorbeelden kunt u aanleveren in een Word- of PDF-document. Een voorbeeld is te vinden in paragraaf 11.03 onder het tabblad 'Berekeningen' (menu rechts). Nieuwe toevoegingen Nieuwe toevoegingen aan de kennisbank kunt u ook vinden onder het tabblad 'Nieuw'. Auteurs Dr. I. Holtkamp, Faculteit Natuurwetenschappen, Open Universiteit Nederland, Den Haag Dr. J. de Dobbelaere, Fontys Lerarenopleiding, Tilburg Dr. J. Lutgerink, Ruud de Moor Centrum, Open Universiteit Nederland, Heerlen Programmatuur Turpin Vision, Eindhoven Algemene voorwaarden, copyright, privacy, disclaimer Te vinden binnen de RdMC-portal, onder ‘Over deze site’ ContactOpmerkingen en commentaar zijn welkom!jan.lutgerink@ou.nl

Toelichting voor studenten NW van de OU Ondersteuning cursus Scheikunde voor milieuwetenschappen De vakinhoud, die beschreven is in de thema’s 1 t/m 10, zien we als de minimale voorkennis scheikunde die een beginnend student moet hebben om de cursussen 'Scheikunde voor milieuwetenschappen 1 en 2' te kunnen bestuderen. Bij deze cursussen gaan we uit van scheikundekennis op het niveau van de vijfde klas havo. Nu is het goed voorstelbaar dat de veronderstelde voorkennis bij de student deels ontbreekt of diep is weggezakt. De student kan deze kennis dan aanvullen/opfrissen door een aantal van de betreffende thema's van de kennisbank door te nemen. Auteurs Dr. I. Holtkamp, Faculteit Natuurwetenschappen, Open Universiteit Nederland, Den Haag Dr. J. de Dobbelaere, Fontys Lerarenopleiding, Tilburg Dr. J. Lutgerink, Ruud de Moor Centrum, Open Universiteit Nederland, Heerlen Programmatuur Turpin Vision, Eindhoven Algemene voorwaarden, copyright, privacy, disclaimer Te vinden binnen de RdMC-portal, onder ‘Over deze site’ ContactOpmerkingen en commentaar zijn welkom!jan.lutgerink@ou.nl

Status Doorontwikkeling vakinhoudelijk deel De kennisbank blijft in ontwikkeling. Er zijn nu zestien thema’s vakinhoudelijk uitgewerkt. Er ontbreken nog enkele thema’s die met name voor het lesgeven in de bovenbouw van belang zijn. We denken aan biochemie, thermodynamica, kwantummechanisch atoommodel, reactiekinetiek en polymere materialen. Ontwikkeling van deze thema’s (vakinhoudelijk en vakdidactisch) willen we doen in samenwerking met het veld: lerarenopleiders, studenten, ervaren en beginnende docenten en andere deskundigen. Ook verdere ontwikkeling en uitbouw van de huidige inhoud leent zich voor deze aanpak. Studenten van de Fontys Lerarenopleiding Tilburg hebben op die manier aan enkele thema’s een bijdrage geleverd. Voor verwerkte bijdragen verwijzen we ook naar updates onder het tabblad 'Nieuw'. Doorontwikkeling vakdidactisch deel We zijn nog niet tevreden met de inhoud onder de didactiektabbladen. Het is nog een te bonte verzameling van didactische aanwijzingen, beschrijving van misconcepten, leerlingenmateriaal, verwijzingen, extra vakinhoud, literatuur etc. Soms zijn er aparte tabbladen over preconcepten of misconcepten, berekeningen of verdieping, soms staan deze onderwerpen onder Didactiek. Kortom, we streven naar meer eenduidigheid, lijn en uitbreiding van het vakdidactisch deel van de kennisbank. Dit is ook een aandachtpunt bij het genereren van updates. Van de thema’s Elektrochemie en Koolstofchemie ontbreekt het tabblad Didactiek nog.

Navigatie Organisatie inhoud (1): thema's, subthema's en tabbladen De inhoud van de kennisbank is te vinden in 'boeken' die elk een thema bevatten (inhoudsopgave links). Klikken op de titel van een boek biedt zowel een korte samenvatting van het thema (middenframe) als een themaindeling. Zo bestaat thema 2 ('Atomen en moleculen') uit vier subthema's: De inhoud van elk subthema bestaat doorgaans uit een set tabbladen. Het eerste tabblad bevat altijd informatie over een vakinhoudelijk begrip. Andere tabbladen bevatten bijbehorende didactische kennis, verdieping, toetsen, (les)voorbeelden, etc., afhankelijk van het subthema. Voor 'De bouw van een molecuul' zijn bijvoorbeeld twee kenniselementen beschikbaar: Voor een subthema uit thema 3 zijn bijvoorbeeld 4 kenniselementen beschikbaar:   Het tabblad 'preconcepten' gaat in dit geval over onderzoek naar preconcepten bij kinderen van 4 - 12 jaar over het vakinhoudelijk begrip dat is te vinden onder het tabblad vakinhoud (Fase-overgangen, microscopisch).  Organisatie van inhoud (2); details in menu's en submenu's Gedetailleerdere informatie is binnen tabbladen opgenomen in menu's en submenu's (rechts van het middenframe), bijvoorbeeld in subthema 13.1 ('Redoxreacties 1'): Een donkerder gekleurd pijltje duidt op aanwezigheid van subitems. Klik ook altijd op de titel van het betreffende hoofdmenu-item om de inhoud ervan niet te missen. Oriëntatie/kruimelpad De inhoudsopgave geeft altijd aan in welk 'boek' of in welke 'paragraaf' u zich bevindt (blauwe arcering; zie voorbeelden). Een kruimelpad (boven de groene balk) laat bovendien zien welke route u volgt binnen boeken, documenten (inclusief documenten binnen tabbladensets en menu’s); zie voorbeelden. Navigatie binnen tabbladensets Bij het openen van een tabbladenset uit de inhoudsopgave links, komt u automatisch terecht bij de samenvatting van het eerste tabblad (het tabblad Vakinhoud). Maak van hieruit eventueel een keuze voor een ander tabblad. De samenvatting van het document verandert hierdoor veelal niet, maar de inhoud van het menu rechts verandert wel, afhankelijk van het type tabblad (let op: titels van menu-items op vakinhoudelijke en vakdidactische tabbladen kunnen overeenkomen).

Zoeken Zoeken in tekst, zoekresultaat verbergen en weer oproepen Met het zoekvenster rechtsboven kunt u vrij zoeken naar woorden in de tekst. Kies een relevant woord en vink 'Zoek de volgende tekst' aan en vul het woord in. Klik dan op 'zoek'. Er verschijnt een uitklapmenu met een overzicht van documenten, waarin het woord zich bevindt. De documenten zijn gerangschikt naar thema. Het overzicht kunt u ook weer verbergen ('Verberg zoekresultaten' op groene balk) en later weer oproepen ('Toon zoekresultaten'). Zoekresultaat bekijken In het overzicht van documenten is ook aangegeven in welke thema's de documenten zich bevinden en hoeveel hits er te vinden zijn per document. Aanklikken van een document laat niet alleen het gezochte woord of begrip zien (rood gemarkeerd), maar tegelijk de positie van het document in de inhoudsopgave (blauw gemarkeerd). Op deze manier is telkens te volgen in welke context het gezochte woord of begrip zich bevindt (thema, tabblad, document, knop, subknop, titel, tekstblok, bijschrift figuur, etc.).

Bronnen Als primaire bronnen voor Vakinhoud zijn gebruikt: Scheikunde, de basis, door J. Hondebrink (1998) Scheikunde 3v, 4v, 5v en 6v, door J.W. Storm van Leeuwen (1990-1994) Verder raadplegen we andere methodes, vakliteratuur en websites. Belangrijke bronnen voor Misconcepties/Didactiek: Student Alternative Conceptions in Chemistry(Originally: Student Misconceptions and Preconceptions in Chemistry) Christopher Horton Assumption Colege, Worcester, MA 01602, with other members of the Modeling Instruction in High School Chemistry Action Research Teams at Arizona State University: June 2001, August 2002 and August 2004http://www.daisley.net/hellevator/misconceptions/misconceptions.pdf Beyond Appearances: Students’ misconceptions about basic chemical ideasVanessa Kind (2004) School of Education, Durham University, Durhamhttp://www.rsc.org/education/teachers/learnnet/pdf/LearnNet/rsc/miscon.pdf Chemical misconceptions - prevention, diagnosis and cure Keith Taber (2002) Royal Society of Chemistry, London Misconceptions in Chemistry Hans-Dieter Barke, Al Hazari, Sileshi Yitbarek (2009) Springer-Verlag, Berlin/Heidelberg Chemical Education: Towards Research-based Practice Edited by John K. Gilbert, Onno de Jong, Rosária Justi, David F. Treagust, Jan H. van Driel (2002) Kluwer Academic Publishers, Dordrecht/Boston/London Onderstaande boeken zijn de bron voor veel figuren, al dan niet gemodificeerd: Chemistry, McMurry & Fay, 4th Edition (2004) Prentice Hall, Pearson Education General Chemistry, Petrucci, Harwood & Herring, 8th Edition (2001) Prentice Hall, Pearson Education Chemistry, Matter and Its Changes, Brady & Senese, 4th/5th Edition (2004/2009) Wiley Higher Education Principles of Modern Chemistry, Oxtoby, Gillis &  Campion, 6th Edition (2008) Brooks/Cole, Cengage Learning, Thomson Higher Education Het veelgebruikte plaatje van het schoolbord is afkomstig van GlassGiant.com Allerlei verschillend materiaal, nauwelijks door ons gebruikt, is te vinden in de bronnengids van NVON en bij Digischool.

Update 22 december 2010 Inbouw meerkeuzetoetsen scheikunde Deze update is onder meer het resultaat van een combinatie van de kennisbank scheikunde en de toetsenbank scheikunde, die we eerder afzonderlijk publiceerden. We hebben deze kennisbanken 'in elkaar geschoven' en op elkaar afgestemd binnen de auteursomgeving van content-e en vervolgens gepubliceerd. Nadere omschrijving toetsen Drs. J. van Enckevort, voormalig docent scheikunde aan het Maaslandcollege in Oss, ontwikkelde de toetsen. Het betreft sets met meerkeuzevragen over verschillende onderwerpen voor 3/4/5 havo of 3/4/5/6 vwo. Elke set meerkeuzevragen heeft twee toetsversies met identieke toetsvragen, die in een andere volgorde staan. Van Enckevort koppelde ze aan enkele gangbare scheikundemethodes (Chemie, Chemie Overal, Curie en Pulsar) en voorzag ze van bijlagen, die van belang zijn voor toetsanalyse en -evaluatie. Naast toepassing kunnen deze bijlagen ook belangrijke voorbeelden of hulpmiddelen zijn bij het ontwikkelen en evalueren van nieuwe toetsen of toetsvragen.  Beschikbare toetsen en bijlagen vatten we als volgt samen: Toetsen 3 havo/vwo De toetsen voor 3 havo/vwo betreffen eind- of profieltoetsen. Ze zijn voorzien van toetsanalysebladen, antwoordsleutels en modellen voor de omzetting van een score in een cijfer. Voor profieltoetsen zijn er ook puntentellingen gegeven voor advisering bij de profielkeuze. Toetsen 4/5 havo of 4/5/6 vwo De toetsen voor 4/5 havo of 4/5/6 vwo zijn onderwerptoetsen die zijn voorzien van docenthandleidingen, diagnosebladen met leeradviezen voor leerlingen, toetsanalysebladen, scoreprofielen, antwoordsleutels en modellen voor de omzetting van een score in een cijfer. Overzicht toetsen Aparte overzichten van toetsen voor 3 havo/vwo respectievelijk 4/5 havo en 4/5/6 vwo vindt u in het linkermenu, onderaan. Onderwerptoetsen voor 4/5 havo en 4/5/6 vwo zijn tevens ondergebracht en toegelicht bij de volgende thema's: 07 Chemische binding 09 Zouten 10 Rekenen in de chemie 11 Reactiesnelheid en chemisch evenwicht 12 Zuren en basen 13 Redoxreacties 15 Koolstofchemie: stoffen en reacties

Stand van zaken per 10 mei 2010 Bijdragen van studenten Aan thema 14.01 (Elektrochemische cellen) is een nieuw tabblad toegevoegd over misconcepten bij stroomdoorgang in elektochemische cellen. Het betreft een deels geredigeerde, systematische beschrijving van een masterstudent van de Fontys Lerarenopleiding Tilburg met aanvullingen. Hierbij komt het volgende aan de orde: omschrijving van het misconcept, mogelijke oorzaken van het misconcept, samenvattingen van onderzoek, tips om het misconcept te voorkomen / te corrigeren. Ook aan thema 10.05 (Rekenen aan reacties) is een nieuw tabblad toegevoegd: Animaties / Applets. Het bevat drie beschrijvingen van animaties/applets met een beoordeling en tips voor het gebruik ervan in de klas. Ook hier is de basis het werk van enkele masterstudenten van FLOT Tilburg, geleverd in het kader van een cursus Vakdidactiek. Preconcepten rond het thema 'Fasen en fase-overgangen' (thema 3) Alle paragrafen van thema 3 (Fasen en fase-overgangen) zijn voorzien van een tabblad met samenvattingen van onderzoek rond preconcepten bij kinderen van 4 - 12 jaar over de begrippen fase en fase-overgang. De betreffende documenten zijn bewerkingen van delen uit een uitgebreide literatuurstudie door Boersma, van Graft en Knippels over (pre)concepten rond natuurwetenschappenlijke thema's, aangevuld met gegevens uit ander onderzoek. De bewerkingen betreffen vooral redactie, structurering en verkorting van tekst, splitsing van tekst in korte documenten en afstemming van documenten met vakinhoud en vakdidactiek rond dezelfde begrippen. Op deze manier hopen we twee doelen te bereiken: Koppeling van kennis over de ontwikkeling van begrippen bij kinderen aan vakinhoudelijke en vakdidactische kennis, die nodig is om de natuurwetenschappelijke realiteit aan leerlingen over te dragen. Op die manier ontstaat een beter beeld van de wijze waarop misconcepten tijdens zo'n overdracht kunnen ontstaan. De geïntroduceerde kennis uit te breiden of aan te passen met samenvattingen van resultaten van recenter onderzoek, zodat kennis niet alleen gecondenseerd, maar ook geactualiseerd beschikbaar is. Thema 3 toont een eerste voorbeeld van zo'n uitbreiding. Voor zover relevant zullen we ook andere thema's uitbreiden met kennis over preconcepties bij kinderen. We hebben ook al een voorbeeld geplaatst in thema 5 (Preconcepten 05.05).

Eenheden en meten Voor een experimentele wetenschap als scheikunde schiet onze alledaagse kennis over het meten vaak te kort. We gaan daarom in op de belangrijkste aspecten van het meten in de scheikunde. Welke grootheden en eenheden zijn van belang? En hoe rekenen we met meetwaarden van scheikundige hoeveelheden, volumes, temperaturen, molecuulgrootte, etc.

01.01 SI-eenheden

SI-eenheden Bij een getalwaarde van een grootheid horen eenheden. Meten is vergelijken met een standaardeenheid. De standaarden die we gebruiken zijn de SI-standaarden. SI is een afkorting van 'Système International d'Unités' (Internationaal Stelsel van Eenheden). Over de hele wereld gebruiken we SI-eenheden voor de basisgrootheden lengte, massa, tijd, stroomsterkte, temperatuur, lichtsterkte en hoeveelheid stof. Van deze basisgrootheden kunnen weer andere grootheden worden afgeleid, zoals volume en dichtheid.

Basisgrootheden SI-basisgrootheden en hun eenheden Er zijn zeven - onderling onafhankelijke - basisgrootheden met bijbehorende eenheden in het SI-stelsel (zie onderstaande tabel en BINAS tabel 3). Deze eenheden zijn nader beschreven op een website van Oscar van Vlijmen: SI-eenheden. Alle andere grootheden hebben een eenheid die afgeleid is van één of meer van deze (grond)eenheden. We noemen deze grootheden afgeleide grootheden. SI-Basisgrootheden en hun eenheden Woordenboek meeteenheden Schrijfwijze van grootheden, eenheden en maatgetallen Grootheden en eenheden Symbolen van grootheden drukken/schrijven we steeds cursief en maatgetallen en eenheden drukken/schrijven we recht, bijvoorbeeld: P = 60 W; I = 4,5 A. Na de symbolen van de eenheden plaatsen we nooit een punt, tenzij op het einde van een zin. Eenheden die voluit geschreven zijn, beginnen niet met een hoodletter, zelfs niet als de eenheid van een eigennaam is afgeleid, bijvoorbeeld: seconde, ampère, volt, ohm, watt, newton, joule. Eenheden krijgen nooit een meervoud; dus 220 volt en niet 220 volts Bij samengestelde eenheden waarin een product voorkomt, mogen we het vermenigvuldigingspunt weglaten, als er geen gevaar is voor verwarring: bv: kg.m/s² maar ook kgm/s². Om afzonderlijke maatgetallen te onderscheiden is het gebruik van het maalteken (x) duidelijker: bv: 7,4 .104 x 2,8 .10-2. Schrijfwijze van afkortingen van grootheden en eenheden (Taalunie) Maatgetallen  Als exponent van het grondtal 10 gebruiken we steeds 3 of een veelvoud van 3. Die exponent kan positief of negatief zijn. Maatgetallen die verdeeld zijn in groepen van 3 cijfers noteren we met een spatie tussen de groepen (geen punt!). De voordelen van deze schrijfwijze zijn: De leesbaarheid wordt gemakkelijker; bv: 6 800 000 W schrijf je als 6,8 .106 W = 6,8 MW (het aantal significante cijfers wordt hier nog buiten beschouwing gelaten) Er is gemakkelijk aanknoping met de voorvoegsels M, k, m, µ enz. vb: 625 .103 W lees je als 625 kW. Bron

Afgeleide grootheden Voorbeelden van afgeleide grootheden zijn volume, dichtheid en druk. Volume  De inhoud of het volume (symbool V) is een voorbeeld van een afgeleide grootheid, omdat het kan worden uitgedrukt in één van de zeven basisgrootheden: lengte. Hierdoor is 'automatisch' de bijbehorende eenheid vastgelegd, zodat de SI-eenheid van volume de kubieke meter (m3) is. In BINAS tabellen 4, 5 en 38A staan afgeleide grootheden met hun eenheden in het SI-stelsel. In de scheikunde wordt echter als volume-eenheid meestal de liter (symbool L) gebruikt: 1 L = 1 dm3 = 0,001 m3 = 10-3 m3 of 1 m3 = 1000 dm3 = 1000 L ( Visualisatie , bron: Petrucci, General Chemistry) In laboratoria is een liter nog veel. Daar wordt met de eenheid cm3 of milliliter (symbool mL) gewerkt: 1 cm3 = 0,001 dm3 = 10-3 dm3 = 1 mL = 0,001 L. Tegenwoordig wordt in veel laboratoria gewerkt met nog veel kleinere volumes, vooral wanneer er maar heel weinig van een stof beschikbaar is of weinig van een stof nodig is. Dan wordt de microliter, µL, gebruikt: 1 µL = 10-3 mL =10-6 L. In plaats van mL wordt ook nog wel de cc gebruikt, een Engelse afkorting van kubieke centimeter; 1 cc = 1 cm 3 = 1 mL. De cilinderinhoud van motoren geven we aan in cc's. Ook in ziekenhuizen en kookboeken rekenen we vaak in cc's. Dichtheid Een ander voorbeeld van een afgeleide grootheid is dichtheid. Het officiële symbool voor dichtheid is ρ (spreek uit: ro), maar je vindt ook vaak de kleine letter d. De dichtheid van een stof is de massa van een bepaalde hoeveelheid stof gedeeld door het volume van die hoeveelheid stof (massa per volume): ρ = m/V. Je kunt voor massa en volume verschillende eenheden kiezen, maar de SI-eenheden zijn de kilogram en de m3. De officiële eenheid voor dichtheid is dus kg/m3 of kgm-3. Druk Vroeger was de eenheid van druk (symbool p) de atmosfeer en de standaarddruk was 1 atm. De eenheid atmosfeer is geen SI-eenheid. In het SI-stelsel is de eenheid van druk de pascal, symbool Pa. Omdat de pascal zo klein is werken we meestal met 105 Pa = 1 bar. De pascal is een afgeleide eenheid: 1 Pa = 1 Nm-2. Het verschil tussen bar en atm is klein: 1 atm = 1,01 bar. Gezien de mate van nauwkeurigheid waarmee wij werken mogen we de standaarddruk p0 van 1 atm gelijk stellen aan 1 bar.

Temperatuur Eenheden De algemeen gebruikte eenheid voor de grootheid temperatuur (symbool T) is de graad celsius, °C. In de natuurwetenschappen gebruiken we daarnaast ook de kelvin, symbool K. De kelvin (niet: graad kelvin) is de officiële SI-eenheid. Temperatuurschalen De temperatuurschalen van Celsius en Kelvin verschillen alleen in de keuze van het nulpunt. In de celsius-schaal is de temperatuur van een ijs-water mengsel op 0 °C gesteld; die van kokend water op 100 °C. In de kelvin-schaal is het nulpunt (0 K) het absolute nulpunt van temperatuur, de laagst mogelijke temperatuur. Het verband tussen beide nulpunten is: 0 K = − 273,15 °C. Gezien de nauwkeurigheid waarmee wij hier werken ronden we dit af op 0 K = − 273 °C, of 0 °C = 273 K. Met behulp van zeer ingewikkelde apparatuur kunnen we temperaturen bereiken die heel weinig afliggen van 0 K, tot zelfs 0,00000005 K; het absolute nulpunt zelf is onbereikbaar. Temperaturen in °C geven we aan met de kleine letter t, temperaturen in kelvin met de hoofdletter T. De temperatuur in K noemen we ook wel de absolute temperatuur.

Voorvoegsels Internationaal geldt de meter als officiële eenheid van de grootheid lengte met als symbool m. Om heel grote en heel kleine afmetingen aan te geven worden bepaalde voorvoegsels (vermenigvuldigingsfactoren) gebruikt. Bekend zijn: kilo, symbool k, 1000 x groter dan een meter, en milli, symbool m, 1000 x kleiner dan een meter, of 0,001 x zo groot. Een kilometer (km) is dus 1000 m en 1 millimeter (mm) 0,001 m. In plaats van 1000 schrijven we vaak 103 en 0,001 noteren we als 10-3. Dit gebruik van machten van tien wordt de wetenschappelijke notatie genoemd. De voorvoegsels worden behalve voor de meter ook voor de eenheden van andere grootheden gebruikt. In BINAS tabel 2 staan alle internationaal afgesproken vermenigvuldigingsfactoren. De voorvoegsels deca (10 x) en hecto (100 x) worden maar weinig gebruikt. De voorvoegsels deci (0,1 x) en centi (0,01 x) zijn wat bekender. De voorvoegsels femto (10-15 x) en atto (10-18 x) worden alleen gebruikt in speciale gebieden binnen de scheikunde, bijvoorbeeld in gebieden waar het gaat om de gevoelige detectie van stoffen (toxicologie, bepaalde moleculair biologische technieken). In wetenschap en techniek wordt bij voorkeur gewerkt met derde machten van tien. Voor heel kleine lengtes wordt ook de Ångström, symbool Å, nog wel gebruikt; 1 Å = 10-10 m = 0,1 nm. Ook komt de naam micron (μ, uitgesproken mu) nog veel voor; 1 μ = 10-6 m. Deze eenheden zijn tegenwoordig officieel niet meer toegestaan.

Overzicht Op de volgende site vindt u een uitgebreid overzicht van het SI-eenhedenstelsel: Meer over SI-eenheden

SI-eenheden Bij een getalwaarde van een grootheid horen eenheden. Meten is vergelijken met een standaardeenheid. De standaarden die we gebruiken zijn de SI-standaarden. SI is een afkorting van 'Système International d'Unités' (Internationaal Stelsel van Eenheden). Over de hele wereld gebruiken we SI-eenheden voor de basisgrootheden lengte, massa, tijd, stroomsterkte, temperatuur, lichtsterkte en hoeveelheid stof. Van deze basisgrootheden kunnen weer andere grootheden worden afgeleid, zoals volume en dichtheid.

Grootheden en eenheden Verschil tussen grootheden en eenheden Ga eerst na of leerlingen het verschil weten tussen grootheden en eenheden. Geef een voor de hand liggend voorbeeld, bijvoorbeeld met respectievelijk de grootheid temperatuur en de eenheid graad celsius. Definitie van een grootheid: een grootheid is een begrip, dat zich leent voor getalsmatige vastlegging en verwerking. Toelichting: we hebben het hier over elk begrip dat een kwalitatieve uitspraak bevat over een kenmerk van iets dat we op een numerieke schaal kunnen ordenen en meten. Elke grootheid heeft een naam, een waarde en een eenheid. Met de eenheid maken we de waarde van een grootheid begrijpelijk; bij de grootheid afstand hoort de eenheid meter. Gebruik symbolen Wijs leerlingen op het belang van het symbool L voor liter (een kleine letter l is niet fout, maar kan verwarring geven met het cijfer 1).

Afgeleide grootheden Maak leerlingen duidelijk dat bij afgeleide grootheden ook afgeleide eenheden horen. Een afgeleide eenheid voor de afgeleide grootheid volume is de liter. Dichtheid Maak duidelijk dat dichtheid ons in staat stelt om massa of volume uit te rekenen; als de massa bekend is dan kunnen we het volume uitrekenen en omgekeerd. Mogelijke misconcepten Veel leerlingen hebben problemen met het werken met dimensies in de scheikunde. Leerlingen verwarren massa vaak met gewicht. Ook volume en dichtheid geven nogal eens problemen. Volume Leerlingen maken met oppervlakte en volume nog wel eens fouten door een getal en eenheid niet beiden tot eenzelfde macht te verheffen. Bijvoorbeeld, (3 cm)3 is niet 3 cm3 of 27 cm, maar 33 cm3 = 27 cm3. Dichtheid Leerlingen verwarren dichtheid nogal eens met massa. Een kilo veren is in hun ogen dan bijvoorbeeld lichter dan een kilo goud. Vaak helpt de volgende uitleg: "Een kilo veren weegt hetzelfde als een kilo goud, maar goud neemt minder ruimte in beslag omdat het een grotere dichtheid heeft, dat wil zeggen de verhouding massa/volume is groter". Leerlingen hebben nogal eens de neiging om massa en dichtheid aan elkaar gelijk te stellen.

Temperatuur De eenheid graad Celsius Leerlingen zijn door praktijkervaring veelal bekend met de grootheid temperatuur en met de eenheid graad celsius. Ze kunnen zich ook een voorstelling maken van de twee temperatuur-ijkpunten die in de 18e eeuw werden gekozen door de Zweed Anders Celsius en corresponderen met het vries- en kookpunt van water (nl. 0 en 100 graden). (De term graad was vroeger populair; Amerikanen noemen een graad celsius vaak 'centigrade'). Het begrip temperatuur kan voor leerlingen ook worden benaderd vanuit andere praktijkervaringen. Onze lichaamstemperatuur is 37 °C. De temperatuur van de lucht in Nederland ligt, over het hele jaar gezien, tussen - 10 en + 30 °C. In de keuken is het in het vriesvak van een driesterrenkoelkast - 22 °C. Een oven kunnen we op ca. 200 °C stoken. Ook bak- en frituurvet verhitten we tot maximaal 200 °C. Etc. De eenheid Kelvin De eenheid K voor de grootheid temperatuur is voor leerlingen veel minder bekend. Het symbool K staat voor Kelvin en niet voor graad Kelvin. De naam is afkomstig van Lord Kelvin, een Engelse geleerde uit de 19e eeuw, die Sir William Thomson heette vóórdat hij vanwege zijn verdiensten in de natuurkunde in de adelstand werd verheven. Het symbool is dus K en niet °K. Meer over de eenheid Kelvin Verband tussen de graad Celsius en de Kelvin Bij het bespreken van het verband tussen de graad Celsius en de Kelvin is het altijd handig om uit te gaan van een goede illustratie: Vergelijking temperatuurschalenBron: McMurry & Fay, Chemistry De eenheid graad Fahrenheit In de Verenigde Staten gebruikt men meestal nog de graad Fahrenheit  als eenheid van temperatuur. Het smeltpunt van ijs ligt bij 32 °F en het kookpunt van water bij 212 °F. Een temperatuurverschil van één graad Fahrenheit komt dus overeen met 0,556 Kelvin. Omrekenen van Celsius naar Fahrenheit: T F   = 1,8 T C   +  32 T C  =  0,56 ( T F - 32) Omrekening In deze animatie laten we de omrekening zien van temperaturen in de verschillende eenheden (met enkele oefeningen).

Voorvoegsels Omgang met terminologie De meeste voorvoegsels zijn bij de leerlingen als term wel bekend, maar de exacte betekenis waarschijnlijk niet altijd. Laat leerlingen zeggen wat ze er al van weten. Voorvoegsels, die worden gebruikt voor zeer kleine of zeer grote afmetingen, zijn bij leerlingen veel minder (of helemaal niet) bekend. Het voorstellingsvermogen wordt hier op de proef gesteld. Door met opeenvolgende stappen van telkens één grootte-orde vanuit het heelal in te zoomen op de wereld van het atoom, kan toch een redelijke indruk worden gegeven. Zie Powers of ten voor een boeiende animatie (start kan even duren). Indien audiovisuele middelen op school dit niet toelaten kunnen we de lengte als grootheid ook met figuren demonstreren. Lesvoorbeeld Nog een illustratie om de grootheid lengte in context te laten zien. Nanotechnologie Voor leerlingen zou deze voorkennis over dimensies een goede basis kunnen zijn om nanotechnologie aan te halen als een voorbeeld voor het werken met zeer kleine afmetingen. Informatie op Nano is hot! (auteur: Robert Bos) met opnames van moleculen (credits: nanoScience Education), gemaakt met de Scanning Tunneling Microscope (STM). Dossier nanotechnologie Verwarring door logaritmisch uitzetten In lesmateriaal zet men de belangrijkste voorvoegsels wel eens logaritmisch op één lijn uit (nano tot en met mega of een beperkter aantal voorvoegsels). Dit kan tot verwarring leiden, vooral als het begrip logaritme of 'logaritmisch' uitzetten nog niet aan de orde is geweest. De voorvoegsels moeten leerlingen kennen en binnen het vak scheikunde kunnen toepassen in berekeningen. Oefenen De grootheid druk met de verschillende eenheden is goed geschikt om te oefenen (pascal, bar, atmosfeer, hectopascal, millibar).

01.02 Meten en meetfouten

Meten en meetfouten Meten is vergelijken met een standaardeenheid. Bij meting van bijvoorbeeld de lengte van een voorwerp vergelijken we de lengte van dat voorwerp met de lengte van een meetlat, die de standaardlengte van één meter heeft. Elke meting is behept met een meetonzekerheid die ontstaat door meetfouten. En elke meting heeft een bepaalde precisie en een bepaalde nauwkeurigheid.

Meetonzekerheden Elke meting is behept met een meetonzekerheid. Meetonzekerheden zijn onvermijdelijke onnauwkeurigheden die ontstaan door onzekerheden bij het aflezen, onvolkomenheden van het meetinstrument en menselijke fouten bij de meting, bijvoorbeeld door parallax of door het interpoleren tussen twee schaalstreepjes. Parallax Parallax of verschilzicht ontstaat doordat we niet op de juiste hoogte of onder de juiste hoek aflezen, bijvoorbeeld bij een wijzerinstrument, waarbij we de stand van de wijzer niet aflezen in een lijn of een vlak loodrecht op de schaalverdeling. Door de wijzer dicht op de schaal te zetten of een spiegel onder de schaal te plaatsen kunnen we de parallaxbijdrage verminderen. Ander voorbeeld van parallax (bij het meten van de lengte van een voorwerp): afhankelijk van de kijkrichting (A, B of C) lezen we een andere waarde af. Alleen in de richting B, loodrecht op de schaal, is de aflezing juist. Parallax Interpoleren tussen twee schaalstreepjes De lengte van een metalen staaf kan 2,76 cm zijn. Een ander zal misschien 2,77 cm of 2,75 cm aflezen. De laatste decimaal moet we namelijk schatten - en is dus onzeker. De meetonzekerheid van deze meting bedraagt plus of min 0,01 cm. We noteren dit als: l   =  2,76 ± 0,01 cm Absolute meetonzekerheid De waarde 2,76 cm noemen we de meetwaarde. Een meetwaarde is een getal dat door meting is gevonden. We noemen de onzekerheid in deze meetwaarde, ± 0,01 cm, de absolute meetonzekerheid. Een gangbare afspraak is dat de absolute meetonzekerheid van een meetwaarde minstens gelijk is aan plus of min de helft van de laatste decimaal, tenzij anders aangegeven. Deze afspraak is gebaseerd op de regels voor afronding van getallen. Voorbeeld De massa van een voorwerp is gemeten als m  =  1,22 g, zonder aanduiding van de meetonzekerheid. Dit betekent dat de massa ligt tussen de waarden 1,2150 en 1,2249. Afgerond is de meetonzekerheid ± 0,005. Dus: m  =  1,22 ± 0,005 g Relatieve meetonzekerheid De relatieve meetonzekerheid, ook wel procentuele meetonzekerheid genoemd, definiëren we als: relatieve meetonzekerheid = (absolute meetonzekerheid : meetwaarde) x 100% In het geval van de gemeten lengte is de relatieve meetonzekerheid (0,01 : 2,76) x 100% = 0,4%

Meetfouten Meetonzekerheden ontstaan door meetfouten, dat wil zeggen toevallige of systematische afwijkingen van de meetwaarde. We onderscheiden toevallige fouten en systematische fouten. Toevallige fouten Een toevallige fout ontstaat bij toeval: doordat we de laatste decimaal moeten schatten, of omdat we onzorgvuldig aflezen. Ook uitwendige storingen, zoals trillingen en temperatuurwisselingen, en onvolkomenheden van het meetinstrument kunnen toevallige fouten veroorzaken. De schaalverdeling van een thermometer kan bijvoorbeeld iets onregelmatig zijn, of te grof zijn voor de metingen die we willen verrichten. De grootte van toevallige fouten kunnen we schatten als we een groot aantal metingen verrichten. De kans dat de meetwaarde te hoog is door een toevallige fout is even groot als de kans dat de meetwaarde te laag uitvalt. Systematische fouten In een serie metingen kunnen we ook een systematische fout maken; de meetwaarde is òfwel te hoog, òfwel te laag. Een systematische fout kan onder andere ontstaan door verwaarlozing van een factor die invloed heeft op de metingen, zoals een slecht geijkt meetinstrument. De bepaling van het kookpunt van een vloeistof bijvoorbeeld moet geschieden bij een bepaalde standaarddruk (101,3 kPa), omdat het kookpunt afhankelijk is van de buitendruk. Zouden we het kookpunt van water meten op het moment dat er een lage-drukgebied aanwezig is, dan meten we een lager kookpunt  dan 100 °C.

Precisie en nauwkeurigheid Als we een meting doen in het laboratorium willen we weten hoe goed de meting is. Daarbij moeten we het onderscheid maken tussen precisie en nauwkeurigheid: Precisie geeft aan hoe sterk individuele metingen met elkaar overeenkomen. Nauwkeurigheid geeft aan hoe dicht onze metingen bij de juiste waarde liggen. Vooral na een eerste keer is het altijd moeilijk om te bepalen of de meting nauwkeurig is. Aan de andere kant is het vaak gemakkelijk om erachter te komen of onze metingen precies zijn, namelijk door de meting een aantal malen te herhalen. Het rekenkundig gemiddelde van deze waarnemingen zal dan gelijk zijn aan de werkelijke waarde (als we tenminste geen systematische fout maken). Een aanwijzing voor de precisie van een meting is het aantal significante cijfers in een gemeten getal. Voorbeeld Spreiding in een groep van metingen van dezelfde grootheid. Precisie en nauwkeurigheid Meetserie A heeft een kleine spreiding. Er is bij deze serie wel een systematische fout gemaakt, waardoor alle metingen een te lage waarde geven. Meetserie B is minder precies, heeft een grotere spreiding. De systematische fout in serie B is echter kleiner, omdat de gemiddelde meetwaarde dichter bij de juiste waarde ligt. Serie B is dus nauwkeuriger.

Meten en meetfouten Meten is vergelijken met een standaardeenheid. Bij meting van bijvoorbeeld de lengte van een voorwerp vergelijken we de lengte van dat voorwerp met de lengte van een meetlat, die de standaardlengte van één meter heeft. Elke meting is behept met een meetonzekerheid die ontstaat door meetfouten. En elke meting heeft een bepaalde precisie en een bepaalde nauwkeurigheid.

Precisie en nauwkeurigheid Leerlingen verwarren vaak precisie met nauwkeurigheid. Laat aan de hand van onderstaande voorbeelden zien wat het verschil is. Powerpointanimatie voor stapsgewijze uitleg aan leerlingen. Samengevat Nauwkeurigheid betekent dat een meting dicht bij de geaccepteerde waarde ligt. Precisie betekent dat we consistente resultaten krijgen. Een meting kan heel precies onnauwkeurig zijn!

01.03 Rekenen en meetwaarden

Rekenen met meetwaarden Bij het verwerken van meetwaarden moeten we rekening houden met de meetonzekerheid van deze waarden. De grootte van de meetonzekerheid komt tot uiting in het aantal significante cijfers van de meetwaarde en de uitkomst van een berekening kan nooit nauwkeuriger zijn dan die van de gebruikte meetwaarden.

Significante cijfers We spreken van het aantal significante cijfers (letterlijk: cijfers die wat betekenen) van een meetwaarde. De toevallige meetfouten geven een spreiding in de gevonden meetwaarden. Deze spreiding bepaalt het aantal significante cijfers van de meetwaarde. Het bepalen van het aantal significante cijfers van een waarde is een belangrijk aspect bij wetenschappelijke metingen en het uitvoeren van berekeningen. Nullen aan het begin of het eind van een getal kunnen voor moeilijkheden zorgen. Voor het bepalen van het aantal significante cijfers kunnen we de volgende regels volgen: Elke nul aan de linkerkant van cijfers, die niet nul zijn, is niet significant. Dat is ook het geval als de nullen achter de komma staan. Nullen aan het einde van een waarde, rechts van de komma zijn significant. Nullen aan het eind van een waarde zonder een komma zijn niet altijd allemaal significant (zie toelichting). Om het qua significantie gemakkelijker te maken kunnen we getallen weergeven in de wetenschappelijke notatie : een getal, geschreven als een macht van tien, met één cijfer (niet gelijk aan nul) voor de komma. Alle cijfers zijn in deze notatie significant. In deze notatie hoef je alleen nog maar met regel 2 rekening te houden. Toelichting bij regel 3 Meetwaarden in ronde getallen (getallen zonder decimale komma) kunnen misverstanden oproepen. Vooral als het getal eindigt op een aantal nullen. Bijvoorbeeld als we zeggen dat de massa van een zak suiker een kilo is, bedoelen we dan in cijfers: 1 kg (1 cijfer significant, meetonzekerheid 0,5 kg) of 1000 g (4 cijfers significant)? Waarschijnlijk geen van beide! Redelijk lijkt om te veronderstellen dat de massa ligt tussen 995 g en 1005 g (meetonzekerheid 5 g). De meetwaarde is dan 3 cijfers significant. De notatie is dan: m =  1,00 . 10 3 g of 1,00 kg. In de praktijk zullen we in dit geval toch vaak zien dat men schrijft dat de massa gelijk is aan 1000 g. De laatste nul is nu echter niet significant! Is de meetonzekerheid slechts 0.5 g, dan moet je schrijven: m = 1,000 . 10 3 g of 1,000 kg of 1000 g. Wat zegt Wikipedia? Voorbeeld De waarde 5200 heeft minimaal 2 cijfers significant en maximaal 4 cijfers significant. In het eerste geval is de wetenschappelijke notatie: 5,2 . 103. In het tweede geval: 5,200 . 103. De waarde 5200,0 heeft 5 cijfers significant. Wetenschappelijke notatie: 5,2000 . 103.   Voorbeeld    Significante cijfers      Regel     5,20   3   2   0,2000   4   1, 2   0,0020   2   1, 2   52000,0   6   2 Meer over significante cijfers Morelis, H. (1990) Significante cijfers, hoe zit dat nou?, NVON 15, nr. 10, p. 428 - 430.

Vermenigvuldigen en delen Hoeveel cijfers bij een vermenigvuldiging of deling verantwoord zijn, geven we aan met een simpele regel: zorg dat het antwoord uit niet meer cijfers bestaat dan de cijfers in de meetwaarden. Algemeen geldt: De uitkomst van een vermenigvuldiging of deling van meetwaarden mogen we niet in meer significante cijfers schrijven dan waarin de meetwaarden gegeven zijn. Bepalend daarbij is de meetwaarde met het kleinste aantal significante cijfers. Dus 1,40 x 1,70 = 2,38, maar 1,4 x 1,70 = 2,4. Opmerkingen Let op: nullen aan het eind van een cijferreeks tellen wel mee als significante cijfers, voor nullen aan het begin van een cijferreeks geldt dit niet! Bedenk verder dat telwaarden geen meetwaarden zijn. Als een bepaalde tafel een oppervlakte heeft van 2,35 m2 (een meetwaarde dus), dan is de oppervlakte van 3 van deze tafels 3 x 2,35 = 7,05 m2 .

Optellen en aftrekken Voor optellen en aftrekken van meetwaarden is het aantal decimalen, het aantal cijfers achter de komma, bepalend: De uitkomst van het optellen of aftrekken van meetwaarden mag niet meer decimalen hebben dan de meetwaarde met het kleinste aantal decimalen. Dus 100,2 + 5,3 = 105,5; maar 100 + 5,3 = 105.

Afronden We kunnen afrondfouten vermijden door: voor constanten altijd een extra significant cijfer meer te gebruiken dan nodig is voor de gemeten gegevens; alleen de eindberekening af te ronden en niet de tussenberekeningen.

Rekenen met meetwaarden Bij het verwerken van meetwaarden moeten we rekening houden met de meetonzekerheid van deze waarden. De grootte van de meetonzekerheid komt tot uiting in het aantal significante cijfers van de meetwaarde en de uitkomst van een berekening kan nooit nauwkeuriger zijn dan die van de gebruikte meetwaarden.

Significante cijfers Significante cijfers zijn voor leerlingen vaak abstract als ze zich niet realiseren dat we hiermee de beperkingen van bijvoorbeeld laboratoriummetingen kunnen weergeven. De verbinding met een aansprekende context of combinatie met een practicum is hier dus van belang. Leerlingen verwarren regelmatig telwaarden met meetwaarden. Alleen gemeten hoeveelheden leiden tot een meetfout die het aantal significante cijfers beperkt. Getelde objecten (7 dagen = 1 week) en getallen die gedefinieerd zijn (1 inch = 2.54 cm) zijn exacte getallen met een onbeperkt aantal significante cijfers. Bij het werken met getallen hebben leerlingen vaak problemen met het verschil tussen significante cijfers en decimale plaats. Tijdens berekeningen ronden leerlingen vaak te snel af of ze presenteren het resultaat in evenveel cijfers als hun rekenmachine kan produceren. In onderstaande figuur is de energie-eenheid Ws (Watt seconde) omgerekend in de energie-eenheid Btu (British thermal unit). Het aantal significante cijfers is duidelijk niet met elkaar in overeenstemming. Omrekening van energie-eenheden

Problemen met wiskunde Voor leerlingen kan het oplossen van een wiskundig probleem vaak moeilijker zijn dan het begrijpen van chemieconcepten. Het gaat hier zowel om het doel van een serie berekeningen als om een systematische aanpak. Onder het laatste vallen bijvoorbeeld de volgende aspecten: het schrijven van de eenheden van het gewenste antwoord op de rechterkant van het papier; het schrijven van een meting of conversiefactor met dezelfde eenheden links; het gebruik van de juiste bewerking om uitkomsten te krijgen met de juiste eenheden. We gaan hier verder op in bij thema's, waarin wiskundige vaardigheden en systematische aanpak een belangrijke rol spelen bij het oplossen van scheikundige vraagstukken.

Rekenen met meetwaarden Omdat veel leerlingen problemen hebben met het begrip 'significante cijfers', is het computerprogramma 'Significante Cijfers' ontwikkeld. Het programma is onder andere geschikt voor 4 vwo, 4 havo en het eerste jaar mbo. Het kan gemakkelijk in een lesuur (of een gedeelte daarvan) worden doorlopen. Na afloop zal de leerling in staat zijn te bepalen uit hoeveel significante cijfers een getal bestaat en met welke nauwkeurigheid een getal na een bewerking moet worden geschreven. Te bestellen software Op het web zijn verder nog de volgende oefeningen te vinden: Oefening significante cijfers (1) (natuurkunde.nl) Oefening significante cijfers (2) (Engels; General Chemistry Online) Oefening significante cijfers (3) (Engels, CSUDH WWW Project For Chemistry; alternatief adres voor dezelfde oefeningen) Oefening significante cijfers (4) (methode Curie; Thieme/Meulenhof)

01.04 Chemische meetinstrumenten

Chemische meetinstrumenten Belangrijke grootheden in de chemie, die we direct kunnen meten, zijn volume, massa, tijd, temperatuur en druk. Voor massa en volume gebruiken we de elektronische balans, pipetten en maatglaswerk van uiteenlopende nauwkeurigheid. Elektronische balans Sommige figuren en tekst in deze paragraaf zijn afkomstig van Twents Carmel College

Weeginstrumenten Elektronische balans Voor de meting van de massa van een hoeveelheid stof gebruiken we een elektronische balans. Een dergelijk instrument geeft de massa digitaal aan. Digitaal betekent dat we de waarde in cijfers in een uitleesvenster kunnen aflezen. De meeste balansen kunnen tarreren, dat wil zeggen dat de massa van het glas of bakje waarin we de stof afwegen, niet wordt meegeteld. De balans geeft dan alleen de massa van de inhoud aan. Hiertoe wegen we eerst het lege glas of bakje, waarna we met de 'tarreerknop' op de balans het gewicht op nul stellen. Instructies (voorbeeld) Elektronische balans Analytische balans Het type elektronische balans, zoals hierboven afgebeeld, geeft de massa aan met 'twee of drie cijfers achter de komma'. Dat betekent een nauwkeurigheid van respectievelijk 10 mg en 1 mg. Voor analytisch werk is soms een grotere nauwkeurigheid vereist. Hierin voorziet de analytische balans met een nauwkeurigheid tot 0,1 mg ('vier cijfers achter de komma', indien de massa is uitgedrukt in grammen). Analytische balansBron: http://ohaus.centralcarolinascale.com/Adventurer-Analytical.htm

Pipet Een pipet is een glazen instrument om een bepaald volume vloeistof af te passen. Meestal gebruiken we pipetten om een kleine hoeveelheid vloeistof uit een grotere hoeveelheid te halen (monster nemen), of om een bepaalde hoeveelheid vloeistof ergens aan toe te voegen. Sommige pipetten zijn nauwkeurig geijkt, met een inhoud van bijvoorbeeld 25,00 mL of 10,00 mL. We onderscheiden volpipetten en maatpipetten. Maatpipet en volpipetBron: Twents Carmel College Volpipet Ook wel: volumetrische pipet. Duur precisieglaswerk voor het afmeten van een vaste en exacte hoeveelheid vloeistof, bijvoorbeeld om een vaste hoeveelheid van een te analyseren vloeistof af te meten voor het uitvoeren van een titreerproef. Hiertoe zetten we de pipet bij het leeglopen onder een hoek van 135° tegen het glaswerk en tellen we na het leeglopen nog 10 seconden door. De pipet is geijkt op de druppel die dan nog ín de pipet blijft zitten (dus niet uitschudden!). De mogelijke absolute fout in het volume van de pipet neemt toe met de grootte van de pipet. Zo heeft een 10 mL-pipet een meetonzekerheid van 0,02 mL en een 100 mL-pipet een meetonzekerheid van 0,08 mL. Let op bij het aflezen: de onderkant van de meniscus bepaalt de hoeveelheid (zie hiervoor de figuur bij Maatkolf). Let op: gebruik een pipetpomp om vloeistoffen op te zuigen! Maatpipet Ook wel: meetpipet of verdeelpipet. Duur precisieglaswerk voor het afmeten van een kleine hoeveelheid vloeistof (hoeveelheid niet af te meten met een maatcilinder). De maatpipet gebruiken we vaak om een exacte hoeveelheid van een te analyseren vloeistof af te meten, bijvoorbeeld voor titraties. Het laatste deel van de verdeelpipet (zonder streepjes) is niet nauwkeurig. We zetten de pipet bij het leeglopen onder een hoek van 135° tegen het glaswerk! De pipet is geijkt op de druppel die ín de pipet blijft zitten! De meetonzekerheid hangt ook hier af van de grootte van de pipet. Een 10 mL-pipet heeft een meetonzekerheid van 0,05 mL. Bij het aflezen moeten we erop letten dat de onderkant van de meniscus de hoeveelheid bepaalt (zie hiervoor de figuur bij Buret). Let op: gebruik een pipetpomp om vloeistoffen op te zuigen! 

Buret Een buret bestaat uit een glazen buis met maatverdeling, onderaan afgesloten met een kraan. Hiermee kunnen we tot op een honderdste milliliter nauwkeurig een variabele hoeveelheid vloeistof afpassen. Tijdens een practicum gebruiken we buretten met een maximale inhoud van 25 mL of 50 mL. BuretBron: Twents Carmel College

Maatkolf Een maatkolf is een fles met een nauwe hals met een nauwkeurig geijkte inhoud. Maatkolven gebruiken we om oplossingen te maken met nauwkeurig bekend gehalte aan opgeloste stoffen. Er zijn maatkolven van 10 mL tot 2 L. De meetonzekerheid varieert van 0,025 mL voor een 10 mL-maatkolf tot 0,25 mL voor een 500 mL-maatkolf. Een maatkolf is correct gevuld als de onderkant van de vloeistofmeniscus de maatstreep precies raakt: Maatkolf en maatstreep in de halsBron: Twents Carmel College

Maatcilinder Een maatcilinder is een glazen cilinder met voet en een maatverdeling. Deze gebruiken we om snel een hoeveelheid vloeistof af te passen. De nauwkeurigheid is niet zo erg groot: twee tot drie significante cijfers, af te lezen ter hoogte van de onderkant van de meniscus. Er zijn maatcilinders van 5 mL, maar ook van 1 liter, of meer. De meetonzekerheid varieert van 0,08 mL voor een 5 mL-maatcilinder tot 1,0 mL voor een 250 mL-maatcilinder. Maatcilinders van 10, 50 en 100 mL Aflezing: 9,0 mLBron: http://vakken.tcc-lyceumstraat.nl/sk/ (Twents Carmel College)

Bekerglas Op een bekerglas staat dikwijls ook een maatverdeling, maar deze is meestal niet erg betrouwbaar. Bekerglazen zijn er in vele maten, van 5 mL tot 5 L. Bekerglazen en maatverdeling.

Erlenmeyer Erlenmeyers gebruiken we meestal als 'container', d.w.z. alléén om een vloeistof in te doen of om snel een stof op te lossen. Voordeel: door de smalle hals is er minder kans op spatten/morsen. Een erlenmeyer is niet nauwkeurig en dus niet geschikt om hoeveelheden nauwkeurig af te passen. De maatverdeling is alleen een grove indicatie! Afwijkingen kunnen oplopen tot 10-20 mL in erlenmeyers van 250-500 mL. Erlenmeyers bestaan er in vele maten, van 25 mL tot 5 L. Erlenmeyers van 250 mL met brede hals en smalle halsBron: http://vakken.tcc-lyceumstraat.nl/sk/ (Twents Carmel College)

Injectiespuit In de chemie worden medische injectiespuiten gebruikt, om een kleine hoeveelheid vloeistof (maximaal 50 mL) of gas door een rubberen stop in een afgesloten vat te spuiten. Bij gaschromatografie bijvoorbeeld wordt een spuit gebruikt met nog geringere volumina (1 tot 100 µL). Injectiespuiten gebruiken we ook bij wegend titreren. Een gasmeetspuit is een glazen spuit met maatverdeling om een volume gas af te passen. Meestal hebben deze een inhoud van 100 mL, met een afleesnauwkeurigheid van 1 mL.

Atomen en moleculen Materie bestaat uit moleculen en moleculen bestaan uit atomen. Een atoom bestaat uit een kern, opgebouwd uit positief geladen protonen en ongeladen neutronen, met daar omheen een negatief geladen elektronenwolk. Alle materie op aarde blijkt slechts te bestaan uit een honderdtal atoomsoorten (elementen). Een informatieve samenvatting van deze atoomsoorten noemen we het periodiek systeem. Bron: McMurry & Fay, Chemistry

02.01 Bouwstenen van materie

Bouwstenen van materie De molecuul- en atoomtheorie (200 jaar oud) is nog steeds geldig en draagt de naam van de Engelse geleerde Dalton. Daarvóór overheerste eeuwenlang de elemententheorie van de Griek Aristoteles. Atomen geven we weer met een naam en een symbool. Moleculen van één stof zijn identiek; ze bestaan uit een specifiek groepje atomen. Uit: John Dalton, A New System of Chemical Philosophy, London: John Weale, 1842

Historie Al in het begin van de Griekse en Romeinse beschaving, zo'n 2500 jaren geleden, hadden sommige geleerden - ze heetten toen (natuur)filosofen - het idee dat alle materie uit een zeer groot aantal onzichtbare deeltjes bestond. De bekendste van hen is Democritus. Hij bedacht voor die deeltjes de naam atomen, wat in het Grieks ondeelbaar betekent. Elemententheorie Deze theorie verloor het in die tijd echter van de zogeheten elemententheorie van de Griekse natuurfilosoof Aristoteles (384 tot 322 voor Christus). Deze theorie hield in dat alle materie bestond uit combinaties van slechts vier 'elementen': aarde, water, lucht en vuur (die als symbolisch kunnen worden gezien voor respectievelijk vaste stof, vloeistof, gas en energie). Het gezag van Aristoteles was zo groot, dat het tot ca. 1600 (na Christus) zou duren, voordat geleerden met andere theorieën voor de dag durfden komen. In 'Aristoteles' elemententheorie was ook sprake van een geheimzinnig vijfde element, in het latijn quinta essentia. Daar komt het woord kwintessens vandaan, wat betekent: de kern van iets. Theorieën over de bouw van materie waren al die tijd zuiver denkwerk; er kwamen geen experimenten aan te pas. Nu hadden filosofen in die tijd toch al een afkeer van handwerk (dat was iets voor ambachtslieden), maar het zou technisch ook wel erg moeilijk zijn geweest om 'atomen' zichtbaar te maken. Molecuul- en atoomtheorie Omstreeks 1800, dus zo'n 200 jaar geleden en ruim 21 eeuwen na Aristoteles, formuleerden de Europese natuurwetenschappers van die tijd een theorie die nog steeds geldig is: de molecuul- en atoomtheorie. Heel in het kort zegt die theorie: Materie bestaat uit moleculen, zeer kleine deeltjes. Moleculen bestaan uit atomen, nog kleinere deeltjes. De molecuul- en atoomtheorie was en is een groot succes. Een groot deel van alle tegenwoordige natuurkunde (of: fysica) en zeker de scheikunde (of: chemie) is op deze theorie gebaseerd. Rond 1900 twijfelden sommige geleerden nog wel aan het werkelijke bestaan van moleculen en atomen. Tegenwoordig is die twijfel verdwenen. Geschiedenis van het atoom volgens Wikipedia. Kennislink

Atoomtheorie van Dalton De molecuul- en atoomtheorie heet meestal de atoomtheorie van Dalton, naar de Engelse wetenschapper John Dalton, die als eerste deze theorie in een vaktijdschrift publiceerde. (De term molecuul was in die tijd nog niet zo in zwang; in de Engelstalige wereld spreken ze nog steeds kortweg over 'atomic theory'). Het bijzondere is, dat niemand toen ooit een molecuul of atoom had gezien. De theorie was bedacht om daarmee veel verschillende verschijnselen uit de natuur- en scheikunde van toen te kunnen verklaren. Het opstellen van de theorie was een moeilijk en moeizaam proces, met veel discussies en getwist. Het belangrijkste werk van John Dalton is A new system of chemical philosophy (1808) met daarin een aantal postulaten. In moderne termen komt Daltons atoomtheorie op het volgende neer: Elk element (niet-ontleedbare stof) bestaat uit uiterst kleine, onderling gelijke deeltjes, atomen genaamd. Atomen zijn onvernietigbaar. De atomen van verschillende elementen zijn verschillend. Moleculen van verbindingen (ontleedbare stoffen) bestaan uit twee of meer soorten atomen. De moleculen van één bepaalde verbinding zijn alle identiek: elk molecuul heeft dezelfde soort atomen in dezelfde getalsverhoudingen. Bij een chemische reactie vindt een hergroepering van de atomen plaats.

Atomen Naam en symbool Er zijn meer dan 100 atoomsoorten bekend. Hiervan komen er slechts 90 in de natuur voor. De overige zijn synthetische atoomsoorten, ontstaan via kernreacties. In paragraaf 3 gaan we in op de bouw van atomen en dan zullen we zien hoe al die atoomsoorten van elkaar verschillen. Elke atoomsoort heeft een naam, bijvoorbeeld ijzeratoom, waterstofatoom, aluminiumatoom, goudatoom, zuurstofatoom, natriumatoom. In totaal zijn er dus meer dan 100 namen. Atoomsoorten hebben niet alleen een naam, maar ook een symbool. Deze symbolen zijn een soort afkortingen van de namen. De symbolen voor de hierboven genoemde atoomsoorten zijn achtereenvolgens: Fe, H, Al, Au, O, Na. In BINAS tabel 40A staan de gegevens van alle atoomsoorten, in alfabetische volgorde naar hun Nederlandse naam (in deze tabel elementen genoemd). De namen en symbolen zijn soms afkomstig van de Latijnse naam; zo heet goud in het latijn aurum, vandaar Au. De meeste atoomsoorten zijn ontdekt in de 19e eeuw; veel namen verwijzen naar vindplaatsen, laboratoria en geleerden (zie BINAS tabel 40B). Belangrijkste atoomsoorten Niet alle atoomsoorten zijn echter even belangrijk. In onderstaande tabel staat een lijst met de belangrijkste atoomsoorten en hun symbolen. Ze zijn alfabetisch, naar hun Nederlandse naam, gerangschikt. Tussen haakjes staat de herkomst van de naam van een aantal symbolen. De atoomsoorten zijn verdeeld in twee groepen: metalen en niet-metalen. Deze onderverdeling lichten we toe in het thema 'Chemische binding'. Meer gegevens over atoomsoorten (eigenschappen, gebruik, voorkomen) zijn te vinden via de volgende site. Namen en symbolen van een aantal atoomsoorten

Moleculen Grootte van moleculen Moleculen zijn er in allerlei maten. De moleculen van water hebben een diameter van ca. 0,30 nm. Daarentegen zijn de moleculen van zetmeel, eiwitten en plastics relatief groot, tot wel 10 nm. Dergelijke grote moleculen noemen we macromoleculen ('macro' is Grieks voor groot). Omdat moleculen zo klein zijn bestaat ook het kleinste beetje hanteerbare stof altijd uit onvoorstelbaar veel moleculen. Een druppel water (ca. 60 µL) bestaat uit ca. miljardmiljard, ofwel 1018 moleculen. Wanneer we het in de scheikunde hebben over 1 molecuul, en dat gebeurt vaak, dan is dit zuiver in gedachten, bijvoorbeeld om een reactie te beschrijven aan de hand van een reactievergelijking, of om een reactiemechanisme te kunnen beschrijven, of om een eigenschap van een stof te kunnen verklaren, etc. Soorten moleculen Moleculen van verschillende stoffen zijn verschillend. Moleculen van één stof zijn alle identiek, dat wil zeggen niet van elkaar te onderscheiden. Dit betekent: Er zijn evenveel soorten moleculen als er verschillende stoffen zijn. De aarde, en vooral de levende natuur op aarde, bestaat uit honderdduizenden verschillende stoffen. De laatste 150 jaar hebben chemici in hun laboratoria bovendien ook zeer veel nieuwe stoffen gemaakt, het zijn er anno 2004 meer dan 20 miljoen. Er bestaan dus tegenwoordig meer dan 20 miljoen verschillende soorten moleculen. Al die molecuulsoorten hebben een naam, ze heten eenvoudigweg naar de stof die ze vormen. Zo bestaat water uit watermoleculen, suiker uit suikermoleculen en methaan (het hoofdbestanddeel van aardgas) uit methaanmoleculen. Moleculen bestaan uit atomen. Omdat er veel verschillende soorten atomen bekend zijn, die in allerlei verhoudingen kunnen worden gecombineerd, bestaan er zo ontzettend veel verschillende moleculen. Elke molecuulsoort bestaat uit een specifiek 'kluitje' (groepje) atomen.

Bouwstenen van materie De molecuul- en atoomtheorie (200 jaar oud) is nog steeds geldig en draagt de naam van de Engelse geleerde Dalton. Daarvóór overheerste eeuwenlang de elemententheorie van de Griek Aristoteles. Atomen geven we weer met een naam en symbool. Moleculen van één stof zijn identiek; ze bestaan uit een specifiek groepje atomen.

Theorieën en modellen Bedenk dat leerlingen vaak nog niet weten wat een theorie of een model is. Het model is niet hetzelfde als de werkelijkheid. Theorieën worden altijd, per definitie, bedacht. Als de bedenkers nog niet zo overtuigd zijn van de juistheid van wat ze bedacht hebben, noemen ze het eerst een hypothese, een veronderstelling. Wanneer de hypothese later juist blijkt te zijn, spreken we in de natuurwetenschappen van theorie. Hypothesen toetsen we in de natuurwetenschappen meestal met behulp van speciale experimenten. 'Verklaren' komt neer op het begrijpelijk(er) maken van iets wat daarvoor onbegrijpelijk was. Hypothese Een hypothese is een op vermoeden berustende stelling dat er een relatie bestaat tussen twee of meer verschijnselen of variabelen. Wanneer een hypothese herhaaldelijk en grondig is getoetst en de voorspellingen blijken steeds overeen te komen met de waarnemingen, dan kan zo’n hypothese de status van een wet krijgen. Model Een model is een vereenvoudigde voorstelling van een deel van de werkelijkheid. Het is een geconstrueerd geheel dat het mogelijk maakt de relatie tussen de objecten die er deel van uit maken te beschrijven en nader te onderzoeken. Vaak wordt een model gebruikt als de werkelijkheid om praktische redenen niet direct kan worden onderzocht. Die redenen kunnen gelegen zijn in de grote complexiteit van de werkelijkheid, of een te grote omvang van de werkelijkheid in ruimte en tijd. In zulke gevallen wordt soms ook uitsluitend gewerkt met wiskundige modellen. Theorie Een theorie is een samenhangende verzameling van begrippen, definities en veronderstellingen en het daarop gebaseerde algemene beeld waarmee een verschijnsel wordt verklaard of voorspeld. Natuurwetenschappelijke methode In de ontwikkeling van de natuurwetenschappen zijn waarnemen, experimenteren en redeneren onlosmakelijk met elkaar verbonden. Uit resultaten van waarnemingen en experimenten wordt via redeneren een hypothese, een model of een theorie opgesteld. In de daaropvolgende fase wordt de hypothese, het model of de theorie getoetst. Bij dat toetsen speelt experimenteren ook weer een belangrijke rol. Stap 1: verzamelen van gegevens. Stap 2: ontwikkeling van hypothese. Stap 3: uitvoeren van experiment; conclusies ten aanzien van hypothese; nieuw experiment.

Atomen Grootte van atomen Om onvoorstelbaar grote aantallen moleculen voor leerlingen enigszins voorstelbaar te maken, kun je teruggrijpen naar 'stel-je-voor' manieren (zie Moleculen van de Didactiek van deze paragraaf). Een voorstelling van de grootte van verschillende atomen kunnen we duidelijk maken door wat molecuulmodellen met atomen op schaal te presenteren. Een indruk van de grootte van een atoom kunnen leerlingen ook krijgen door uitvoering van het volgende experiment: Knip een 28 cm lange strook papier telkens in tweeën, zo vaak als je kunt. Als je de strook papier 31 keer in tweeën kunt knippen eindig je met een stukje papier dat de afmeting van een atoom heeft! Symbolen voor atoomsoorten De symbolen voor de atoomsoorten bestaan uit 1 of 2 letters. De eerste letter is een hoofdletter, de tweede een kleine letter Deze letters spreken we apart uit (oefen de uitspraak van de symbolen met de leerlingen). Veel leerlingen kennen het verschil niet tussen hoofdletters en kleine letters, qua lettertype. Ze denken dan dat het alleen een kwestie is van groot of klein schrijven. Bijvoorbeeld aluminium schrijven ze dan als AL of als al. Niet alle atoomsoorten zijn even belangrijk. In de tabel onder Atomen van de Vakinhoud van deze paragraaf staat een lijst met atoomsoorten en hun symbolen, waarmee leerlingen vertrouwd dienen te raken. De chemische symbolen zijn internationaal afgesproken en worden zo bijvoorbeeld ook in het Chinees gebruikt. De námen kunnen echter wel van taal tot taal verschillen en dat kan nog wel eens aanleiding geven tot verwarring. Zo heet natrium in het Engels 'sodium' en kalium 'potassium'. In de krant worden Engelstalige persberichten nog wel eens verkeerd vertaald, bijvoorbeeld sodiumchloride in plaats van natriumchloride. Onthouden van namen Om de namen van atomen en bijbehorende symbolen te kunnen onthouden is het handig om te werken met ezelsbruggetjes, zoals de fantasiewoorden CHNOPS (voor atomen, die vaak in 'biomoleculen' voorkomen, zoals eiwit, vet, DNA en suiker) en KNaCaBa (voor zachte metalen, etc.). Woordenspel elementen Om leerlingen vertrouwd te maken met de symbolen voor de elementen kun je de volgende opdracht geven: maak zoveel mogelijk namen of woorden die bestaan uit maximaal zes elementsymbolen. Voorbeelden: KAlK, FrAtEr, KAtEr. In het hieronder vermelde artikel uit de Journal of Chemical Education printten de leerlingen deze woorden op hun eigen T-shirt ter opluistering van de Nationale Week van de Chemie. LiteratuurSpellen met elementsymbolen, Journal of Chemical Education (2005), 517 Mogelijke misconcepten over atomen en moleculen Atomen en moleculen leven, want ze bewegen. Atomen en moleculen zijn te zien met behulp van een microscoop. De ruimte tussen atomen en moleculen is gevuld met iets anders. Verschillende atoomsoorten bestaan uit verschillend materiaal. Atomen zijn klein, maar moleculen niet. Moleculen zijn ondeelbaar.

Moleculen Inzichtelijk maken van onvoorstelbaar grote aantallen Omdat moleculen zo klein zijn bestaat ook het kleinste beetje hanteerbare stof altijd uit onvoorstelbaar veel moleculen. Een druppel water (ca. 60 µL) bestaat uit ca. miljardmiljard, ofwel 1018 moleculen. Dergelijke grote aantallen zijn niet goed voor te stellen. Om deze onvoorstelbaar grote aantallen voor leerlingen enigszins voorstelbaar te maken, zou je kunnen teruggrijpen naar 'stel-je-voor' manieren. Bijvoorbeeld: stel je voor dat de moleculen van een glas water plotseling allemaal knikkers worden. Dat zouden dan zoveel knikkers zijn dat de hele aardbol bedekt zou worden met een 10 km hoge laag knikkers! Zichtbaar maken van moleculen en atomen Het bovenstaande maakt voor leerlingen duidelijk dat men moleculen en atomen lange tijd niet zichtbaar heeft kunnen maken. Met lichtmicroscopen, die tegen de 1500 keer kunnen vergroten, kunnen we deeltjes van ca. 0,1 µm zien (ter vergelijking: het vlies van een zeepbel is ongeveer 1 µm dik). Met een elektronenmicroscoop, uitgevonden in de jaren '30 is een vergroting van wel 300.000 keer of zelfs meer te bereiken en daarmee kunnen we net enkele grotere macromoleculen te zien krijgen. Maar een elektronenmicroscoop maakt kleinere moleculen niet zichtbaar, laat staan atomen. In 1982 vond echter een wetenschappelijke doorbraak plaats met de ontwikkeling van een instrument waarmee zelfs atomen, de bouwstenen van moleculen, (indirect) zichtbaar kunnen worden gemaakt. Gerd Binnig en Heinrich Rohrer (IBM, Zwitserland) vonden hiertoe de zogenaamde 'Scanning Tunneling Microscope' (STM) uit, waarvoor ze de Nobelprijs voor natuurkunde kregen. Voor meer informatie over de werking van een STM: The Scanning Tunneling Microscope Vraag aan leerlingen Bij biologie leer je dat organen en weefsels bestaan uit cellen. Cellen kun je onder een gewone microscoop zien. Wat zegt dat over de grootte van cellen ten opzichte van die van moleculen? Antwoord  Cellen zijn dus onvergelijkbaar veel groter dan moleculen (laat staan atomen). Experimentele bepaling van de grootte van een molecuul Toch wisten geleerden al meer dan 100 jaar hoe groot moleculen en atomen zijn. Je kunt namelijk ook op een indirecte manier iets te weten komen. Voor leerlingen kan het voorbeeld van een elegante methode worden genoemd, waarvan het principe neerkomt op de volgende opgave. Met deze opgave (klik op het +teken in de kantlijn) kunnen leerlingen tegelijk oefenen in het rekenen met grootheden en eenheden (waarvoor de benodigde voorkennis, inclusief didactiek, te vinden is in het thema 'Eenheden en meten'). Opgave voor leerlingenIn 1 liter wasbenzine lossen we 0,1 mL kaarsvet op. Van deze oplossing laten we 0,1 mL op een wateroppervlak vallen. Nadat de wasbenzine is verdampt, blijft een zeer dun laagje kaarsvet over, waarvan de oppervlakte 50 cm2 is. (Om dat te kunnen meten hebben we het wateroppervlak tevoren met talkpoeder bestrooid; de druppel oplossing duwt het poeder weg). a. Bereken hieruit de dikte van het kaarsvetlaagje. b. Wat volgt hieruit voor de maximale dikte (diameter) van een kaarsvetmolecuul? AntwoordHet correct hanteren van de eenheden zal voor leerlingen vermoedelijk het grootste probleem zijn. We herleiden alle eenheden tot m, m2 en m3. a. De wasbenzineoplossing bevat 0,1 mL kaarsvet per liter. In 0,1 mL van deze oplossing zit dus 10-5 mL kaarsvet =10-5 x 10-6 = 10-11 m3. Dit volume kaarsvet ligt in een dunne laag op het water met een oppervlakte van 50 cm2 = 50 x 10-4 m2 = 5 x 10-3 m2. Volume = oppervlakte x dikte, dus de dikte is 10-11 m3 / 5 x 10-3 m2 = 2 x 10-9 m = 2 nm. b. Als het kaarsvetlaagje 1 molecuul dik is, is de molecuuldiameter 2 nm. Bestaat de vlek uit meer lagen moleculen, dan is de diameter kleiner dan 2 nm.

Elementen Het begrip ’element’ We hebben het begrip 'element' genoemd. We staan hier even bij stil, omdat verwarring rond dit begrip een typisch voorbeeld is voor het ontstaan van veel onderwijsproblemen, die samenhangen met de wijze waarop dergelijke begrippen zijn omschreven in schoolboeken of worden genoemd door docenten. In het geval van het begrip element ontstaan verwarringen doordat het begrip in twee betekenissen wordt gebruikt: In schoolboeken wordt een element gedefinieerd als een stof die niet kan worden ontleed. Bijvoorbeeld: een stof als water kunnen we weliswaar door elektrolyse ontleden in waterstof en zuurstof, maar waterstof en zuurstof kunnen we op hun beurt niet verder ontleden (deze stoffen kunnen hooguit reageren met andere stoffen tot nieuwe stoffen). Op grond van een dergelijke redenering noemen we waterstof en zuurstof niet-ontleedbare stoffen of elementen. Een element wordt ook gebruikt als een denkbeeldig bestanddeel van een verbinding. Bijvoorbeeld: water bestaat uit het element waterstof en het element zuurstof. Met een element wordt een atoomsoort bedoeld. Het is geen deeltje of stof, maar een abstract begrip. De 'eigenschappen' van een element worden bepaald door de structuur van het overeenkomstig atoom, zodat een verantwoord 'periodiek systeem der elementen' kan worden opgesteld. Zo komt in dit systeem de stof 'zuurstof' niet voor; deze stof heeft als formule O2, maar het element in het systeem heeft als symbool O. In spreektaal zegt men dikwijls zuurstof voor zowel O als O2 i.p.v. 'het element zuurstof' resp. 'zuurstofgas' of 'de stof zuurstof'. Dit kan verwarring geven. Voorbeelden Zo kan over het begrip element worden doorgeredeneerd aan de hand van andere voorbeelden: De enkelvoudige stof koper is een aanduiding voor zowel het metaal (ofwel de enkelvoudige stof met eigenschappen die in verband staan met de structuur van het atoom Cu) als het element dat in dit metaal voorkomt. Er zijn veel meer verschillende enkelvoudige stoffen dan elementen; in zowel de stoffen diamant en grafiet zit bijvoorbeeld het element 'koolstof'. In het verleden zijn hierover verschillende discussies gevoerd. De conclusie is dat we met abstracte analyses als onder punt 2 niet ver komen bij beginnende leerlingen. Het elementbegrip is een abstractie die pas kan worden ingevoerd nadat een leerling genoeg kennis heeft van stoffen en stofomzettingen. Onderzoek Eind jaren zeventig is er onderzoek verricht naar problemen van mavo-leerlingen met het stofbegrip1,2. Kennelijk hadden leerlingen moeite om een onderscheid te maken tussen mengsel en verbinding3. Bestudering leverde het volgende op: Leerlingen werd eerst getoond, dat de stof koperchloride ontleedt in koper en chloor, en gevormd kan worden uit koper en chloor. Elementen en verbindingen werden gedefinieerd als zuivere stoffen. Er was sprake van elementen, die in verbindingen voorkomen, en van een verbinding, die bestaat uit elementen. De laatste twee punten zijn strijdig. Een verbinding wordt gedefinieerd als een zuivere stof, en blijkt te bestaan uit meer dan één element. Een verbinding bestaat dus uit meer dan één stof. Maar hoe kan die verbinding dan een zuivere stof zijn? Een voorbeeld van een inconsistentie, die een mogelijke verklaring geeft voor de problemen die de leerlingen toonden bij het onderscheiden van de begrippen mengsel en verbinding. In latere drukken van de betreffende methode is men zorgvuldiger te werk gegaan. Als extra materiaal kun je in dit verband nog raadplegen de website van de groep Vakdidactiek van de Universiteit van Amsterdam: Het begrip 'element' Auteur: Erik Joling. Literatuur Antwerpen, T. van (1977) De ontwikkeling van het stofbegrip in 3 MAVO, Faraday 46, 141 – 148. Voorde, H.H. ten (1978) Faraday 47, 73. Antwerpen, A. van (1978) Is een element een stof?, Faraday 47, 110 – 112. Hooykaas, R. (1981) De wet van het elementenbehoud, Faraday 50, 189. Van Antwerpen, A. (1978) Is een element een stof?, Faraday 47, 110. Umans, A. (1980) De begrippen element en enkelvoudige stof, Faraday 49, 202. Hondebrink, J. (1981) Voorzichtig met elementen, Faraday 50, 88. Verhagen, J. & Slits, H. (1981) Het element fenomenologisch, Faraday 50, 196. De artikelen 4 tot en met 8 zijn als één PDF-file te lezen (hiernaast aanklikken).

02.02 De bouw van een molecuul

De bouw van een molecuul Een molecuulsoort kunnen we aangeven met: De molecuulformule:  geeft het aantal atomen van elke atoomsoort in een molecuul. De structuurformule: geeft de wijze waarop de atomen aan elkaar zijn gebonden. De ruimtelijke structuur: geeft een indruk van de ruimtelijke bouw en de grootte in vergelijking met andere moleculen (skeletmodel, ruimtevullend model).

Molecuulformule Een molecuul wordt gekarakteriseerd door de soorten en aantallen van die atomen in dat molecuul. Bijna alle moleculen bestaan uit verschillende soorten atomen. Enkele honderden moleculen bestaan uit maar één atoomsoort. We gaan daar later op in. We zullen dan ook zien dat de term molecuul niet voor alle stoffen opgaat. We noemen de notaties voor moleculen: molecuulformules of (chemische) formules. De (molecuul)formule van een stof geeft aan uit hoeveel van welke atomen een molecuul van de stof bestaat. Voorbeeld Een watermolecuul bestaat uit twee atoomsoorten: H en O. De aantallen zijn respectievelijk 2 en 1. De chemische schrijfwijze voor dit molecuul is H2O1 . De 2 en 1 heten indices of indexen; we schrijven ze rechtsonder de atoomsymbolen (als subscript). De index 1 laten we echter weg, zodat de notatie wordt H2O. De (molecuul)formule van een watermolecuul is dus H2O. Je zou ook OH2 kunnen schrijven, maar we houden ons internationaal aan bepaalde volgordes. Zo bestaan zeer veel molecuulsoorten uit C, H en O atomen, en we schrijven de atomen in de molecuulformules in die volgorde. Bijvoorbeeld de formule van het suikermolecuul: C12H22O11. Staat er een getal vóór een molecuulformule, bijvoorbeeld 2 H2O, dan worden daarmee 2 watermoleculen bedoeld. Die 2 noemen we de coëfficiënt . Coëfficiënten geven dus de aantallen moleculen aan. De coëfficiënt 1 laten we weg.

Structuurformule Welke atomen zitten aan elkaar vast, en welke niet? Een tekening in het platte vlak levert zo de structuurformule van het molecuul. Structuurformule van water en van waterstofperoxide In het H2O-molecuul zit het O-atoom tussen de twee H-atomen, de H-atomen zitten los van elkaar. Chemici noteren deze structuur als volgt: H - O - H. Het streepje tussen O en H geeft aan dat deze atomen aan elkaar 'gebonden' zijn en heet bindingsstreepje. De H-atomen zijn elk met een atoombinding aan het O-atoom gebonden. We noemen H - O - H de structuurformule van water. In het H2O2-molecuul zitten de atomen als volgt aan elkaar: H - O - O - H. Dit is de structuurformule van waterstofperoxide. Structuurformule van methaan Het C-atoom en de 4 H-atomen van een methaanmolecuul (CH4) zitten aan elkaar zoals hieronder getekend. Dit is de structuurformule van methaan. Structuurformule van suiker Hoe groter een molecuul, des te ingewikkelder de structuurformule. Hieronder staat de structuurformule van suiker, C12H22O11, officiële naam sacharose (in Amerika ook sucrose genoemd). In deze structuurformule zijn overigens verschillende bindingsstreepjes weggelaten (de bindingen van H-atomen). De structuurformule van sacharose is ook te vinden in BINAS tabel 67A2, maar niet alle atomen zijn daar afzonderlijk weergegeven. Veel C-atomen worden ogenschijnlijk zelfs helemaal niet vermeld! Ze zitten op de hoekpunten van de vijfring of zesring.

Ruimtelijke structuur Sinds ruim 100 jaar is bekend dat de atomen van een molecuul een ruimtelijke structuur vormen. Atomen zitten niet alleen links of rechts van elkaar, maar ook voor en achter, boven en onder elkaar. Van veel moleculen is tegenwoordig de ruimtelijke of driedimensionale structuur bekend. Weergeven ruimtelijke structuur Het vergt tekenkunst om zo'n driedimensionale structuur weer te geven. Computersimulaties kunnen de ruimtelijke structuur van een molecuul fraai laten zien, maar met bouwdozen valt ook veel duidelijk te maken. Zo kunnen we skeletmodellen ('ball-and-stick'-modellen) of ruimtevullende modellen maken: Skeletmodel (boven) en ruimtevullend model (onder) van HCl, H2O, NH3 en CH4 (van links naar rechts) Bron: McMurry & Fay, Chemistry Zeker voor grote moleculen gebruiken we meestal atoommodellen met verbindingsstaafjes (skeletmodel); bijvoorbeeld voor de structuur van (een klein gedeelte van) een DNA-molecuul. Later gaan we nader in op de ruimtelijke structuur van moleculen; voorlopig hebben we voldoende aan structuurformules in het platte vlak.

De bouw van een molecuul Een molecuulsoort kunnen we aangeven met: De molecuulformule:  geeft het aantal atomen van elke atoomsoort in een molecuul. De structuurformule: geeft de wijze waarop de atomen aan elkaar zijn gebonden. De ruimtelijke structuur: geeft een indruk van de ruimtelijke bouw en de grootte in vergelijking met andere moleculen (skeletmodel, ruimtevullend model).

Molecuul- en structuurformule Vraag aan leerlingen Het bepalen van de molecuulformule en de structuurformule van een stof was, zeker vroeger, een moeilijk en moeizaam werk. Zal daarbij eerst de molecuulformule bepaald zijn en daarna de structuurformule, of omgekeerd? Antwoord De molecuulformule; hoe zou je de structuur van iets te weten kunnen komen zonder kennis van de bouwstenen?

Ruimtelijke structuur Molecuulmodellen Molecuulmodelbouwdozen bevatten atoommodellen: plastic bolletjes die atomen voorstellen. Voor het aan elkaar knopen van deze bolletjes zijn er twee systemen, met drukknopen (en afgeplatte bollen) en met verbindingsstaafjes: Met atoommodellen met drukknopen krijg je een compact (ruimtelijk) model of ruimtevullend model ('space filling model'): de atomen zitten dicht op elkaar. Het geheel geeft een indruk van de vorm van het molecuul, maar de ruimtelijke structuur kun je niet (grote moleculen) of niet goed (kleine moleculen) zien. Bij bovenstaande ruimtelijke modellen van moleculen met toenemende complexiteit is de structuur nog goed te zien. In onderstaand ruimtelijk model van sucrose (C12H22011) is het al veel moeilijker om de structuur te herkennen. Ruimtelijk model van sucrose (= sacharose) Koppel je de atoommodellen met verbindingsstaafjes aan elkaar (skeletmodel), dan is de ruimtelijke structuur van het molecuulmodel wel goed te zien. Het nadeel van dit model is dat de afstanden tussen de atomen niet overeenstemmen met de werkelijkheid. Skletmodel van sucrose (= sacharose) Mogelijke misconcepten Een molecuul is een bolletje, opgevuld met nog kleinere bolletjes, de atomen. In een molecuul zijn de atomen via staafjes met elkaar verbonden. De herkomst van de tweede misconceptie is duidelijk: door gebruik te maken van molecuulmodellen kan dit misverstand ontstaan. Het is dus belangrijk om steeds te benadrukken dat een model niet hetzelfde is als de werkelijkheid. Het gebruik van modellen voor atomen en moleculen is wel aan te bevelen. Maak met behulp van modellen duidelijk dat verschillende stoffen worden gevormd door verschillende combinaties van aantallen en soorten atomen in de moleculen. Computersimulaties Toegankelijke simulaties met een ruimtelijke structuur zijn te vinden in webmodules, die zijn ontwikkeld aan de Radboud Universiteit (Centrum voor Moleculaire en Biomoleculaire Informatica en Onderwijsinstituut Moleculaire Wetenschappen) ten behoeve van het scheikundeonderwijs op havo en vwo:Moleculen in Beweging (kies de optie 'Molecuulmodellen') Of rechtstreeks: Molecuulstructuren Met de linkermuisknop ingedrukt kun je de modellen in alle richtingen roteren. Andere opties, bijvoorbeeld een ander type model, zijn gemakkelijk te realiseren. Verder is het met de browser plugin Chime ook mogelijk om andere moleculen in 3D te bekijken in andere webpagina's. Eenmalige installatie van deze plugin is noodzakelijk. Downloaden op:http://www.symyx.com/downloads/index.jsp Een voorbeeld is het Woordenboek Organische Chemie van de Radboud Universiteit. Van vele verbindingen vind je hier vele gegevens, waaronder meestal de driedimensionale structuur van de moleculen. Klik met de rechtermuisknop op het model van een molecuul om de opties te zien. Met de linkermuisknop ingedrukt kun je het model roteren. Ook heel uitgebreid is de Chime-library. Vraag aan leerlingen Uit hoeveel atomen moet een molecuul minstens bestaan om van een ruimtelijke (driedimensionale) structuur te kunnen spreken? Antwoord Pas met 4 atomen is een ruimtelijke structuur mogelijk; 3 atomen liggen altijd in een plat vlak.

02.03 De bouw van een atoom

De bouw van een atoom Een atoom bestaat uit een kern, opgebouwd uit positief geladen protonen en ongeladen neutronen, met daar omheen een negatief geladen elektronenwolk. Het aantal protonen is gelijk aan het aantal elektronen. Dit aantal noemen we het atoomnummer. De som van het aantal protonen en neutronen heet het massagetal. Isotopen zijn atomen van hetzelfde element maar met een verschillend aantal neutronen. De atoommassa van een element is een 'gewogen' gemiddelde van de massa van de isotopen. Bron: McMurry & Fay, Chemistry

Atoommodel van Rutherford Tot dusver hebben we atomen beschouwd als onvoorstelbaar kleine 'deeltjes'. We gaan nu dieper in op de bouw van atomen en zodoende leren we waarin atoomsoorten van elkaar verschillen. Structuur van atomen Een Nieuw Zeelandse fysicus, Ernest Rutherford, toonde in het begin van de twintigste eeuw aan dat een atoom wel een bepaald volume heeft, maar toch vrijwel 'leeg' is. De massa van een atoom is vooral geconcentreerd in het midden van het atoom, in de atoomkern (Engels: nucleus). Deze kern heeft een diameter van ongeveer 10-15 m. In de 'lege' ruimte om de kern bewegen elektronen, die de kern als een ijl omhulsel (elektronenwolk) omgeven, waardoor het atoom een diameter krijgt van 10-10 m (dus 100 000 maal groter dan de diameter van de kern). De kern van een atoom heeft een positieve lading. De elektronen, die om de kern heen bewegen, zijn negatief geladen en hebben ten opzichte van de kern een verwaarloosbaar kleine massa. De lading van de elektronenwolk is precies even groot als die van de kern, waardoor het atoom als geheel elektrisch neutraal is. Deze voorstelling van een atoom (door Rutherford gepubliceerd in 1911) noemen we het atoommodel van Rutherford, waarvan hier een audiovisuele presentatie. Dertig jaar later werd dit atoommodel van Rutherford gepreciseerd. Een atoomkern blijkt te zijn opgebouwd uit twee soorten kerndeeltjes: protonen en neutronen. Elementaire deeltjes Protonen, neutronen en elektronen noemen we wel elementaire of sub-atomaire deeltjes, omdat alle atomen (alle elementen) uit alleen deze deeltjes bestaan. De eigenschappen van elementaire deeltjes zijn: Een proton p heeft een massa van ongeveer 1 u (u is de atomaire massa-eenheid en is gelijk aan 1,66 x 10-27 kg; zie BINAS tabel 7 en 'Atoommassa' van de Vakinhoud van deze paragraaf). De elektrische lading is op +1 gesteld. Dit is de elementaire ladingseenheid e en is gelijk aan 1,6 x 10-19 coulomb (zie BINAS tabel 7 onder elementair ladingskwantum). Een neutron n heeft eveneens een massa van ongeveer 1 u. De elektrische lading is nul (vandaar de naam neutron). Een elektron e-   heeft een verwaarloosbaar kleine massa. De elektrische lading is -1, dus even groot als de lading van een proton, maar tegengesteld. Binnen de elektronenwolk is er een soort ordening: de elektronenconfiguratie (zie het thema 'Chemische binding'). Samengevat Eigenschappen van elementaire deeltjes

Atoomnummer en massagetal Atoomnummer Hét kenmerk voor een atoomsoort is het aantal protonen. Dit aantal heet het atoomnummer. Elke atoomsoort heeft een eigen atoomnummer, een eigen aantal protonen in de kern. Voor H is het atoomnummer 1: een H atoom heeft in de kern dus 1 proton. Voor He is het atoomnummer 2: een He atoom heeft in de kern 2 protonen. Voor C is het atoomnummer 6: een C atoom heeft in de kern 6 protonen. In tabel 40A van BINAS zijn de namen, symbolen en atoomnummers van alle atoomsoorten in alfabetische volgorde naar hun Nederlandse naam te vinden. In BINAS tabel 99 staan de symbolen van de atoomsoorten in volgorde van opklimmend atoomnummer. Een atoom is ongeladen. Dat kan alleen maar als er evenveel positieve als negatieve lading in zit. In een atoom bevinden zich dus evenveel protonen in de kern als elektronen in de elektronenwolk: Atoomnummer = aantal protonen in de kern = aantal elektronen rond de kern. Van links naar rechts: waterstofatoom (at.nr. 1), koolstofatoom (at.nr. 6) en goudatoom (at.nr. 79)Bron: McMurry & Fay, Chemistry Massagetal Het kenmerk van materie is dat ze massa heeft, met als eenheid de kilogram, kg. Materie bestaat uit moleculen, dus ook moleculen hebben een massa. En moleculen bestaan uit atomen, dus ook atomen hebben een massa. In een atoom is de massa van een elektron verwaarloosbaar in vergelijking met de massa van een proton of een neutron. De massa van een atoom wordt dus vrijwel geheel bepaald door de massa van de kern, dus door de som van het aantal protonen en neutronen in de atoomkern. Dit totale aantal heet het massagetal: Massagetal = aantal protonen + aantal neutronen.

Atoommassa Atomaire massa-eenheid De massa's van moleculen en atomen zijn zo klein dat chemici hiervoor een speciale eenheid gebruiken, de atomaire massa-eenheid (symbool u, van het Engelse unit). Per definitie is de atomaire massa-eenheid één twaalfde deel van de massa van één atoom van de koolstofisotoop C-12: De keuze van de atomaire massa-eenheid is historisch bepaald en hangt nauw samen met het feit dat waterstof het lichtste atoom is. Dalton stelde in 1803 de massa van het H-atoom op 1 u. Anders gezegd: de atoommassa van waterstof is 1 u, of preciezer: 1,00000…..u. Vanuit die stelling kunnen we de massa’s van andere atomen ook uitdrukken in atomaire massa-eenheden. Zo is het O-atoom 16 keer zwaarder dan een H-atoom en heeft dus een massa van 16 u: de atoommassa van zuurstof is 16 u. Nu nemen we niet meer de massa van een H-atoom als standaard, maar 1/12 deel van de massa van een C-atoom met 6 protonen en 6 neutronen in de kern, de koolstofisotoop C-12 (voor isotoop, zie 'Isotopen' van de Vakinhoud van deze paragraaf). Het gevolg voor deze nieuwe definitie van u is dat we in tabellen voor de atoommassa van H een getal vinden dat iets afwijkt van 1, namelijk 1,008 (of nog preciezer 1,00797). Deze keuze is (rond 1960) gemaakt omdat: men met nieuwe technieken de zeer exacte bepaling van de massa van C-12 kon uitvoeren; de relatie van u met één massabepalend elementair deeltje behouden bleef. Immers, vrijwel alle massa van een atoom is in de kern geconcentreerd. De kerndeeltjes (protonen en neutronen) hebben een ongeveer gelijke massa. Eén H-atoom heeft één proton in de kern, terwijl een C-atoom 12 kerndeeltjes bevat. Atoommassa De atoommassa geven we vaak aan met het symbool A , de molecuulmassa met het symbool M. Beide drukken we uit in atomaire massa-eenheden u, maar vaak laten we de eenheid u weg. Officieel spreken we dan van 'relatieve' atoom- en molecuulmassa's, maar dat is een formele kwestie waar we niet zwaar aan tillen. In BINAS tabel 40A zijn de atoommassa’s van alle atoomsoorten vermeld. Ze zijn echter meestal te precies voor ons, want zo nauwkeurig hoeven we zelden te rekenen. Daarom gebruiken wij vaak afgeronde atoommassa's. Met behulp van de atoommassa's kunnen we de molecuulmassa van elke stof uitrekenen, mits we de formule van die stof kennen. Zo is de molecuulmassa van water als volgt uit te rekenen: een watermolecuul bestaat uit twee H-atomen en één O-atoom en dus is de massa (2 x 1 u) + 16 u = 18 u.

Isotopen In BINAS tabel 25 staan de massagetallen van alle atoomsoorten. In deze tabel valt op dat bijna elke genoemde atoomsoort meer dan één massagetal heeft. Dit komt omdat het aantal neutronen in de kern bij de meeste atoomsoorten variabel is. Atomen van dezelfde soort kunnen verschillende massagetallen hebben. Atomen met gelijke atoomnummers (hetzelfde aantal protonen) maar verschillende massagetallen noemen we isotopen. De isotopen van een atoomsoort komen in de natuur altijd gemengd voor. Waterstof, bijvoorbeeld, heeft drie isotopen. Veruit het meest voorkomend is de isotoop met 1 proton en geen neutronen in de kern, symbool H. Voor 0,01% komt waterstof voor als de isotoop met 1 proton en 1 neutron in de kern, deuterium, symbool D. Een kunstmatige radioactieve waterstofisotoop is tritium, met 1 proton en 2 neutronen in de kern. Van links naar rechts: 'normaal' waterstof, deuterium en tritium Bron: McMurry & Fay, Chemistry Notatie Zo bestaan er twee isotopen van chloor, de ene met 18 neutronen in de kern, de andere met 20. Beide hebben 17 protonen in de kern (het atoomnummer van Cl is 17). De massagetallen van deze twee soorten Cl atomen zijn respectievelijk 17 + 18 = 35 en 17 + 20 = 37. We geven deze verschillende Cl-atomen als volgt weer: Cl-35 en Cl-37. Officieel is de notatie van het Cl-35 atoom: Dus het massagetal links boven het symbool van het element en het atoomnummer linksonder. We kunnen het atoomnummer ook weglaten, omdat per definitie een chlooratoom 17 protonen in de kern heeft, anders was het geen chloor. Daarom is de schrijfwijze Cl-35 of 35Cl ook goed. Notatie van de koolstofisotoop met massagetal 12Bron: McMurry & Fay, Chemistry Gemiddelde atoommassa De percentages, waarin de isotopen Cl-35 en Cl-37 in natuurlijk chloor voorkomen, zijn zodanig dat de gemiddelde atoommassa 35,5 u is. De atoommassa van een element is dus meestal een gemiddelde dat wordt bepaald door de verschillende isotopen van het element. In BINAS tabel 99 staan de afgeronde waarden van de (gemiddelde) atoommassa’s van alle elementen; nauwkeuriger waarden vind je in Binas tabel 40A. De gemiddelde atoommassa is een 'gewogen' gemiddelde, omdat de hoeveelheid van elke isotoop meetelt. Bij de berekening moet je rekening houden met twee factoren: De massa’s van de afzonderlijke isotopen. De percentages waarin de verschillende isotopen in het isotopenmengsel voorkomen.

De bouw van een atoom Een atoom bestaat uit een kern, opgebouwd uit positief geladen protonen en ongeladen neutronen, met daar omheen een negatief geladen elektronenwolk. Het aantal protonen is gelijk aan het aantal elektronen. Dit aantal noemen we het atoomnummer. De som van het aantal protonen en neutronen heet het massagetal. Isotopen zijn atomen van hetzelfde element maar met een verschillend aantal neutronen. De atoommassa van een element is een 'gewogen' gemiddelde van de massa van de isotopen.

Atoommodel Mogelijke misconcepten Een elektronenwolk is als een regenwolk: de elektronen vormen de druppeltjes van de wolk. Iedere atoomsoort heeft zijn eigen soort elektronen. De elektronen stoten de kern af. Ieder proton in de kern trekt precies één elektron aan.

Dimensies Verhouding atoomkern en atoomstraal In een tekening wordt een atoomkern naar verhouding altijd veel te groot weergegeven, dus probeer voor leerlingen de werkelijke dimensies altijd te 'visualiseren' voor zover dit niet in leerboeken is vermeld. Om stil te staan bij dimensies van atoom en kern kan ook onderstaande opgave dienen. Vraag aan leerlingen Stel we vergroten in gedachten een atoom tot een diameter van ca. 100 meter (de lengte van een voetbalveld). Wat is dan de diameter van de kern? Voor de benodigde gegevens, zie 'Atoommodel van Rutherford' van de Vakinhoud van deze paragraaf. Antwoord Een duizendste meter, dus 1 mm. Verhouding proton en elektron in waterstofatoom Op deze webpagina is een poging ondernomen om zowel verhouding als afstand tussen een proton en een elektron in het waterstofatoom weer te geven.

Elementaire deeltjes Protonen en elektronen (en heliumkernen) komen ook voor in de ruimte. Ze worden als zonnewind bij vlagen uitgestoten door de zon, een verschijnsel dat toeneemt, wanneer er meer 'zonnevlekken' zijn. Als een 'magnetische storm' is het dan de oorzaak van het noorderlicht en van storingen in het radioverkeer. Kosmische straling, afkomstig van de sterren van de melkweg, bestaat eveneens uit dergelijke elementaire deeltjes. In de natuurkunde verstaan we onder elementaire deeltjes een scala aan deeltjes zoals elektronen, protonen en neutronen, maar ook hadronen, leptonen en ook de anti-deeltjes.

Atoommassa Het is voor leerlingen wel makkelijk om in elk geval de volgende (afgeronde) atoommassa's te kennen: H 1, C 12, N 14 en O 16. Atomaire massa-eenheid De verandering van de definitie van de atomaire massa-eenheid kunnen we vergelijken met de verandering in de definitie voor de lengte-eenheid. Vroeger was de meter de lengte van een bepaalde platina-staaf in Parijs; tegenwoordig is de definitie veel ingewikkelder. Dat is gedaan omdat de nieuwe standaard met nog grotere precisie gemeten kan worden. Voor eenvoudig chemisch rekenwerk hebben deze definitie-bijstellingen echter geen gevolgen. De atomaire massa-eenheid was vroeger ook wel bekend als de dalton (Da). Deze eenheid behoort niet tot het SI en mag niet meer worden gebruikt. 

Isotopen Als context bij dit onderwerp zou het volgende stukje kunnen dienen: Uranium is de grondstof voor kerncentrales en ook voor kernwapens. Voor gebruik in een elektriciteitscentrale, in een kernreactor, moet het gehalte U-235 in het uranium ca. 3% zijn; voor gebruik in kernwapens is een gehalte van minstens 90% nodig. Natuurlijk uranium bestaat maar voor 0,7% uit U-235. Dus moet de concentratie van U-235 worden vergroot. We noemen dit het verrijken van uranium. Dit verrijken is technisch heel moeilijk. De isotopen verschillen alleen maar in massa, en dat verschil is voor uranium-isotopen nog heel klein ook. We gebruiken tegenwoordig meestal een ultra-centrifuge, een zeer snel ronddraaiende 'tol'. Uraan wordt omgezet in een gasvormige verbinding en dit gas(mengsel) wordt in een ultra-centrifuge geleid. Aan de wand wordt dan de concentratie van het zwaardere gas iets groter, dus wordt bij de as van de 'tol' de concentratie van het lichtere, U-235 houdende gas iets groter. Honderden van deze tollen staan in serie geschakeld. Het technische probleem was om een tol te construeren die én heel snel kon ronddraaien én dat volhield zonder gauw stuk te gaan. In Almelo staat zo'n fabriek voor verrijkt uranium, de Nederlandse vestiging van Urenco. Het aandeel van Urenco op de wereldmarkt groeit van 11 % in 1995 via 15 % in 2002 naar 20 % in 2005 en 25 % in 2010. Dit gaat vooral ten koste van andere verrijkingsfabrieken (USEC, USA en Eurodif, Frankrijk) (stand van zaken: april 2004).

02.04 Het periodiek systeem

Het periodiek systeem Het periodiek systeem is een rangschikking van de elementen naar opklimmend atoomnummer en tegelijkertijd naar overeenkomsten in chemische eigenschappen. De horizontale rijen heten perioden, de verticale kolommen heten groepen. Periodiek systeem Nederlandse versie van het Periodiek Systeem Het lied der elementen Het Periodiek Systeem in videofilmpjes (University of Nottingham)

Periodiek systeem Veel mensen houden van ordening en overzicht en in de wetenschap is dat zelfs essentieel. Het was al een grandioze ontdekking dat alle stoffen van de wereld uiteindelijk bleken te bestaan uit slechts een honderdtal atoomsoorten. Maar al in de 19e eeuw heeft men zijn best gedaan om ook in dit aantal een ordening te vinden. In 1869 kwam de Rus Dmitri Mendelejev daarvoor met een ontwerp, dat in wezen nog steeds geldig is. Deze ordening heet het Periodiek Systeem van de Elementen (ook wel Periodiek Stelsel geheten, in het Engels: Periodic Table). We noemen het meestal kortweg het periodiek systeem (zie BINAS tabel 99). Voor ervaren chemici is het periodiek systeem een informatieve samenvatting van alle bestaande atoomsoorten. Overzicht periodiek systeem Nederlandse versie van het periodiek systeem met eigenschappen van de elementen. Systematische rangschikking Het periodiek systeem is gebaseerd op twee uitgangspunten: De atoomsoorten (de elementen) worden gerangschikt in volgorde van opklimmend atoomnummer, beginnend bij waterstof (met atoomnummer 1). Men begint regelmatig ('periodiek') met een nieuwe regel of periode , zodat atoomsoorten met vergelijkbare chemische eigenschappen onder elkaar komen te staan. Verticaal ontstaan zo kolommen of groepen van 'verwante' atoomsoorten. Nieuwe elementen Het periodiek systeem is niet 'af'. Regelmatig wordt er weer een element aan het einde toegevoegd. Dit zijn atoomsoorten die alleen kunstmatig, via kernreacties, kunnen worden verkregen, onder andere in kernreactoren. Ze volgen in atoomnummer op uraan (U) en we noemen ze ook wel uraniden. Uraan is het zwaarste natuurlijke element. Isotopen Voor de varianten van één atoomsoort, de isotopen, is er geen aparte plaats in het periodiek systeem. Daar duidt de naam isotoop op, een afleiding van het griekse isostopos: gelijke plaats.

Perioden en groepen Perioden Periode 1 bestaat uit slechts 2 elementen: H en He met atoomnummers 1 en 2. Periode 2 bestaat uit 2 + 6 = 8 elementen: van atoomnummer 3 (Li) tot en met atoomnummer 10 (Ne). Periode 3 bestaat eveneens uit 2 + 6 = 8 elementen: van atoomnummer 11 (Na) tot en met atoomnummer 18 (Ar). Periode 4 bestaat uit 2 + 10 + 6 = 18 elementen, van 19 (K) tot en met 36 (Kr); de 10 'nieuwe' elementen met atoomnummers 21 tot en met 30 krijgen aparte kolommen. Periode 5 bestaat eveneens uit 2 + 10 + 6 = 18 elementen, van 37 (Rb) tot en met 54 (Xe). In de perioden 6 en 7 herhaalt zich dit patroon, maar in beide perioden komen nu nog eens 14 extra elementen te staan. Deze perioden bestaan dus uit 2 + 6 + 10 + 14 = 32 elementen. Omdat dan het papier wel erg breed zou worden, plaatsen we deze 2 maal 14 elementen meestal onderaan in aparte rijen. We noemen ze respectievelijk de lanthaniden (elementen 57 t/m 71) en de actiniden (elementen 89 t/m 103). Groepen De nummering van de perioden (horizontaal) is wel duidelijk, die van de groepen (verticaal) minder. Sinds 1990 bestaat de internationale afspraak de groepen te nummeren van 1 - 18, overeenkomend met het 2 + 10 + 6 schema. De tweemaal 14 elementen krijgen geen groepsnummers. De elementen waarvan de atoomsoorten in één groep staan hebben vergelijkbare chemische eigenschappen en worden ook vaak als groep benoemd (zie 'Chemische eigenschappen' van de Vakinhoud van deze paragraaf).

Chemische eigenschappen De elementen waarvan de atoomsoorten in één groep staan hebben vergelijkbare chemische eigenschappen. Met vergelijkbare chemische eigenschappen bedoelen we vooral een sterke overeenkomst in hun chemische reacties. En daarmee ook een overeenkomst in het soort verbindingen dat ze vormen. En daardoor ook een overeenkomst in de formules van deze verbindingen. De belangrijkste groepen zijn: Groep 1, de alkalimetalen (alleen H wordt hier niet toe gerekend). Het zijn 'zachte' metalen: je kunt ze met een mes snijden. Ze reageren zeer heftig met onder andere water. Vanwege de reactiviteit met zuurstof en waterdamp moeten we de alkalimetalen bewaren in petroleum of paraffineolie. Groep 2, de aardalkalimetalen . Ze zijn harder dan de alkalimetalen. Ze zijn ook minder reactief, maar toch nog zo, dat ze niet in zuivere vorm in de natuur voorkomen. Groep 17, de halogenen . Ze reageren gemakkelijk met andere elementen, met name met metalen. Groep 18, de edelgassen . Ze worden gekenmerkt door hun zeer geringe reactiviteit. We noemen ze inert (niet reactief). Metalen en niet-metalen Een heel belangrijke onderverdeling van elementen is die in metalen, zoals natrium (Na), goud (Au) en kwik (Hg), en niet-metalen, zoals waterstof (H), chloor (Cl) en zwavel (S). Deze onderverdeling is weergegeven in het periodiek systeem en lichten we toe in het thema 'Chemische binding'. Uit het periodiek systeem valt op te maken dat het merendeel van de elementen tot de metalen wordt gerekend.

Het periodiek systeem Het periodiek systeem is een rangschikking van de elementen naar opklimmend atoomnummer en tegelijkertijd naar overeenkomsten in chemische eigenschappen. De horizontale rijen heten perioden, de verticale kolommen heten groepen. Periodiek systeem Nederlandse versie van het Periodiek Systeem Het lied der elementen Het Periodiek Systeem in videofilmpjes (University of Nottingham)

Verkenning periodiek systeem Vroeger onderscheidde men 'hoofdgroepen', die men 1 - 8 nummerde, overeenkomend met het 2 + 6 schema, en 'nevengroepen', de groepen die nu 3 - 13 worden genummerd. Laat de indeling in metalen en niet-metalen duidelijk zien in het periodiek systeem. Merk op dat er veel meer metalen dan niet-metalen zijn. Waar staan de metalen in het periodiek syteem? Laat zien waar de verschillende categorieën elementen staan (alkalimetalen, aardalkalimetalen, halogenen, edelgassen). Laat de leerlingen toepassingen van de verschillende elementen (ook in verbindingen) opzoeken en presenteren. Vraag bij de KNCV voor iedere leerling een periodiek systeem met toepassingen op uitklapbaar A4-formaat. Het periodiek systeem der leerlingen In een NVOX-artikel* beschrijft Joke van Aalsvoort een heel andere benadering van het periodiek systeem. Aan de hand van elementkaarten van de eerste twintig elementen, waarop gegevens van het element staan, proberen leerlingen hun eigen periodiek systeem op te bouwen. Leerlingen moeten hun eigen classificatie beargumenteren. Zodoende komen er heel verschillende versies van het periodiek systeem tot stand. In feite lijkt de beginsituatie een beetje op de situatie van Mendelejev. Duidelijk is dat dit spel voor de leerlingen boeiender en diepgaander is dan de kant-en-klare presentatie van het huidige periodiek systeem, zoals dat in de leerboeken gebeurt. *Aalsfoort, J. van (2006) Het periodiek systeem der leerlingen, NVOX, 31(9), 426 - 428. Op Kennislink vind je naast de historie van het ontstaan van het periodiek systeem nog een alternatieve vorm, voortkomend uit de geologie. Wat zegt Wikipedia ervan?

Nieuwe elementen In 1869 was nog niets bekend over de atoombouw zoals die in de Vakinhoud van paragraaf 3 is beschreven. Mendelejev rangschikte elementen dan ook niet naar atoomnummers, maar naar (relatieve) atoommassa's. (In paragraaf 3 hebben we gezien dat deze parallel lopen aan de atoomnummers). Ook waren toen nog maar ca. 60 elementen bekend. Het gedurfde van Mendelejev's voorstel was dat hij af en toe een vakje leeg liet en voorspelde dat daar een nog onbekend element hoorde. Later werden deze elementen inderdaad ontdekt. Het Periodiek Systeem van MendelejevBron: McMurry & Fay, Chemistry Een voorbeeld was het element met nummer 32. Toen dit element inderdaad werd gevonden en de eigenschappen vertoonde die waren voorspeld, was de waarde van het periodiek systeem bewezen. Het element werd germanium genoemd, naar het land waar het werd ontdekt. Vragen aan leerlingen (Bron: McMurry/Fay, Chemistry) Hoe zou je de volgende vragen over de nog niet ontdekte elementen met atoomnummers 115, 117 en 119 beantwoorden? Welk element is een halogeen? Leg uit. Welk element zal vergelijkbare chemische eigenschappen hebben met cesium? Is element 115 waarschijnlijk een metaal of een niet-metaal? En element 117? Leg uit. Beschrijf enkele eigenschappen die je verwacht voor element 119. Antwoorden (gebruik BINAS tabel 99 en vul in de tabel de ontbrekende atoomnummers 112 t/m 119 aan) Het element met atoomnummer 117 is een halogeen, omdat het in groep 17 staat onder de andere halogenen. Cesium staat in groep 1. Het element met atoomnummer 119 ook, dus zal het vergelijkbare eigenschappen hebben. Het element met atoomnummer 115 staat onder het metaal bismut en zal dus ook een metaal zijn, omdat het metaalkarakter toeneemt van boven naar beneden. Het element met atoomnummer 117 zal waarschijnlijk een niet-metaal zijn, omdat het tot de halogenen behoort. Het element met atoomnummer 119 behoort tot de zeer reactieve metalen. Het zal heftig reageren met niet-metalen en met water. Het zal een goede elektrische geleider zijn.

Fasen en fase-overgangen De toestand waarin een stof voorkomt noemen we de fase of aggregatietoestand. Afhankelijk van temperatuur en druk treden er overgangen op van de ene naar de andere fase. Deze overgangen kunnen we beschrijven op twee niveau's, op macroscopisch niveau (waarneembare, fysische verschijnselen) en op microscopisch niveau (beschouwing op moleculair niveau, verklaarbaar met de molecuultheorie). Fase-overgangen: de pijlen symboliseren overgangen tussen fasen (macroscopisch) en de figuren symboliseren de moleculaire toestand per fase

Sk 03.01 Fasen

Fasen De meeste stoffen kunnen voorkomen in drie fasen of aggregatietoestanden: vast, vloeibaar en gasvormig. De fasen kunnen we op moleculair (microscopisch) niveau beschrijven, waarbij we een stof 'zien' als een onvoorstelbaar grote verzameling moleculen. We kunnen de fasen ook macroscopisch beschrijven. We hebben het dan over waarneembare stof met bepaalde eigenschappen. De drie fasen van broom in een afgesloten kolf

Fasen, macroscopisch en microscopisch Macroscopisch waarnemen en microscopisch verklaren We spreken van het macroscopisch niveau als we de waarneembare stof bedoelen. Macroscopisch gezien is water een kleurloze, heldere vloeistof, met bepaalde eigenschappen. Op moleculair (of microscopisch) niveau is een hoeveelheid water alleen maar een enorme verzameling moleculen. Dit model, uitgebreid met al zijn veronderstellingen over de eigenschappen van moleculen, is de huidige molecuultheorie. De molecuultheorie gaat uit van de volgende veronderstellingen:  Elke stof is opgebouwd uit moleculen, die kenmerkend zijn voor die stof. Moleculen van een stof zijn voortdurend in beweging. Er is lege ruimte tussen de moleculen. Moleculen bewegen gemiddeld sneller als de temperatuur stijgt. Moleculen oefenen krachten op elkaar uit. In de scheikunde moeten we als het ware 'heen en weer' kunnen denken: enerzijds een stof zien zoals deze zich aan ons voordoet, anderzijds in gedachten de stof kunnen 'zien' als een onvoorstelbaar grote verzameling moleculen. Zo is een watermolecuul niet nat. En een watermolecuul is ook niet vloeibaar. 'Nat' en 'vloeibaar' zijn begrippen uit de macroscopische wereld. In de moleculaire wereld hebben deze begrippen geen betekenis. IJs, water en waterdamp: macroscopisch en microscopischBron: Petrucci, General Chemistry

Fasen, macroscopisch gezien De drie fasen Vloeibaar water kan bevriezen tot een vaste stof: ijs. Water kan ook verdampen tot een gasvormige (of dampvormige) stof: waterdamp, soms stoom geheten. In de natuur- en scheikunde zeggen we dat water in verschillende fasen of aggregatietoestanden kan voorkomen, d.w.z. verschijningsvormen waarbij - macroscopisch gezien - sprake is van een bepaalde chemische en fysische uniformiteit. De meeste stoffen kunnen voorkomen in drie fasen: de vaste, de vloeibare en de gasvormige fase. Wanneer de fase van een stof van belang is, schrijven we deze met de (kleine) letters s, l, g tussen haakjes achter de molecuulformule: ijs: H2O(s); vloeibaar water: H2O(l); waterdamp: H2O(g). De betekenis van deze notaties is: (s) = vast (Engels: solid); (l) = vloeibaar (Engels: liquid); (g) = gasvormig (Engels: gas). Voorbeeld van de zichtbare fasen van water: vast (ijsberg) en vloeibaar (wolken, nevel, zee). De dampfase is niet zichtbaar. Bronfiguur Stofeigenschap Afhankelijk van de temperatuur en de druk komt een stof in een bepaalde fase voor. De fase is dus als zodanig geen stofeigenschap. In Nederland varieert de temperatuur tussen -10 en + 30 oC en de druk van de lucht is constant ongeveer 1 bar is (tussen 980 en 1050 mbar). Daardoor kennen wij H2O het best als H2O(l). De H2O(g) in de lucht is voor ons onzichtbaar, en H2O(s) zien we alleen bij vorst en in het vriesvak van de koelkast. De fase bij zogeheten standaardomstandigheden is wel een stofeigenschap. In de natuurwetenschappen is een standaarddruk en een standaardtemperatuur afgesproken: 298 K (25 °C) en 105 Pa (1 bar). De standaarddruk geven we ook wel aan met p0.

Fasen, moleculair gezien De verschillen tussen de drie fasen van een stof verklaren we met de molecuultheorie. Vaste fase De moleculen liggen tegen elkaar aan en zijn regelmatig gerangschikt in een driedimensionale stapeling. We noemen zo’n regelmatige stapeling een kristalrooster . De moleculen hebben een vaste plaats en kunnen alleen een beetje trillen. Door deze trilling heeft ieder molecuul een ruimte nodig die iets groter is dan de afmeting van het molecuul. De onderlinge samenhang (aantrekkingskracht) tussen de moleculen noemen we cohesie. Vaste fase, animatie Bron: Particles in Motion Vloeibare fase De moleculen hebben geen vaste plaats. Trillend bewegen de moleculen zich betrekkelijk vrij tussen elkaar door. De cohesie houdt de moleculen wel bij elkaar, maar is niet sterk genoeg om ze op een vaste plaats te houden. De intermoleculaire ruimtes zijn wat groter dan in de vaste fase. Vloeistoffen nemen daarom in het algemeen een groter volume in dan vaste stoffen. Een belangrijke uitzondering hierop is water: de vloeibare vorm heeft een kleiner volume dan de vaste vorm (bij bevriezen zet water uit; ijs heeft een groter volume dan water). Zie 'Waterstofbrug' in het thema 'Moleculaire stoffen'. Vloeibare fase, animatie Bron: Particles in Motion Gasvormige fase De moleculen hebben evenmin een vaste plaats. Trillend bewegen de moleculen zich ongeordend op relatief grote afstand van elkaar. Grote afstand wil zeggen: groot ten opzichte van hun eigen diameter (de afstand is minstens tien keer zo groot). De cohesie is te zwak om de moleculen bij elkaar te houden. Gasfase, animatieBron: Particles in Motion

Fasen De meeste stoffen kunnen voorkomen in drie fasen of aggregatietoestanden: vast, vloeibaar en gasvormig. De fasen kunnen we op moleculair (microscopisch) niveau beschrijven, waarbij we een stof 'zien' als een onvoorstelbaar grote verzameling moleculen. We kunnen de fasen ook macroscopisch beschrijven. We hebben het dan over waarneembare stof met bepaalde eigenschappen.

De drie fasen Voorbeelden uitleg fasen aan leerlingen: Uitleg aan de hand van de drie plaatjes met ruimtelijke kijk op moleculen (zie 'Fasen, moleculair gezien' van de Vakinhoud van deze paragraaf). We stellen ons moleculen voor als bolletjes. Uit hoeveel en uit welke atomen een molecuul bestaat doet er niet toe. Metafoor, bijvoorbeeld: vaste stof = leerlingen zitten op een vaste plaats aan tafel in het lokaal, maar bewegen wel; vloeistof = leerlingen in de gang of in een volle discotheek; gas = leerlingen fíetsen alleen naar huis, onderlinge afstand groter, geen interactie (anders dan sms'en!). Benadruk voor leerlingen: IJs, water en waterdamp is steeds dezelfde stof . Stofeigenschap Een stof bestaat uit moleculen, die we weergeven met een molecuulformule (zie 'Molecuulformule' in het thema 'Atomen en moleculen'). De molecuulformule drukt echter niet uit in welke fase een stof zich bevindt. Deze fase is een stofeigenschap bij bepaalde druk en temperatuur. Voor leerlingen is water een aansprekend voorbeeld. Mogelijke misconcepten Vaste stoffen Hardheid en deeltjesgrootte werken verwarrend: Hoe gemakkelijker te vervormen een stof is, hoe minder waarschijnlijk dat de stof bij de vaste stoffen wordt ingedeeld. Vloeistoffen Het classificeren van een stof als een vloeistof levert weinig moeilijkheden op, misschien omdat de fysische eigenschappen van verschillende vloeistoffen op het oog minder uiteenlopend zijn. Gassen Gassen leveren vooral moeilijkheden op omdat ze meestal onzichtbaar zijn. Gassen worden geassocieerd met het gebruik of gedrag ervan (ballon, band, hete lucht stijgt op). Leerlingen denken soms dat er drie soorten van een stof bestaan: vast, vloeibaar en gasvormig. Door de vele verschijningsvormen denken leerlingen vaak dat er meer dan drie aggregatietoestanden zijn (poeder, pasta, gel, papierachtig, etc.).

De molecuultheorie, enkele begrippen Intermoleculaire ruimte Tussen de moleculen is dus niets! Wetenschappelijk gezegd: de intermoleculaire ruimte is leeg. Vooral met gassen kunnen leerlingen zich dat moeilijk voorstellen. Een m3 methaangas bestaat uit (zeer veel) moleculen, ver van elkaar bewegend, met daartussen niets. Ook tussen de moleculen waaruit lucht bestaat bevindt zich niets. Een eerste reactie van leerlingen is heel vaak dat er niet iets kan bestaan als niets (vooral als het begrip vacuum nog niet aan de orde is geweest). Op de vraag wat zich tussen de gasmoleculen bevindt, antwoorden leerlingen regelmatig: lucht! Het is iets gemakkelijker voor te stellen als je bedenkt dat de moleculen met zeer grote snelheid door de ruimte bewegen. De moleculen botsen daarbij erg vaak tegen elkaar. Zo is er op iedere plaats in die ruimte regelmatig wel een molecuul aanwezig. Ook in vaste stoffen en vloeistoffen is er wel ruimte tussen de moleculen, die niet met iets anders is gevuld. Terminologie: vibraties/translaties/rotaties Moleculen trillen als gevolg van trillingen van de samenstellende atomen (stel atomen voor als bolletjes die met veren zijn verbonden). De wetenschappelijke naam voor trillingen van atomen in moleculen is vibraties. Bewegingen van moleculen als geheel in de ruimte heten translaties. In de vaste fase vertonen moleculen dus alleen vibraties, in de vloeibare en de gasvormige fase daarbij ook nog translaties. Moleculen kunnen ook rondtollen en die bewegingen heten rotaties.

Gassen en dampen Waterdamp Er is vaak verwarring rond de naam waterdamp. In de omgangstaal is damp nevelvormig en zichtbaar. Volgens van Dale: een zichtbaar geheel van fijne zwevende vloeistofdeeltjes. Natuurkundig gezien is waterdamp een kleurloos (en daardoor onzichtbaar) en geurloos gas, dat in mindere of meerdere mate in de lucht aanwezig is. Eenvoudige praktijkvoorbeelden voor leerlingen: een bakje water op de verwarming is na geruime tijd leeg; adem tien keer op een droge hand en deze voelt klam aan door condensatie van uitgeademde waterdamp; daarna is de hand snel weer droog; dampende paarden. Verschil tussen gassen en dampen Moleculair gezien zijn gassen en dampen gelijk. We gebruiken de term gas wanneer deze stof ook bij standaardomstandigheden nog een gas is. Daarom heet bijvoorbeeld methaan (kookpunt 112 K) een gas. Waterdamp daarentegen noemen we een damp, omdat deze stof bij standaardomstandigheden voor het allergrootste deel een vloeistof is. Een gas boven een bepaalde temperatuur, de kritieke temperatuur, kan nooit condenseren. Alleen als een gas wordt afgekoeld tot beneden de kritieke temperatuur kan het condenseren. Methaan bijvoorbeeld, met een kookpunt van 112 K en een kritieke temperatuur van 191 K, kan niet condenseren bij kamertemperatuur, ook niet bij sterk samenpersen. Ammoniak heeft een kookpunt van 240 K en een kritieke temperatuur van 405 K. Onder standaardomstandigheden is ammoniak dus een gas. Bij 298 K is het echter wel te condenseren, door het sterk samen te persen. Overeenkomst tussen gassen en dampen Dampen en gassen hebben sterk overeenkomstige eigenschappen. De algemene gaswetten zijn op beide van toepassing, mits er geen sprake is van condensatie. Dampen en verzadigingsdruk Veronderstel dat een voldoende grote ruimte enige damp bevat (met een bepaalde dampdruk) en geen condens. Als we het volume bij constante temperatuur verkleinen, zal de druk en dus ook de dichtheid van de damp toenemen. Bij voldoende verkleining van het volume zal de druk de verzadigingsdruk bereiken, behorend bij die bepaalde temperatuur. Wanneer we het volume nog verder verkleinen, zal er condensatie plaatsvinden. De druk in die ruimte zal niet verder stijgen. De ruimte is verzadigd van damp. Alle overtollige damp zal condenseren. Veronderstel dat we in een volkomen lege en van de omgeving afgesloten ruimte wat water inbrengen. Dit water zal verdampen en de gevormde damp zal een bepaalde (damp)druk opbouwen. Er zal water verdampen totdat de druk van de gevormde damp de verzadigingsdruk van waterdamp heeft bereikt. Deze verzadigingsdruk hangt alleen af van de temperatuur.

De term 'deeltje' In de natuur- en scheikunde gebruiken we de term 'deeltje' voor moleculen, atomen en de bouwstenen van atomen. Enkele aspecten van de 'deeltjestheorie' die moeilijk zijn: Alle materie bestaat uit 'afgebakende' deeltjes. Moeilijk omdat de deeltjes niet zichtbaar zijn. Deeltjes zijn voortdurend in beweging.Diffusie van kleurstof wordt niet in verband gebracht met randombeweging van deeltjes. Temperatuureffecten worden niet in verband gebracht met de snelheid van de moleculen. De ruimte tussen de deeltjes is 'leeg'.Omdat kinderen en studenten uitgaan van de zichtbare vaste en vloeibare vorm van een stof, waarin geen ruimte is te zien, is het moeilijk voorstelbaar dat die ruimte er wel is. De term 'deeltje' bergt het gevaar in zich dat een leerling bijvoorbeeld een molecuul water als een beetje water ziet (een 'stukje' macroscopische stof). Op de site van ECENT (Expertisecentrum voor Lerarenopleidingen in onderwijs van Natuurwetenschap en Techniek) vind je een uitgebreide studie over het deeltjesmodel:Probleemstellend onderwijs over een eerste deeltjesmodel, door Marjolein Vollebregt

Macroscopisch en moleculair niveau In plaats van de term 'moleculair' gebruiken we ook wel de term 'sub-microscopisch'. Deze term kan aanleiding geven tot verwarring. Het is van groot belang dat leerlingen als het ware 'heen en weer' kunnen denken tussen macroscopisch en moleculair niveau, dat wil zeggen enerzijds een stof kunnen zien zoals die zich aan ons voordoet, anderzijds in gedachten de stof kunnen 'zien' als een verzameling moleculen. Mogelijke misconcepten De molecuultheorie ziet er niet moeilijk uit. Toch kunnen leerlingen een aantal vergissingen of fouten maken: Het uiterlijk van een stof (bijvoorbeeld water) combineren ze met het innerlijk ervan (de bewegende moleculen). Alsof je in het water ook nog eens moleculen zou hebben. Dat is niet juist. Zoals we in het thema 'Atomen en moleculen' al meedeelden: water bevát geen watermoleculen, water bestáát uit (een onvoorstelbaar groot aantal) watermoleculen. Een molecuul van een stof zien ze als een uiterst klein beetje van die stof. Leerlingen stellen zich een watermolecuul voor als een zeer, zeer klein druppeltje water. Ook dat is niet juist: een watermolecuul is een deeltje, en pas zeer, zeer veel van deze deeltjes vormen de stof die wij als water ervaren. Leerlingen redeneren van groot naar klein: macroscopische eigenschappen van een stof worden toegekend aan de afzonderlijke moleculen (deeltjes) zelf (chloormoleculen zijn groen; koperatomen zijn gemakkelijk te vervormen). Dit kan ook zijn oorzaak hebben in een soms gehanteerde definitie van molecuul: het kleinste deeltje van een stof dat nog de eigenschappen van die stof heeft. Voor leerlingen zijn moleculen bezitters van eigenschappen. Dat is onjuist: moleculen zijn veroorzakers van eigenschappen. Mogelijke misconcepten die hieruit voortkomen: Moleculen kunnen van vorm veranderen, van temperatuur veranderen, uitzetten, van kleur veranderen. De moleculen van een vaste stof zijn hard, die van een gas zijn zacht. De moleculen van een gas wegen minder dan die van een vloeistof of een gas. De moleculen van een gas hebben geen massa. Preconcepten Zie het tabblad Preconcepten van deze paragraaf.

Fasen Voor kinderen (4 - 12 jaar) is het thema fasen en verandering van stoffen vrij complex, omdat de volgende begrippen, termen en inzichten een rol spelen: het begrip vaste stof, vloeistof en gas, het begrip fase-overgangen (vast naar vloeibaar, vloeibaar naar gas en vice versa), termen als smelten, stollen, verdampen, condenseren (voor water: koken, waterdamp en bevriezen), het inzicht dat deeltjes (moleculen) een rol spelen bij fase- overgangen, het begrip van behoud van massa. In deze paragraaf besteden we aandacht aan onderzoek rond het begrip 'fase' bij kinderen (vaste stof, vloeistof, gas). Hiertoe hebben we voor een belangrijk deel gebruik gemaakt van een uitgebreide literatuurstudie over (pre)concepten van kinderen over natuurwetenschappelijke thema's. Bron: Concepten van kinderen over natuurwetenschappelijke thema's van Kerst Boersma, Marja van Graft, Marie-Christine Knippels.

Onderzoek Publicaties begripsvorming bij kinderen Over het begrip van kinderen van fasen en fase-overgangen is redelijk veel gepubliceerd. De publicaties zijn relatief divers omdat de nadruk in de artikelen op één van de genoemde begrippen of processen kan liggen. De studies betrekken daarnaast ook kinderen uit verschillende leeftijdsgroepen in hun onderzoeksgroep. Referenties zijn te vinden bij de menu-items rechts. Samenvatting onderzoek Het onderzoek laat zien dat kinderen vaste stoffen voornamelijk zien als ‘harde en starre’ stoffen. Ze blijken vloeistoffen beter als zodanig te kunnen herkennen en hebben moeite om gas als een substantie te zien (ook oudere basisschoolkinderen). Het laatste hangt samen met de waarneming dat kennis en begrip van leerlingen over de deeltjestheorie van materie zeer gefragmenteerd is. Deze waarneming is samengevat in het menu rechts (vaste stoffen, vloeistoffen en gassen, deeltjes) en gekoppeld aan aanbevelingen.

Vaste stoffen Kinderen zien vaste stoffen voornamelijk als ‘harde en starre’ stoffen. In alle leeftijdsgroepen classificeren ze harde vaste stoffen (zoals glas, koper en hout) juist (80 tot 100%). Ze blijken echter moeite te hebben met voorbeelden van ‘niet harde’ stoffen [1, 2, 3]. Voorbeelden In een studie van Stavy en Stachel [3] deelt slechts 50 % van de kinderen de ‘niet harde’ stoffen als wol, deeg, metalen veer, spons in als vaste stof. De andere 50% deelt deze voorbeelden in als een aparte groep. Zo classificeren leerlingen in alle leeftijdsgroepen poeders (onder andere zand, suiker, bloem) niet juist. Ze delen ze in als vloeistoffen of als een aparte groep. Een studie van Jones et al. [1] gaf vergelijkbare resultaten. Zo zien kinderen katoen, bloem, gelei, klei en draad niet als vaste stoffen en waren er argumenten als ‘suiker niet want het verdwijnt in water’, draad ‘nee, want het kan gebogen worden’, chocolade ‘nee, want het kan smelten’ en kaarsenwas ‘nee, want je kunt het breken’. Ook nam het aantal juiste antwoorden af naarmate kinderen ouder werden (vanaf groep 5 een daling) [1]. Poederachtige stoffen gaven ook hier problemen; het zijn materialen waar ruimte zichtbaar of voor te stellen is, zoals bloem en suiker. Kinderen gaven hier redenen aan als ‘het is pulverig’; ‘het bestaat uit kleine stukjes’; ‘je kunt het zeven’ maar ook argumenten, die aan sterkte gerelateerd zijn: 'het is zacht'; ‘je kunt je handen erdoorheen halen’; ‘het is als zand, het is los’. Kinderen delen vaste stoffen dus niet als zodanig in op grond van: sterkte (niet hard), ruimtelijke rangschikking (poederachtig) en potentie tot verandering (je kunt het buigen of smelten) [1]. Literatuur Jones, B.L., Lynch, P.P. and Reesink, C. (1989). Children’s understanding of the notions of solid and liquid in relation to some common substances. International Journal of Science Education, 11(4), 417-427. Russell, T., Longden, K. and McGuigan, L. (1991). Materials. Primary space project research report. Liverpool University Press. Stavy, R. and Stachel, D. (1985). Children’s ideas about ‘solid’ and ‘liquid’. International/ European Journal of Science Education, 7(4), 407-421.

Vloeistoffen Kinderen definiëren vaste stoffen en vloeistoffen voornamelijk aan de hand van karakteristieke eigenschappen. Zo kun je vloeistoffen ‘schenken’, ‘ze zijn nat’ en ‘ze zijn waterig’ en vaste stoffen zijn ‘hard’, ‘niet vloeibaar’, ‘zwaar, sterk, groot en maken geluid’ [3]. Kinderen blijken vloeistoffen beter als zodanig te kunnen herkennen en indelen dan vaste stoffen [1, 3]. Het succes van het indelen van vloeistoffen is voornamelijk toe te schrijven aan het idee van kinderen dat ‘alle vloeistoffen uit water bestaan of waterig zijn’. De meeste problemen hadden kinderen dan ook met het indelen van voorbeelden van dikkere en stroperige vloeistoffen zoals honing, chocoladesiroop en tomatensaus [1, 2, 3]. Literatuur Jones, B.L., Lynch, P.P. and Reesink, C. (1989). Children’s understanding of the notions of solid and liquid in relation to some common substances. International Journal of Science Education, 11(4), 417-427. Russell, T., Longden, K. and McGuigan, L. (1991). Materials. Primary space project research report. Liverpool University Press. Stavy, R. and Stachel, D. (1985). Children’s ideas about ‘solid’ and ‘liquid’. International/ European Journal of Science Education, 7(4), 407-421.

Gassen "Gas heeft geen gewicht" Voordat kinderen hierover onderwijs hebben gehad, blijkt hun kennis van gassen minimaal [4]. Ze hebben moeite om gas als een substantie te zien. Ook oudere kinderen in de basisschool dachten dat gas geen gewicht had, of dat gas lichter is dan de vloeistof of vaste stof waarvan het verkregen is [5]. Gas; een concept zonder visuele kenmerken Wanneer kinderen de term gas moeten definiëren doen ze dit voornamelijk aan de hand van voorbeelden, zoals gas in frisdrank, lucht en gas om op te koken, maar ze hebben nog geen algemeen begrip van gassen [4]. Gas is een concept dat geen visuele kenmerken heeft en kinderen hebben daarbij toegang tot een beperkt aantal gassen in het dagelijks leven [4]. Zo is lucht, behalve wind en tocht, niet waarneembaar [6]. "Beste kinderen, teken een gas" In een onderzoek van Russell et al. [2] moesten kinderen onder meer een aantal vaste stoffen, vloeistoffen en gassen tekenen en het bleek dat het aantal getekende gassen door kinderen zeer gering was. Als er al iets getekend werd, waren dat associaties met voorwerpen als een gasfornuis [2]. Verder beschouwden veel kinderen een ‘leeg vat’ ook als leeg. Ook nadat gevraagd werd of er misschien lucht in kon zitten antwoordden meer dan 75% van de kinderen dat dat niet het geval was [2]. Ervaringen met de fysische eigenschappen van lucht Het begrip van kinderen ten aanzien van gassen heeft voornamelijk betrekking op het gebruik en de functie van objecten. Zo weten leerlingen dat we banden kunnen oppompen. Ze zijn bekend met objecten die de fysische eigenschappen van lucht gebruiken. Maar deze kennis en ervaringen leidt niet zonder meer tot het verwerven van een natuurwetenschappelijk begrip van lucht of gas [6]. Stereotype ideeën als ‘lucht is overal’ of ‘hete lucht stijgt’ beïnvloeden het denken sterk. Leerlingen passen deze stukjes kennis vaak zonder inzicht toe, waardoor ze tot fouten kunnen leiden. Literatuur 2. Russell, T., Longden, K. and McGuigan, L. (1991). Materials. Primary space project research report. Liverpool University Press. 4. Stavy, R. (1988). Children’s conception of gas. International Journal of Science Education, 10(5), 553-560. 5. Stavy, R. (1990). Children’s conceptions of changes in the state of matter: from liquid (or solid) to gas. Journal of Research in Science Teaching, 27(3), 247- 266. 6. Marie-Genevieve, S. (1986). Children’s conceptions of the gaseous state, prior to teaching. International/European Journal of Science Education, 8(4), 413-425.

Deeltjes Uit een studie van Stavy [4] onder 9-15 jarigen bleek dat leerlingen bij onderwijs over gassen eerst kennis over substantiële eigenschappen van gassen verwerven, daarna verwijzen naar gassen als een fase van de materie en alleen daarna de deeltjestheorie van materie toepassen om de term ‘gas’ uit te leggen. De ideeën van kinderen over gassen blijken echter niet consistent en ze worden beïnvloed door irrelevante waarneembare elementen van een opdracht. De kennis en het begrip van leerlingen over de deeltjestheorie van materie is zeer gefragmenteerd. Ze passen het in sommige situaties wel toe en in andere niet. Ze gebruiken deze theorie bijvoorbeeld wél om de term ‘gas’ uit te leggen, maar doen dit niet bij de term ‘vast’ en ‘vloeibaar’ [4]. Literatuur 4. Stavy, R. (1988). Children’s conception of gas. International Journal of Science Education, 10(5), 553-560.

Aanbevelingen Leerlingen komen op school met sterke opvattingen over hoe en waarom dagelijkse dingen zich voordoen. Gezien hun ervaringen zijn deze opvattingen logisch en zinnig. Daarnaast kunnen deze opvattingen onveranderd blijven of kan natuurwetenschappleijk onderwijs ze beïnvloeden in onvoorziene richtingen [7]. Zo blijken kinderen het kookproces van water beter te begrijpen dan verdamping van water in een andere context. Vaste stoffen Bij het onderwijzen van vaste stoffen moeten we extra aandacht besteden aan de ‘niet harde’ materialen en poeders door verschillende voorbeelden te laten zien. Tot groep 5 herkennen kinderen overeenkomsten tussen verschillende vaste stoffen niet spontaan, waardoor het raadzaam is om het onderwijs van harde vaste stoffen niet vóór groep 5 te starten. Onderwijs moet op een concreet niveau plaatsvinden met de focus op het herkennen van overeenkomsten tussen harde vaste stoffen en het gebruik van de term vaste stof om deze te beschrijven. Tenslotte zou de behandeling van vaste stoffen, die niet hard zijn, pas moeten starten nadat leerlingen begrip van harde vaste stoffen hebben [3]. Vloeistoffen Het herkennen van de verschillende vormen van materie blijkt ook sterk te variëren afhankelijk van de materie die we bevragen [1]. Leerlingen herkennen vloeistoffen bijvoorbeeld beter als zodanig dan vaste stoffen. Stavy en Stachel [3] adviseren dan ook om het thema ‘fasen van materie’ in eerste instantie te onderwijzen met de focus op vloeistoffen. Dit zou kunnen starten in groep 3 met het herkennen van overeenkomsten tussen vloeistoffen [3]. Behandeling van het concept vloeistof zou zich voornamelijk moeten richten op demonstraties die laten zien dat niet alle vloeistoffen waterig zijn. Gassen Onderwijs ten aanzien van gassen zou zoveel mogelijk de natuurlijke sequentie en snelheid van leerlingen moeten volgen. Leerlingen blijken eerst kennis over de substantiële aard van gassen te verwerven, waarna het algemene idee van een gas wordt ontwikkeld als een vorm van materie. Literatuur 1. Jones, B.L., Lynch, P.P. and Reesink, C. (1989). Children’s understanding of the notions of solid and liquid in relation to some common substances. International Journal of Science Education, 11(4), 417-427. 3. Stavy, R. and Stachel, D. (1985). Children’s ideas about ‘solid’ and ‘liquid’. International/ European Journal of Science Education, 7(4), 407-421. 7. Osborne, R.J. and Cosgrove, M.M. (1983). Children’s conceptions of the changes of state of water. Journal of Research in Science Teaching, 20(9), 825-838.

Fasen De volgende oefenopgaven kunnen leerlingen helpen om na te denken over stoffen op macroscopisch en moleculair niveau. Opgaven Methaan is een gas. Zijn methaanmoleculen ook gasvormig? Een (hoeveelheid) stof heeft een massa. Zal een molecuul ook een massa hebben? Een (hoeveelheid) stof heeft een volume. Zal een molecuul ook een volume hebben? Antwoorden Nee, gasvormig zijn is een macroscopische eigenschap. Ja, de massa van het geheel moet de som van de massa's van de bouwstenen zijn. Ja, het volume van vaste stoffen en vloeistoffen wordt zo ongeveer bepaald door de som van de volumes van de moleculen. Voor gassen is de (veel grotere) intermoleculaire ruimte bepalend.

Sk 03.02 Fase-overgangen, macroscopisch

Fase-overgangen, macroscopisch De overgangen tussen de verschillende fasen hebben alle meer of minder bekende namen: smelten, stollen, verdampen, condenseren, sublimeren en rijpen. Smelt- en kookpunt zijn per stof kwantificeerbaar; het zijn fysische constanten.

Fase-overgangen, fysisch beschreven Een stof kan van fase veranderen door toevoer of afvoer van warmte. De fase hangt dan ook samen met de temperatuur. Bij lage temperatuur zijn vrijwel alle stoffen vast. Stijgt de temperatuur dan worden veel stoffen vloeibaar. Bij heel hoge temperatuur bestaan alleen maar gassen. Een tweede, minder invloedrijke, factor is de druk. Faseveranderingen kunnen we samenvatten in een 'fasedriehoek': Smelten en stollen De overgang van de vaste fase in de vloeibare fase heet smelten. Het omgekeerde proces heet stollen. Alleen bij water noemen we dit ook wel 'bevriezen'. Verdampen en condenseren De overgang van de vloeibare in de gasvormige fase is ook welbekend: verdampen, bij bepaalde omstandigheden ook wel koken genoemd. Het omgekeerde proces heet condenseren. Condensatie van waterdampBron: Particles in Motion Condensatie van waterdamp (http://www.es.lancs.ac.uk/hazelrigg/contrails/contrail.gif) Sublimeren en rijpen Minder bekend is dat ook een vaste stof kan verdampen (we zeggen ook wel vervluchtigen). De rechtstreekse overgang van de vaste fase naar de gasvormige fase heet sublimeren. Omgekeerd kan een damp condenseren tot de vaste fase. We spreken dan van rijpen. NB: de term sublimeren gebruikt men soms voor beide processen (dus ook voor rijpen)! Voorbeeld sublimeren Sublimatie van jood (Bron: Particles in Motion)Toelichting: De petrischaal bevindt zich op een warme kookplaat, waardoor de sublimatie onmiddellijk begint. Op het koude gedeelte van het schaaltje vormt zich uit de damp weer vast jood. Voorbeeld rijpen Schematische weergave fase-overgangen Als de molecuulformule van een stof bekend is kunnen we fase-overgangen schematisch weergegeven. Het smelten van ijs wordt dan:

Smeltpunt en kookpunt, macroscopisch Smelt- en kookpunt als stofeigenschappen Elke stof heeft een eigen smeltpunt en kookpunt. Deze stofeigenschappen zijn kwantificeerbaar, dat wil zeggen ze zijn uit te drukken in een getalwaarde met een eenheid. De kwantificeerbare eigenschappen van een stof noemen we ook wel de fysische constanten van de stof. Smeltpunt en kookpunt drukken we uit in kelvin (K), de SI-eenheid van temperatuur. Waarden zijn echter ook vaak uitgedrukt in graad Celsius (oC). De waarden van smeltpunt en kookpunt bepalen of een stof bij een bepaalde temperatuur vast, vloeibaar of gasvormig is. Smeltpunt en kookpunt van een stof markeren bovengrenzen; boven het smeltpunt kan de vaste fase niet bestaan en boven het kookpunt kan de vloeibare fase niet bestaan. In laboratoria voeren we vaak smeltpunts- en kookpuntsbepalingen uitgevoerd. Deze stofeigenschappen kunnen we gebruiken om een onbekende stof te identificeren. Dit behoort tot de kwalitatieve analyse. Voorbeeld van een smeltpuntsbepaling Smelt- en kookpuntsbepalingen voeren we ook uit om de (on)zuiverheid van een stof na te gaan; zie 'Bepaling zuiverheid' in het thema 'Mengsels en scheidingsmethoden'. Smeltpunt Het smeltpunt of het stolpunt is de temperatuur waarbij de vaste fase en de vloeibare fase, blijvend naast elkaar kunnen bestaan. Voor H2O is die temperatuur (bij standaarddruk) 0o C of 273 K. Boven het smeltpunt kan de vaste fase niet bestaan. Onder het smeltpunt kan de vloeibare fase wel bestaan, maar die toestand is niet stabiel; we spreken van een 'onderkoelde vloeistof'. Als je er maar even tegenaan tikt, treedt onmiddellijk stolling op. Het laatste treedt ook op bij ijzelen (zie 'Smeltpunt en kookpunt' onder het tabblad 'Voorbeelden en toepasssingen' van deze paragraaf). Kookpunt Een vloeistof verdampt geleidelijk. Als we een schaaltje water in de kamer laten staan, dan is dit na enkele dagen helemaal verdampt. Het verdampen gaat sneller wanneer we het schaaltje water op de verwarming plaatsen. Maar pas bij het kookpunt is de verdamping 'totaal': het water verdampt niet alleen aan het oppervlak, maar door de hele vloeistof heen. Dat heet koken en dat gebeurt bij het kookpunt. Als je water kookt in een glazen schaal is dat goed te zien: in de hele vloeistof ontstaan grote bellen waterdamp. Het kookpunt van water (bij standaarddruk) is 100 oC of 373 K. Boven het kookpunt kan de vloeibare fase niet bestaan. Onder het kookpunt kan de dampfase wel bestaan, bijvoorbeeld waterdamp in lucht. Zelfs onder het smeltpunt kan de dampfase van een stof bestaan; ook bij vorst bevat de lucht nog waterdamp, zij het weinig. Invloed van drukverandering op kookpunt en smeltpunt We beschouwen hier kookpunt en smeltpunt bij de standaarddruk van 1 bar; wanneer de druk verandert, veranderen ook kook- en smeltpunt. Bij een hogere druk stijgt het kookpunt; bij een lagere druk daalt het kookpunt (zie tabblad 'Smeltpunt en kookpunt' onder het tabblad 'Voorbeelden en toepasssingen' van deze paragraaf). De invloed van drukverandering op het smeltpunt is veel geringer dan op het kookpunt. Koken van alcohol (Bron: Particles in Motion).Toelichting: De buis met alcohol bevindt zich in een bekerglas met warm water, waarvan de temperatuur hoger is dan het kookpunt van alcohol (351 K), maar lager dan het kookpunt van water (373 K).

Smelt- en kookcurve Tijdens het smelten van een stof verandert de temperatuur niet, ondanks de toevoer van warmte. Alle toegevoerde warmte is dan nodig voor het smeltproces. Pas als alles is gesmolten, stijgt de temperatuur van de gevormde vloeistof bij warmtetoevoer. Smeltcurve van ijs Ook bij het koken van een vloeistof blijft de temperatuur constant tijdens het koken zolang er vloeistof is. Pas als alles in dampvorm is, zal de temperatuur stijgen bij verdere warmtetoevoer. Kookcurve van water Samengevat Bron: Mc Murry & Fay, Chemistry

Fase-overgangen, macroscopisch De overgangen tussen de verschillende fasen hebben alle meer of minder bekende namen: smelten, stollen, verdampen, condenseren, sublimeren en rijpen. Smelt- en kookpunt zijn per stof kwantificeerbaar; het zijn fysische constanten.

Fase-overgangen, fysisch beschreven In het algemeen zien leerlingen het reversibele karakter van fase-overgangen niet. Veel leerlingen realiseren zich niet dat stollen het omgekeerde is van smelten. Water/ijs wordt nog wel begrepen, maar dat het smelten/stollen van kaarsvet vergelijkbaar is, is niet direct duidelijk. Laat reversibele overgangen zien (demonstratie of practicum). Voorbeelden zijn naftaleen of kaarsvet, die er na smelten en stollen weer hetzelfde uitzien. Het warmte-effect bij smelten en verdampen is bij de meeste leerlingen bekend vanuit hun ervaringswereld, terwijl dat bij stollen en condenseren niet het geval is. Leg niet alle nadruk op het voorbeeld ijs/water/stoom, maar gebruik ook andere voorbeelden. De sublimatie van jood is eenvoudig te demonstreren, als er een zuurkast aanwezig is. Naast de animatie in de Vakinhoud vind je hier nog een beschrijving van de proef, met fraaie foto's. De sublimatie van vast kooldioxide is minder spectaculair dan die van jood. Omdat het gasvormige kooldioxide onzichtbaar is, lijkt de stof in het niets te verdwijnen. Sublimatie van vast kooldioxide bij kamertemperatuur (Bron: Particles in Motion) Mogelijke misconcepten Als een vloeistof verdampt, verdwijnt de stof, hoewel de geur kan blijven (verdampen van propaan of butaan uit een gasfles). Als het gas gekleurd is, wordt verdampen anders bekeken. Het behoud van de stof wordt nu veel gemakkelijker begrepen (verdampen van broom). Vloeibaar broom met bruine broomdamp erbovenBron: Petrucci, General Chemistry Het gewicht van een stof verandert bij smelten of verdampen. Voor condenseren en stollen is warmte nodig, zoals bij verdampen en smelten. De bellen die tijdens het koken van een vloeistof ontstaan, bestaan uit lucht of warmte (sommige leerlingen, die de formule van water al kennen, denken dat de gasbellen in kokend water bestaan uit waterstof en zuurstof). Oefening Zet de overgangstemperaturen voor meerdere bekende stoffen uit op een temperatuurschaal, zodat leerlingen de overeenkomst zien. Teken voor iedere stof een aparte temperatuurlijn onder of naast elkaar en geef de smelt- en kookpunten aan. Teken de gebieden gas, vloeistof, vaste stof met verschillende kleuren.

Fase-overgangen, macroscopisch Onderzoek naar het begrip van kinderen over vaste stoffen, vloeistoffen en gassen, en onderzoek naar hun begrip van processen die leiden tot overgangen in deze fasen (smelten, stollen, verdampen, condenseren), is tot nu toe voornamelijk gericht geweest op de verandering van fasen van water. Hierbij ligt de nadruk op de processen verdampen en condenseren (vloeistof-gas). De overgang van vaste stof naar vloeistof en vice versa blijft enigszins onderbelicht. 

Fase-overgangen van water Inzichten van kinderen in fase-overgangen van water (1) Osborne & Cosgrove [7] waren een van de eersten die inzichten van kinderen in de fase-overgangen van water bestudeerden [8]. Hierbij werden begrippen en processen als koken, verdampen, kamertemperatuur, condensatie en smelten onderzocht [7]. Door middel van meerkeuzevragen en interviews, waarbij een aantal gebeurtenissen aan de leerlingen getoond werd (smelten van ijs, koken van water, condensatie en verdamping) werden 43 leerlingen in de leeftijd van 8-17 jaar bevraagd. Osborne & Cosgrove waren redelijk pessimistisch in hun conclusie. Zij vonden een aantal niet-wetenschappelijke concepten, die ook door andere auteurs werden onderstreept: Leerlingen associëren de juiste technische term (‘verdamping’, ‘condensatie’ en ‘smelten’) met een bepaalde gebeurtenis of fenomeen, maar begrijpen niet het bijbehorende proces of concept. Leerlingen in alle leeftijdsgroepen (8-17 jaar) hebben opvattingen over dagelijks optredende fenomenen. Echter oudere kinderen hebben na natuurwetenschappelijk onderwijs vaak nog dezelfde opvattingen als jongere kinderen. Visies als ‘bubbels in kokend water is lucht’, ‘kou die door het glas komt bevat ijs om condensatie aan de buitenkant te veroorzaken’, ‘water komt door het glas door middel van diffusie’, blijven ook bij oudere kinderen bestaan ondanks onderwijs in deze gebieden. Leerlingen gebruiken wetenschappelijke kennis om hun niet-wetenschappelijke ideeën te onderbouwen. Wanneer leerlingen ouder worden (14-15 jaar) nemen sommige niet-wetenschappelijke ideeën toe, zoals het idee dat water uiteenvalt in waterstof en zuurstof wanneer het verdampt. Natuurwetenschappelijke modellen kunnen nogal abstract overkomen bij leerlingen en zijn (bijna) niet te relateren aan hun dagelijkse ervaringen. Het deeltjesmodel bijvoorbeeld houdt voor veel leerlingen in dat vloeistoffen minder dicht zijn dan vaste stoffen. Inzichten van kinderen in fase-overgangen van water (2) Na het onderzoek van Osborne & Cosgrove [7] volgden meerdere studies naar het begrip van kinderen over verdamping en condensatie. Deze studies probeerden onder meer de bevindingen van Osborne & Cosgrove te verifiëren. Zo namen Bar & Travis [9] de onderzoeksopzet van meerkeuzevragenlijsten van Osborne & Cosgrove [7] mee in hun onderzoeksmethode naast een aantal demonstraties van verdamping en condensatie. De onderzoeksopzet van de verschillende studies vertoonde opvallende overeenkomsten: er werd een aantal demonstraties van verdampen, koken en condenseren gegeven, waarna leerlingen (5-15 jaar) bevraagd werden over deze activiteiten (observaties). Voor verdamping kozen onderzoekers voor demonstraties, zoals het drogen van een vloer, het drogen van de was, dalend waterniveau in een vat [9, 10, 11], verdampen van water van een schoteltje [10], koken van water [9, 12, 13] en het condenseren van adem in koude lucht of tegen een raam [11]. Om het inzicht van kinderen in de processen verdampen en condenseren te kunnen toetsen werd door Russell & Watt [11] daarnaast een lijst met concepten opgesteld: Water kan bestaan in de vorm van waterdamp, een onzichtbaar, reukloos gas. Lucht bevat deze onzichtbare damp. De hoeveelheid waterdamp in de lucht kan variëren. Verdamping en condensatie scheidt water van vaste stoffen die erin opgelost zijn. Andere vloeistoffen verdampen en condenseren ook. Verdamping leidt tot afkoelen, afkoelen leidt tot condensatie. De bevindingen van deze studies bespreken we onder ‘Verdampen’. Literatuur 7. Osborne, R.J. and Cosgrove, M.M. (1983). Children’s conceptions of the changes of state of water. Journal of Research in Science Teaching, 20(9), 825- 838. 8. Tytler, R. (2000). A comparison of year 1 and year 6 students’ conceptions of evaporation and condensation: dimensions of conceptual progression. International Journal of Science Education, 22(5), 447-467. 9. Bar, V. and Travis, A.S. (1991). Children’s views concerning phase changes. Journal of Research in Science Teaching, 28(4), 363-382. 10. Bar, V. and Galili, I. (1994). Stages of children’s views about evaporation. International Journal of Science Education 16(2), 157-174. 11. Russell, T. and Watt, D. (1990). Evaporation and condensation. Primary space project research report. Liverpool University Press. 12. Johnson, P. (1998). Children’s understanding of changes of state involving the gas state, Part 1: Boiling water and the particle theory. International Journal of Science Education, 20(5), 567-583. 13. Johnson, P. (1998). Children’s understanding of changes of state involving the gas state, Part 2: Evaporation and condensation below boiling point. International Journal of Science Education, 20(6), 695-709.

Verdampen “Water verdwijnt naar een locatie dichtbij” Het blijkt dat kinderen in de leeftijd van 5-12 jaar (nog) geen duidelijk begrip van verdampen hebben en dat het gebruik van de bijbehorende terminologie ongericht en/of associatief is. Met name de jongere kinderen verklaren het dalende waterpeil in een vat en het drogen van de was als een verplaatsing van vloeibaar water. Zo denken kinderen dat het water verdwijnt doordat het vaste objecten binnendringt of naar een locatie dichtbij is gegaan: ‘water is (door kleine gaatjes in de watertank) in de tafel of de grond getrokken’, ‘water is in het vat getrokken, bevindt zich onder het vat’ [9, 11]. Kinderen denken dus dat vloeibaar water zich verplaatst, maar dit geeft ook aan dat ze zich blijkbaar wel bewust zijn dat volume behouden blijft [11]. Het water is niet zomaar ‘weg’ of ‘verdwenen’. “Water verdwijnt naar een locatie ver weg” Andere kinderen dachten dat het water zich had verplaatst naar een locatie verder weg zoals de lucht en wolken, maar ze beschreven ook de bron van verandering, de zon (30%), als uiteindelijke locatie van het water: ‘Ik denk dat het water opdroogt door de zon en dat het water ín de zon droogt’ (8 jaar); ‘Ik denk dat lucht in het water gaat, het water opdroogt en het water in de lucht trekt’ (8 jaar) [11]. Een klein aantal opperde dat het water weggehaald was door een persoon of dier. Water kan ‘veranderen’ Russel en Watt [11] concludeerden dat weinig kinderen erkennen dat water kan ‘veranderen’. Ze verdeelden deze kinderen in degenen die verwezen naar andere waarneembare vormen als ‘mist’, ‘verstuiven’, ‘druppels’ en degenen die niet waarneembare constructen beschreven als ‘gas’, ‘damp’ en ‘deeltjes’ [11]. Het merendeel van de kinderen sprak in de verklaring van deze fenomenen (dalende waterniveau in vat, het drogen van de vloer) echter niet over water als een substantie die meerdere fasen kent. Contextafhankelijke opvattingen van kinderen De opvattingen van kinderen ten aanzien van verdampen blijken echter wel sterk context-afhankelijk te zijn. Bij het voorbeeld van het drogen van kleding was het percentage dat het proces interpreteerde als verandering van vloeistof naar waterdamp een stuk groter, en nam geleidelijk toe tot 60% bij de 11-jarigen [9, 11]. Dit bleek ook het geval in de vergelijking van het verdampen van water van een schoteltje en het drogen van de was in de studie van Bar & Galili [10] en recente literatuur onderstreept deze bevindingen [8, 14]. De jongste kinderen bleven echter ook hier tevreden met hun verklaring dat het water ‘opdroogt’ of ‘verdwijnt’. Gefaseerde ontwikkeling van het begrip verdamping Het begrip van kinderen ten aanzien van verdamping van water blijkt zich in een aantal opeenvolgende stappen te ontwikkelen. Door de auteurs [9, 10] worden hierin vier hiërarchische fasen onderscheiden: Water verdwijnt (gangbaar onder jonge kinderen). Het oppervlak absorbeert water. Een visie die opduikt vanaf 7 jaar (verschuiving van een beschrijvende naar een redenerende visie). Water wordt overgeplaatst (‘verdampt’) naar een andere (opwaartse) locatie zoals het hemelgewelf, wolken, plafond of lucht. De overgang naar deze visie is rond 9 jaar. Water verdwijnt (verspreidt zich) in de lucht, gepaard gaand met een fase-overgang. Deze visie gaat overheersen rond 13 jaar. Toegang tot het concept van de gasfase is dus kritiek in de ontwikkeling van het begrip van kinderen over verdamping en condensatie [12, 13]. Literatuur 8. Tytler, R. (2000). A comparison of year 1 and year 6 students’ conceptions of evaporation and condensation: dimensions of conceptual progression. International Journal of Science Education, 22(5), 447-467. 9. Bar, V. and Travis, A.S. (1991). Children’s views concerning phase changes. Journal of Research in Science Teaching, 28(4), 363-382. 10. Bar, V. and Galili, I. (1994). Stages of children’s views about evaporation. International Journal of Science Education 16(2), 157-174. 11. Russell, T. and Watt, D. (1990). Evaporation and condensation. Primary space project research report. Liverpool University Press. 12. Johnson, P. (1998). Children’s understanding of changes of state involving the gas state, Part 1: Boiling water and the particle theory. International Journal of Science Education, 20(5), 567-583. 13. Johnson, P. (1998). Children’s understanding of changes of state involving the gas state, Part 2: Evaporation and condensation below boiling point. International Journal of Science Education, 20(6), 695-709. 14. Galili, I. and Bar, V. (1997). Children’s operational knowledge about weight. International Journal of Science Education, 19(3), 317-340.

Koken Interpretatie van kinderen Kinderen bereiken al op jongere leeftijd een juiste interpretatie van het proces van koken, eerder dan een juiste verklaring voor het proces van verdampen. Zelfs meer dan de helft van de jongste groep (6 jaar) gaf aan dat er waterdamp wordt gevormd wanneer water aan het koken is, en dat op hetzelfde moment de hoeveelheid water afneemt [9]. Niet alle kinderen konden echter de bron van de damp juist duiden als het water, maar zeiden dat deze uit de bellen kwam. Bij doorvragen gaven veel kinderen echter aan dat de bellen een tussenfase van water en damp zijn. Aangezien koken verbonden is met verhitten bestonden er ook misvattingen onder kinderen (10-11 jaar) dat damp ‘hete lucht’ of ‘water en warmte’ is in plaats van ‘een andere vorm van water’. Bellen De bellen, die ontstaan tijdens het koken van water, geven nog de meeste problemen voor kinderen. Naast 'waterdamp' beschrijven ze de inhoud van de bellen als ‘water, water en warmte, lucht, hitte, rook en zuurstof’. Volgens de jongste kinderen (6-7 jaar) gaat het om lucht (25%) en water (40%), maar ook veel kinderen gaven geen antwoord op een vraag over de inhoud van een bel. Jonge kinderen accepteren veelal het idee van onzichtbare lucht of damp nog niet en zeggen dus dat er water in de bellen zit of blijven een antwoord schuldig. De meeste oudere kinderen (11-12 jaar) (70%) verklaarden juist dat de damp die van het kokende water komt, bestaat uit water. Paradoxaal is dat 75% van deze groep vervolgens zei dat in de bellen lucht zat [9]. Overgang vloeistof-gas Het blijkt dus dat er ook rond het kookproces nog wel enige misvattingen bij kinderen bestaan. Echter, het percentage dat aangaf dat de damp voortkomt uit het water bij het kookproces, is beduidend hoger dan het percentage dat het verdampingsprobleem (drogen van de vloer) juist beantwoordde. Veel kinderen weten dat water verandert in gas door het kookproces, maar ze begrijpen niet dat dezelfde omzetting (verdampen) plaats kan vinden bij het drogen van de was of vloer (‘water verdwijnt’ of ‘gaat de vloer in’). Rond 9 jaar neemt het aantal dat denkt dat water verdampt, toe, omdat ze begrijpen dat er lucht in een kamer aanwezig is [9]. Literatuur 9. Bar, V. and Travis, A.S. (1991). Children’s views concerning phase changes. Journal of Research in Science Teaching, 28(4), 363-382.

Condenseren Opvallend is dat onderzoek het begrip van kinderen over condenseren veel summierder beschrijft dan verdampen en koken. Ook waren er minder demonstraties van condensatie waren opgenomen in de onderzoeksopzet. Kleinschalige toetsing en omkeerbaarheid verdamping Russell & Watt [11] toetsten het begrip van kinderen over de omkeerbaarheid van het proces verdamping kleinschalig. Ze vroegen kinderen of het mogelijk was het water, dat verdwenen was bij de verdampingsdemonstraties, terug te krijgen. Ongeveer de helft van de kinderen dacht dat dit niet mogelijk was en dat het water niet langer bestond, 20% gaf geen antwoord of wist het niet. Een aantal kinderen gaf aan dat het als regen terugkwam. Uit hun studie bleek wel dat na het onderwijs alle kinderen dachten dat het proces omkeerbaar was. Een groot deel hiervan gaf aan dat het water terugkwam als regen of condensatie [11]. Ontwikkeling van het concept condensatie (1); inzicht in meerdere concepten Bar & Travis [9] gaven aan dat de ontwikkeling van het concept condensatie parallel verloopt aan de ontwikkeling van het concept verdampen, aangezien het aantal juiste antwoorden op de vraag ‘kan damp veranderen in water?’ ook hier toenam met de leeftijd (‘ja, want damp bestaat uit water'). Echter, kinderen hadden erg veel moeite met het verklaren van het probleem ‘waarom zich condensatie van water voordoet op een vat dat ijs bevat’. Dit is niet verwonderlijk omdat ze hier twee problemen tegelijk moeten oplossen en hiervoor inzicht in twee concepten nodig hebben; Een begrip van de aanwezigheid van waterdamp in de lucht. Een begrip van condensatie en het inzicht dat deze waterdamp uit de lucht door de kou dus kan condenseren tot water. Hiervoor is een niveau van abstractie nodig en de aanname dat waterdamp altijd aanwezig is in lucht en dat deze damp uit de lucht kan condenseren op het vat wat waterdruppels op het vat veroorzaakt. Het blijkt dus dat de meeste leerlingen zich wel bewust zijn van het proces van condensatie en daarnaast weten dat damp in water kan veranderen. Echter het weten is iets anders dan in staat zijn dit te gebruiken bij het verklaren of begrijpen van een (nieuw) fenomeen [9]. Deze bevindingen zijn dus in overeenstemming met de eerdere resultaten van Osborne & Cosgrove [7]. Ontwikkeling van het concept condensatie (2): interpretatie van uitspraken van kinderen De bevindingen van onder meer Bar & Travis [9] en Russell & Watt [11] over het begrip van fase-veranderingen van water bij basisschoolleerlingen komen dus grotendeels overeen met die van Osborne & Cosgrove [7] bij oudere kinderen. Enkele verschillen zijn dat Bar & Travis vonden dat het vertrouwen van kinderen groeide ten aanzien van de relatie tussen ‘water en damp’ en het bestaan van ‘damp in de lucht’ in de leeftijdsgroep van 6-13 jaar. Zij gaven aan dat jonge kinderen al bijna correcte visies hebben over koken, ze verwarren alleen stoom met damp, maar ze begrijpen dat tijdens het koken vloeistof in gas wordt omgezet. Deze claim wordt echter in twijfel getrokken door Johnson [12], die beweert dat de auteurs geen informatie hebben over het begrip van deze kinderen over de gastoestand en dat ze de subtiliteit van het gebruik van taal onderschatten door uitspraken als water is ‘verdwenen’ (terwijl kinderen hiermee veelal bedoelen ‘kan niet meer worden gezien’), of dat ‘lucht’ door kinderen op dezelfde manier zou worden gebruikt als volwassenen dat doen. De taal en terminologie speelt dus een belangrijke rol in het begrijpen en interpreteren van uitspraken van kinderen. Literatuur 11. Russell, T. and Watt, D. (1990). Evaporation and condensation. Primary space project research report. Liverpool University Press. 9. Bar, V. and Travis, A.S. (1991). Children’s views concerning phase changes. Journal of Research in Science Teaching, 28(4), 363-382. 7. Osborne, R.J. and Cosgrove, M.M. (1983). Children’s conceptions of the changes of state of water. Journal of Research in Science Teaching, 20(9), 825- 838. 12. Johnson, P. (1998). Children’s understanding of changes of state involving the gas state, Part 1: Boiling water and the particle theory. International Journal of Science Education, 20(5), 567-583.

Terminologie Johnson [12] wijst erop dat kinderen woorden als ‘damp’ ‘mist’ ‘stoom’ ‘gas’ en ‘lucht’ slordig gebruiken, zelfs inwisselbaar. Het is dus belangrijk om te begrijpen wat kinderen bedoelen met taal en termen in bepaalde contexten [13]. Verdampen = verdwijnen? In het onderzoek bestaat de neiging om het begrip van volwassenen toe te kennen aan zowel vraagstellingen als het interpreteren van de antwoorden van kinderen. De moeilijkheid van het interpreteren van de terminologie die kinderen gebruiken wordt ook door Russell & Watt [11] onderkend. Zij rapporteren ook dat oudere kinderen de term ‘verdampen’ meer gebruiken en jonge kinderen veelal niet-technische termen gebruiken als ‘verdwijnen, opdrogen en foetsie’ (45%), bij de vraag waar het water blijft bij het drogen van was of water in een tank [11]. Echter, zowel het gebruik van de technische als niet-technische termen moeten we toetsen op de bedoelde betekenis. ‘Verdwenen’ werd slechts zelden gebruikt in de zin van dematerialiseren, en ‘verdampen’ werd zelden gebruikt met het juiste begrip van het woord. Voor kinderen zijn de termen verdampen en verdwijnen veelal inwisselbaar. Kinderen gebruiken de terminologie dus veelal ongericht en associatief, zonder een werkelijk begrip van de bijbehorende processen. Literatuur 11. Russell, T. and Watt, D. (1990). Evaporation and condensation. Primary space project research report. Liverpool University Press. 12. Johnson, P. (1998). Children’s understanding of changes of state involving the gas state, Part 1: Boiling water and the particle theory. International Journal of Science Education, 20(5), 567-583. 13. Johnson, P. (1998). Children’s understanding of changes of state involving the gas state, Part 2: Evaporation and condensation below boiling point. International Journal of Science Education, 20(6), 695-709.

Behoud van massa Om de wederkerigheid van de processen smelten, stollen, verdampen en condenseren te kunnen begrijpen is het van belang een besef van behoud van massa te hebben. Ideeën als ‘water verdwijnt’ of het 'proces van verdamping is onomkeerbaar', kunnen hierbij in de weg staan. Hoe denken kinderen over massabehoud? Stavy heeft onderzoek verricht naar het begrip van kinderen (6-15 jaar) van behoud van massa [5, 15, 16]. Zij heeft leerlingen niet alleen getoetst op hun bekwaamheid om gewichtsbehoud te erkennen, maar ook op hun kennis over omkeerbaarheid van processen. De leerlingen (n=120) kregen een aantal formeel identieke opdrachten voorgelegd, waarbij materie een verandering ondergaat. Hen werd gevraagd de gelijkheid van het gewicht te beoordelen [15]. De volgende veranderingen van materie werden getoond: het smelten van ijs, het smelten van kaarsvet, het oplossen van suiker, het verdampen van aceton, het verdampen van jood. Het bleek dat kinderen die behoud van gewicht in de ene opdracht erkenden, bijvoorbeeld smelten, dat niet per se ook in de verdampingsopdracht deden [5, 15]. Veel leerlingen denken dat een gesmolten voorwerp minder weegt dan hetzelfde materiaal in z’n vaste vorm en dat gas minder weegt (of geen gewicht heeft) dan dezelfde substantie in vloeibare of vaste vorm. De leerlingen die behoud van gewicht wel erkenden waren zich niet altijd bewust van de omkeerbaarheid van de processen. Zo was het percentage dat de omkeerbaarheid van het smelten van ijs onderkende hoog in alle leeftijdsgroepen, terwijl bij het smelten van de kaars alleen de oudere kinderen dit aangaven. Bij de omkeerbaarheid van verdamping van jood en aceton was het percentage zeer laag (met uitzondering van de 12-13 jarigen) [15]. Over contextafhankelijk inzicht van kinderen Het inzicht van kinderen tot 12 jaar blijkt nog sterk afhankelijk van de context te zijn. Zo blijkt de specifiek beeldende input van de opdracht, zoals kleur, grote invloed heeft op hun antwoorden ten aanzien van het behoud van gewicht en de omkeerbaarheid van de processen [5, 15]. Ook als de juiste kennis aanwezig is hoeven kinderen deze niet altijd te gebruiken bij het oplossen van een probleem. Veel leerlingen hadden bijvoorbeeld de kennis die nodig is om het 'behoud van gewicht'-probleem op te lossen, maar gebruikten in plaats daarvan irrelevante kennis die in bepaalde situaties of op een bepaalde leeftijd vrij sterk kan zijn. Voornamelijk het intuïtieve idee dat ‘gassen geen gewicht hebben’ en ‘vloeistoffen altijd lichter zijn dan vaste stoffen’ lijkt zeer vasthoudend [15]. Verandering misconcepten met behulp van analogieën Stavy heeft vervolgens geprobeerd de misconcepten van kinderen te veranderen door voort te bouwen op bestaande intuïtieve kennis van leerlingen met behulp van analogieën [16]. Het gebruik van analogische relaties tussen bekend en onbekend zou leerlingen kunnen helpen om nieuwe informatie te leren en misconcepten bij te stellen of verwerpen. Hiertoe kreeg de helft van de kinderen (n=74) eerst de 'behoud van gewicht'-opdracht bij verdamping van aceton, waarna ze een vergelijkbare opdracht kregen met een andere substantie (jood). Voor de andere helft van de leerlingen werd de volgorde van de opdrachten omgekeerd. Het bleek dat de prestaties in de 'aceton'-opdracht significant beter waren als deze de 'jood'-opdracht opvolgde. Het moeilijke en niet begrepen voorbeeld van aceton werd dus beter begrepen als het een bekend en/of intuïtief begrepen voorbeeld (jood) opvolgde. Leerlingen waren dus in staat het begrip van het verdampen van jood ook toe te passen bij de verdamping van aceton. Leren vond plaats als een resultaat van het vormen van analogieën [16]. Stavy concludeert dan ook dat het onderwijzen aan de hand van analogieën een effectief instrument in natuuronderwijs kan zijn en dat analogieën dus goed binnen één thema gebruikt kunnen worden, in plaats van de gebruikelijke analogieën tussen verschillende inhoudelijke thema’s. Literatuur 5. Stavy, R. (1990). Children’s conceptions of changes in the state of matter: from liquid (or solid) to gas. Journal of Research in Science Teaching, 27(3), 247- 266. 15. Stavy, R. (1990). Pupils’ problems in understanding conservation of matter. International Journal of Science Education, 12(5), 501-512. 16. Stavy, R. (1991). Using analogy to overcome misconceptions about conservation of matter. Journal of Research in Science Teaching, 28(4), 305-313.

Fase-overgangen, macroscopisch De overgangen tussen de verschillende fasen hebben alle meer of minder bekende namen: smelten, stollen, verdampen, condenseren, sublimeren en rijpen. Smelt- en kookpunt zijn per stof kwantificeerbaar; het zijn fysische constanten.

Sublimeren Voorbeelden Enkele voorbeelden van sublimeren uit het dagelijks leven: Het 'wegvriezen' van sneeuw. Sneeuw verdwijnt langzaam, zonder dat het smelt, door sublimatie. Dit gebeurt ook bij temperaturen onder nul (vandaar 'wegvriezen'). De snelheid zal afhangen van de vochtigheid van de lucht. De geur van zeep, wc-blokjes, mottenballen e.d. ontstaat ook door sublimatie van vaste stof of verdamping van opgeloste vloeistof. De vorming van ijsbloemen op de ramen komt door sublimatie van waterdamp. Zo ook de ijsvorming in een diepvriezer. Bij verhitten van vast jood ontstaat een paarse damp van gasvormig jood, voordat het smelt. De paarse damp gaat weer over in vast jood op een koud oppervlak. Deze methode is te gebruiken om onzuiver jood te zuiveren. De onzuiverheden sublimeren niet. Sublimatie van onzuiver jood (Bron: Particles in Motion)De petrischaal bevindt zich op een warme kookplaat. De paarse damp gaat over in zuiver vast jood. De onzuiverheden sublimeren niet. Toepassingen Tegenwoordig wordt de combinatie van sublimeren en rijpen toegepast bij het opdampen van uiterst dunne laagjes metaal, bijvoorbeeld bij de productie van chips, CD's en DVD's en het coaten van voorwerpen of materialen (laagje: elektrisch geleidend, elektrisch isolerend, reflecterend, slijtvast, decoratief). Het aanbrengen van deze laagjes gebeurt door CVD (Chemical Vapour Deposition) of PVD (Physical Vapour Deposition). Bij PVD ontstaat het laagje doordat het materiaal overgaat van de vaste naar de gasvormige toestand, waarna het op de juiste plaats weer overgaat in de vaste toestand ('opdampen'). Bij CVP ontstaat de af te zetten stof in de gasfase uit een chemische reactie. Een voorbeeld van een toepasing van CVD is het aanbrengen van een slijtvaste laag titaancarbide (TiC) op gereedschappen. Het ontstaat door reactie van TiCl4 en CH4. Een andere toepassing is het maken van diamantschijven voor technische toepassingen. Een andere zeer belangrijke toepassing van een fase-overgang is destillatie in de chemische industrie. In de thema's 'Mengsels en scheidingsmethoden' en 'Koolwaterstoffen' staan we daar uitgebreid bij stil.

Smeltpunt en kookpunt Bevriezing van onderkoeld water (zoals bij ijzel) IJzel is een onderkoelde vorm van neerslag die meestal ontstaat in warmtefronten tijdens de winter als er een dooi-inval wordt ingezet. De sneeuw die smelt tot regen valt tenslotte opnieuw door een koudere luchtlaag vlak boven de grond waardoor de regendruppels weer afkoelen tot beneden het vriespunt en op dat moment onderkoeld raken. Deze onderkoelde druppeltjes hebben niet voldoende tijd om geheel te bevriezen maar doen dat wel op het moment dat ze koude voorwerpen of het koudere aardoppervlak raken. Er wordt dan een doorzichtig en dus gevaarlijk ijslaagje gevormd. IJzel is dus niet - om verwarring te voorkomen - het ijslaagje dat gevormd wordt wanneer een nat wegdek door afkoeling bevriest. (Bron: meteonet) Vriespuntsverlaging Veel planten bevatten stoffen die het vriespunt van celvocht verlagen, waardoor ze niet kapotvriezen, zelfs niet bij temperaturen ver onder 0 oC. Koken bij verschillende druk Bij een hogere druk stijgt het kookpunt. Dat komt doordat bij een hogere buitendruk de damspanning van de vloeistof ook hoger moet worden om tot koken te komen (immers bij koken is de dampspanning gelijk aan de druk van de lucht boven de vloeistof). Daarvoor is een hogere temperatuur nodig. Een praktische toepassing is de snelkookpan. Doordat daaruit de waterdamp niet zo maar kan ontsnappen, stijgt de druk tot ca. 2 bar, waardoor het kookpunt van water ca. 120 °C is. Een beveiliging, de sissende dop, zorgt ervoor dat de drukverhoging tot 2 bar beperkt blijft; anders zou de pan exploderen. Bij een lagere druk, bijvoorbeeld op grotere hoogte zoals op een berg, daalt het kookpunt. Op een hoogte van 3000 meter wordt de kooktemperatuur niet hoger dan 90 oC. Elke meter daarboven wordt het kookpunt verlaagd. Propaangas/LPG-gebruik bij lage temperaturen LPG is een mengsel van butaan en propaan. In de zomer is de verhouding butaan/ propaan anders dan in de winter. In de winter wordt het gehalte butaan aangepast, omdat butaan slecht of zelfs helemaal niet meer vergast bij lagere temperaturen (butaan heeft een hoger kookpunt dan propaan). Voor de motor van een auto is het geen probleem dat er een percentage butaan aanwezig is, omdat een verdamper ervoor zorgt dat LPG wordt omgezet in dampvorm. Anders is het wanneer LPG wordt gebruikt voor verwarming en koken (bijvoorbeeld in gastanks voor campers). Doordat geen verdamper aanwezig is, wordt alleen het propaan als gas onttrokken of 'afgetapt' (lager kookpunt), met gevolg dat butaan in de tank achterblijft. Als de tank meerdere malen wordt gevuld blijft dus elke keer meer butaan achter met uiteindelijk een volle tank met niet of slecht vergasbaar butaan. Het is dus aan te raden om in de koude maanden een dampgastank af te vullen met propaangas! (Bron: http://www.caravanhandboek.nl/ch7-gas.htm )

Sk 003.03 Fase-overgangen, microscopisch

Fase-overgangen, microscopisch Fase-overgangen verklaren we op moleculair niveau met de grootte van de bewegingsenergie van de moleculen. De bewegingsenergie van de moleculen doet zich op macroscopisch niveau voor als temperatuur.

Temperatuur, moleculair gezien Wat is temperatuur? De molecuultheorie biedt een goede mogelijkheid om te begrijpen wat temperatuur 'is' en wat het verschil is tussen warmte en temperatuur. Wat zich macroscopisch als temperatuur voordoet, is op moleculair niveau gekoppeld aan de grootte van de bewegingsenergie van de moleculen . Dat wil zeggen: als een stof een hoge temperatuur heeft, trillen en/of bewegen de moleculen van die stof heftig. Bij een lagere temperatuur trillen/bewegen de moleculen minder hard. Bij het absolute nulpunt (0 K) is de bewegingsenergie van de moleculen minimaal (alle moleculen staan stil); het is de laagst mogelijke temperatuur. Warmte is gekoppeld aan transport van energie. Verwarmen houdt in dat energie wordt toegevoerd (via geleiding, stroming of straling), waardoor de moleculen harder gaan trillen/bewegen. Afkoelen komt neer op het verminderen van de bewegingsenergie van de moleculen, die in de vorm van warmte wordt afgevoerd.

Smeltpunt en kookpunt, moleculair Bewegingsenergie versus aantrekkingskracht van moleculen Wanneer hete stoom afkoelt tot 100 °C condenseert de waterdamp tot vloeibaar water. Bij die temperatuur is de bewegingsenergie van de H2O-moleculen zoveel minder geworden dat de moleculen tegen elkaar aan gaan zitten. Kennelijk bestaat er een aantrekkingskracht tussen de H2O-moleculen. Boven 100 °C is die aantrekkingskracht niet sterk genoeg om de bewegende moleculen bij elkaar te houden. Bij 100 °C, en lager, winnen de aantrekkingskrachten tussen de moleculen het van de bewegingen. De krachten tussen de moleculen onderling, de intermoleculaire krachten , zijn zwak. De aard van deze krachten bespreken we uitvoerig in het thema 'Moleculaire stoffen'. De grootte van de intermoleculaire krachten hangt af van de molecuulsoort. Hoe zou je anders kunnen verklaren waarom kookpunten zo verschillen? Bij het kookpunt overwinnen de de molecuulbewegingen immers de intermoleculaire krachten. Je kunt dus zeggen: De hoogte van het kookpunt is een maat voor de grootte van de intermoleculaire krachten . Wanneer een vloeistof stolt ordenen de moleculen zich in het kristalrooster. Je kunt zeggen dat de intermoleculaire krachten de moleculen nu niet alleen bij elkaar, maar ook nog op een vaste plaats houden. Daardoor is de hoogte van het smeltpunt van een stof ook voor een belangrijk deel een maat voor de grootte van de intermoleculaire krachten.

Fase-overgangen moleculair Nu we weten wat temperatuur op moleculair niveau voorstelt kunnen we ons ook voorstellen wat er bij fase-overgangen op moleculair niveau gebeurt. We nemen een hoeveelheid water als voorbeeld. Smelten We beginnen met een ijsblokje van -20 °C. De moleculen van dit H2O(s) zitten in hun kristalrooster en trillen op hun vaste plaatsen. Aan de buitenkant van dit ijsblokje trillen enkele moleculen los uit het kristalrooster, maar veel zijn het er niet: ijs vervluchtigt (verdampt) langzaam. Als de temperatuur van het ijsblokje stijgt, gaan de moleculen harder trillen, waardoor het vervluchtigen toeneemt. Als de temperatuur 0 °C wordt, begint het ijs te smelten. De bewegingsenergie van de moleculen is nu zodanig, dat alle moleculen los trillen van hun vaste plaatsen in het kristalrooster. Macroscopische notatie: Tijdens het smelten verandert de temperatuur niet. Pas als al het ijs is gesmolten kan de temperatuur verder stijgen. Alle warmte, die we toevoeren tijdens het smelten, wordt gebruikt voor het losmaken van de moleculen en niet voor het vergroten van de bewegingsenergie van de moleculen (zie 'Smelt- en kookcurve' in de paragraaf 'Fase-overgangen, macroscopisch'). Animatie van smelten en stollen, moleculairBron: Particles in Motion Animatie van smelten, macroscopisch en moleculairBron: Particles in Motion Koken Als de temperatuur van het vloeibaar geworden water stijgt, gaan de moleculen heftiger door elkaar bewegen. Aan het oppervlak schieten meer moleculen los, ofwel: het verdampen neemt toe. Bij een bepaalde mate van bewegingsenergie kunnen alle moleculen elkaar loslaten en gaan ze zich ver van elkaar bewegen. De temperatuur is dan 100 °C en het water kookt. Macroscopische notatie: Tijdens het koken blijft de temperatuur constant: alle toegevoerde warmte is nodig om de watermoleculen geheel los van elkaar te maken. Pas als al het water in gasvorm is overgegaan, kan de temperatuur verder stijgen (zie 'Smelt- en kookcurve' in de paragraaf 'Fase-overgangen, macroscopisch'). Als de temperatuur van het gasvormig geworden water (waterdamp, stoom) verder stijgt, gaan de H2O-moleculen steeds sneller bewegen (daardoor komen ze gemiddeld nog verder van elkaar). In de industrie wordt hete stoom (ook wel 'oververhitte stoom' genoemd) veel gebruikt. Smelten, koken en verhitten van damp In deze animatie zien we wat er moleculair gebeurt als we een vaste stof verhitten tot smelten, daarna de vloeistof verder verhitten tot koken en daarna de damp nog verder verhitten (even geduld bij downloaden). De fase-overgangen komen nogmaals aan de orde in het thema 'Moleculaire stoffen'.

Fase-overgangen, microscopisch Fase-overgangen verklaren we op moleculair niveau met de grootte van de bewegingsenergie van de moleculen. De bewegingsenergie van de moleculen doet zich op macroscopisch niveau voor als temperatuur.

Temperatuur en bewegingsenergie Temperatuur is een maat voor de gemiddelde bewegingsenergie van de deeltjes (atomen of moleculen). Warmte is de hoeveelheid overgedragen energie van een voorwerp met hoge temperatuur naar een voorwerp met lage temperatuur. Voor gedetaileerdere beschrijvingen zie ook 'Fase-overgangen moleculair' van de Vakinhoud van deze paragraaf of http://www.natuurkunde.nl/artikelen/view.do?supportId=217841 Het begrip 'bewegingsenergie van deeltjes' De bewegingsenergie van deeltjes is voor leerlingen een moeilijk concept. Bij toestandsveranderingen denken ze niet meteen in termen van deeltjes. Het deeltjesidee kunnen we versterken door het te visualiseren (plaatjes of modellen). Stimuleer discussies over hetgeen er nu precies met de deeltjes gebeurt bij smelt- en kookpunt in beide richtingen. Om H2O-moleculen harder te laten trillen is toevoer van energie nodig. Om ze zodanig te laten trillen dat ze van hun vaste plaatsen komen (smeltpunt), moeten we veel energie toevoeren. Een grotere toevoer van energie is nodig om ze ver van elkaar af te laten bewegen (kookpunt). Hoe meer H2O verwarmd, gesmolten of verdampt moet worden, hoe meer energie daarvoor nodig is. Bedenk dat temperatuurstijging altijd het gevolg is van energietoevoer. Noem een mooi voorbeeld uit de praktijk, bijvoorbeeld: in een magnetron-oven doen bepaalde elektromagnetische golven, die een speciale frequentie hebben, watermoleculen harder bewegen (zoals ook het geval is bij verwarming), waardoor de temperatuur stijgt. Afstotingskrachten? Leerlingen schrijven het gedrag van een gas vaak toe aan afstotingskrachten tussen de moleculen. Vaak is er geen notie van aantrekkingskrachten (ook niet in vloeistoffen en vaste stoffen). In dit stadium is de aard van de aantrekkingskrachten niet belangrijk. Van belang is het besef dat er aantrekkingskrachten zijn en dat deze samen met de bewegingsenergie van de moleculen de aggregatietoestand van de stof bij een gegeven temperatuur bepalen. Mogelijke misconcepten Bij behandeling van de begrippen temperatuur en warmte kunnen meerdere misconcepties optreden. Door temperatuurstijging gaan moleculen harder bewegen. Bij temperatuurverhoging zetten de moleculen uit. Bij temperatuurverhoging nemen de afstotende krachten tussen de moleculen toe. Bij afkoelen van een gas nemen de aantrekkingskrachten tussen de moleculen toe. Bij toestandsveranderingen denkt men dat deeltjes uitzetten, inkrimpen of breken. De deeltjes worden als statisch gezien.

Absolute nulpunt De vraag van leerlingen hoe het absolute nulpunt kan worden bepaald, is toe te lichten met behulp van de drukwet van Gay-Lussac: voor een ideaal gas is bij constant volume de druk p evenredig met de absolute temperatuur T. Door in het 'normale' temperatuurgebied metingen te doen, deze grafisch uit te zetten en de verkregen rechte te extrapoleren naar p = 0, kun je de waarde van het absolute nulpunt grafisch benaderen. Als je horizontaal de temperatuur uitzet in oC, dan zal de lijn de temperatuuras bereiken bij -273 oC. Drukwet van Gay-Lussac Een andere manier is het toepassen ven de volumewet van Gay-Lussac: bij constante druk is het volume van een gas evenredig met de absolute temperatuur. Doe volumemetingen als functie van de temperatuur in het 'normale' temperatuurgebied en extrapoleer de verkregen rechte naar V = 0. Volumewet van Gay-Lussac. Extrapolatie tot absolute nulpunt.Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Fase-overgangen, microscopisch Een begrip van de deeltjestheorie is nodig om concepten als fasen en fase-overgangen op microscopisch niveau te kunnen begrijpen. Men kan zich afvragen of kinderen in de basisschoolleeftijd zo’n abstract concept wel voldoende kunnen ontwikkelen en of dit concept wel thuishoort in de basisschool. In deze paragraaf kunt u in elk geval conclusies trekken aan de hand van samenvattingen van onderzoek naar het microscopisch begrip van kinderen over fasen en fase-overgangen. Op de site van ECENT (Expertisecentrum voor Lerarenopleidingen in onderwijs van Natuurwetenschap en Techniek) vindt u een uitgebreide studie over het deeltjesmodel: Probleemstellend onderwijs over een eerste deeltjesmodel, door Marjolein Vollebregt.

Deeltjes Micro-/macroscopisch begrip van fase-overgang Het begrip van kinderen van macroscopische en microscopische eigenschappen van de vaste -, de vloeibare - en de gasfase van materie als ook hun macro- en microscopisch begrip van fase verandering blijken minimaal [17, 18]. Meerdere studies [17, 18, 19] laten zien dat kinderen voornamelijk macroscopische eigenschappen aan deeltjes toekennen. Zo geven leerlingen aan dat individuele deeltjes smelten en uitzetten. Uit de studie van Nakhleh & Samarapungavan [18] bleek dat van een 7-10 jarige onderzoeksgroep (n=15) 20% van de kinderen ‘microdeeltjes-achtige’ opvattingen van materie lieten zien en 60% ‘macrodeeltjes-achtige’ opvattingen. De overige 20% bleef de fasen en fase-overgangen van stoffen zelfs alleen op macroniveau verklaren en beschrijven, zonder enig deeltjesconcept [18]. Daarnaast hebben kinderen veel problemen met het idee dat er ‘niets’ tussen de deeltjes is. Met name bij de gasfase hebben ze hier veel moeite mee. Veel kinderen denken toch dat er ‘iets’ tussen de deeltjes zit, en dat iets wordt meestal geduid als ‘lucht’ [17]. Onderwijs over moleculen en atomen in de basisschool? Men kan zich ook afvragen of kinderen in de basisschoolleeftijd zo’n abstract concept als de deeltjestheorie wel kunnen begrijpen en of dit concept wel thuishoort in het primaire curriculum. Kinderen hebben al veel moeite met het concept gassen, omdat gassen zo moeilijk waarneembaar zijn. Skamp [20] echter, concludeert uit zijn studie dat we basisschoolkinderen (10-12 jaar) al moeten onderwijzen over atomen en moleculen, omdat ze in staat zijn om een aantal belangrijke aspecten van de kinetische moleculaire theorie te begrijpen. Na onderwijs volgens Leistens lessenreeks over atomen en moleculen, bleek 60% van de leerlingen naar atomen en moleculen te verwijzen bij onderwerpen die in de lessenreeks aan de orde waren geweest, zoals structuur van vaste stof, fasen, en verandering van fasen [20]. Zowel de 10- als 12-jarigen presteerden na onderwijs beter dan een controle school, maar voornamelijk op dié items die direct betrekking hadden op delen uit de Leisten lessenreeks. Echter, ook hier kwam naar voren dat sommige kinderen nog macroscopische eigenschappen aan atomen en moleculen toeschrijven. De vraag blijft of kinderen werkelijk een inzicht hebben in de deeltjestheorie als blijkt dat ze gemakkelijk moleculaire termen gebruiken na het onderwijs. Het is heel goed mogelijk dat kinderen de juiste termen gebruiken zonder dat ze een adequaat begrip van het concept hebben, zoals onder meer ook bleek uit het ongerichte en associatieve gebruik van termen door kinderen bij het proces van verdamping (zie 'Aanbevelingen'). Literatuur 17. Johnson, P. (1998). Progression in children’s understanding of a ‘basic’ particle theory: a longitudinal study. International Journal of Science Education, 20(4), 393-412. 18. Nakhleh, M.B. and Samarapungavan, A. (1999). Elementary school children’s beliefs about matter. Journal of Research in Science Teaching, 36(7), 777-805. 19. Vos de, W. and Verdonk, A.H. (1996). The particulate nature of matter in science education and in science. Journal of Research in Science Teaching, 33(6), 657-664. 20. Skamp, K. (1999). Are atoms and molecules too difficult for primary children? School Science Review, 81(295), 87-96.

Het begrip gasfase Gas; een lastig concept voor kinderen Samenvattend blijkt dat kinderen in de leeftijd van 6 tot 12 jaar de meeste moeite hebben met de gasfase van stoffen. Gas blijft een lastig concept aangezien het veelal niet waarneembaar is. Immers, je kunt het moeilijk voelen en niet vasthouden (in tegenstelling tot vaste stoffen en vloeistoffen). Inzicht in gasfase cruciaal voor begripsontwikkeling Inzicht in de gasfase is dan ook een cruciaal punt in de begripsontwikkeling van kinderen ten aanzien van het thema fasen en verandering van stoffen. Wanneer ze de gasfase voldoende begrijpen krijgt ook de deeltjestheorie z’n vorm en hiermee kunnen ze ook de overgangen van vast naar vloeibaar en van vloeibaar naar gas beter begrijpen. Begripsontwikkeling begint vanaf 12-13 jaar Het blijkt echter dat het (abstracte) concept van gassen en deeltjes zich veelal pas rond 12-13 jaar begint te ontwikkelen (alhoewel leerlingen macroscopische eigenschappen aan deeltjes toekennen) en dat leerlingen voor die leeftijd dus veelal nog alternatieve concepten van fasen van stoffen zullen hebben. Zo zien kinderen voornamelijk de ‘harde’ vaste stoffen als vaste stoffen en hebben ze moeite om poederige en buigzame stoffen als vaste stoffen te zien. Misvattingen kinderen bij fase-overgangen Kinderen herkennen vloeistoffen als zodanig, maar de overgang van vloeistof naar gas (verdamping) brengt nogal wat misvattingen met zich mee. Vooral jongere kinderen erkennen nog geen gasfase (bijv. waterdamp). Alhoewel kinderen het kookproces van water weer redelijk goed begrijpen, is het gebruik van de bijbehorende terminologie (zoals verdampen, damp, mist, stoom, gas en lucht) veelal ongericht en associatief, zonder dat ze een goed beeld van de begrippen en processen hebben.

Aanbevelingen Deeltjes Pas in de laatste fase ontwikkelen kinderen kennis van de deeltjestheorie van materie. Het lijkt logisch deze volgorde ook in het onderwijs aan te houden [4]. Omdat leerlingen verschillend reageren op identieke opdrachten in verschillende contexten zouden we leerlingen zoveel mogelijk contexten moeten voorleggen en de vorm en essentie van de opdracht moeten benadrukken. Aangezien leerlingen de deeltjestheorie voornamelijk accepteren met betrekking tot gassen en niet tot vaste stoffen en vloeistoffen, ligt het voor de hand hen te confronteren met tegenstellingen en specifiek de overgang van fasen van gas naar vloeistof en vice versa te behandelen in termen van gelijkheid van substantie, behoud van gewicht, identieke deeltjes en behoud van het aantal deeltjes [4]. Atomen en moleculen Bij het onderwijzen van atomen en moleculen zouden docenten een strategie moeten volgen waarbij ze concrete representaties van atomen en moleculen gebruiken met actieve aanpakken als rollenspellen e.d., zodat ze enige conceptuele verandering kunnen bereiken [20]. Taal Tenslotte is gebleken dat kinderen taalregisters gebruiken die juiste antwoorden geven vanuit ónjuiste argumenten [1]. Ze gebruiken de terminologie veelal associatief, zonder inzicht in de bijbehorende begrippen en processen. Deze bevindingen benadrukken dat docenten veel zorgvuldiger moeten luisteren en moeten reageren op de alternatieve opvattingen van leerlingen. Ze moeten zich meer bewust zijn van het talige karakter van leren en de theoretische beperkingen van veel fundamentele classificatieschema’s in de natuurwetenschappen. Zo zijn in de praktijk de overgangen van vaste stof naar vloeistof en gas niet duidelijk gescheiden en afhankelijk van tijd- en ruimte-variabelen. Auteurs van schoolboeken beschrijven echter veelal de ideale omstandigheden [1]. Docenten zouden de opvattingen van de leerlingen moeten identificeren en hun onderwijs hierop moeten afstemmen, willen de ideeën van leerlingen in de juiste richting veranderen [7]. Literatuur 1. Jones, B.L., Lynch, P.P. and Reesink, C. (1989). Children’s understanding of the notions of solid and liquid in relation to some common substances. International Journal of Science Education, 11(4), 417-427. 4. Stavy, R. (1988). Children’s conception of gas. International Journal of Science Education, 10(5), 553-560. 7. Osborne, R.J. and Cosgrove, M.M. (1983). Children’s conceptions of the changes of state of water. Journal of Research in Science Teaching, 20(9), 825- 838. 20. Skamp, K. (1999). Are atoms and molecules too difficult for primary children? School Science Review, 81(295), 87-96.

Fase-overgangen, microscopisch De volgende opgaven kunnen dienen ter bevordering van het temperatuurbegrip bij leerlingen. Opgaven Een stof heeft een temperatuur. Heeft een molecuul ook een temperatuur? Hangt de temperatuur van een stof af van de hoeveelheid stof? Hoe verklaren we dat er een absolute minimumtemperatuur bestaat? Zou er ook een absolute maximumtemperatuur bestaan? Antwoorden Nee, temperatuur is een macroscopische eigenschap. Nee (een glas kraanwater heeft dezelfde temperatuur als een emmer kraanwater). Bij het absolute nulpunt is de bewegingsenergie van de moleculen minimaal. Of er een absolute maximumtemperatuur bestaat, komt neer op de vraag of er een maximum is aan de bewegingsenergie. Dat kunnen we niet zeggen. (De hoogste door mensen veroorzaakte temperatuur is die in een waterstofbom: 300 miljoen graden.)

Mengsels en scheidingsmethoden Bij mengsels zijn de moleculen ofwel gelijkmatig verdeeld (homogeen) of niet gelijkmatig verdeeld (heterogeen). Moleculair gelijkmatig verdeelde mengsels zijn bijvoorbeeld oplossingen, mengsels van gassen en legeringen. Moleculair niet gelijkmatig verdeelde mengsels zijn bijvoorbeeld suspensies, emulsies, rook, schuim en (vaak) mengsels van vaste stoffen. Mengsels kunnen we scheiden in de componenten, die het mengsel vormen. Hiervoor gebruiken we verschillende scheidingsmethoden.

Sk 04.01 Zuivere stoffen en mengsels

Zuivere stoffen en mengsels Veel stoffen in het dagelijks leven zijn chemisch gezien mengsels en geen zuivere stoffen. De stoffen die samen een mengsel vormen, noemen we de componenten of bestanddelen van dat mengsel. Er zijn ook producten die wél chemisch zuiver zijn: ze bestaan slechts uit één component (microscopisch: één molecuulsoort). Sigarettenrook bestaat uit een mengsel van ca. 3800 verschillende verbindingen, waarvan een deel in gasvorm

Zuivere stof of niet? Een stof is chemisch gezien een zuivere stof als de stof slechts uit één component bestaat. Veel stoffen in het dagelijks leven zijn chemisch gezien mengsels. Ze bestaan uit meerdere componenten (iedere component is op zichzelf een chemisch zuivere stof). Er zijn vele voorbeelden van 'stoffen' uit het dagelijks leven die mengsels zijn: de meeste schoonmaakmiddelen, verf, voedsel. Koffie is een voorbeeld van een zeer complex mengsel. In het dagelijks leven is witte kristalsuiker een goed voorbeeld van een stof die chemisch zuiver is. Ook zout (keukenzout) is behoorlijk zuiver; op de verpakking van een bus zout staan ook nog enkele andere stoffen vermeld, maar de hoeveelheden zijn klein. Kenmerk zuivere stof Constante fysische eigenschappen kenmerken een zuivere stof, zoals een vast smeltpunt en een vast kookpunt. Bij een mengsel hangen de eigenschappen af van de samenstelling van het mengsel. Wat is chemisch zuiver? Het begrip 'chemisch zuiver' moeten we niet te absoluut nemen. Elke stof bevat altijd wel geringe hoeveelheden andere stoffen, verontreinigingen of onzuiverheden genoemd. De zuiverheid van een stof drukken we meestal uit in procenten. Zo betekent 99% zuiver, dat de stof 1% onzuiverheden bevat. Het verwijderen van verontreinigingen heet zuiveren. Hoe kleiner het gehalte verontreinigingen is, des te moeilijker (en des te duurder) is het om deze onzuiverheden te verwijderen. Voor chemici is 'een stof' per definitie een zuivere stof en geen mengsel. Dat absoluut zuivere stoffen niet bestaan wordt op de koop toegenomen. Een zuiverheid van 99,99% is al heel mooi. Op moleculaire schaal bestaat een zuivere stof uit één soort moleculen, soms zelfs uit één soort atomen. Een mengsel bestaat uit twee of meer soorten moleculen.

Bepaling zuiverheid Hoe weet je wanneer een stof zuiver is, of dat we te maken hebben met een mengsel of een verontreinigde stof? Een eenvoudige methode om daarachter te komen, is het uitvoeren van een smeltpunts- of kookpuntsbepaling. Dit geeft een directe aanwijzing over de zuiverheid van een stof. Een zuivere stof heeft een vast smeltpunt en een vast kookpunt. Bij een mengsel of een verontreinigde stof loopt de temperatuur op tijdens het smelten of het verdampen. We spreken dan van een smelttraject, respectievelijk een kooktraject. Temperatuurverloop tijdens verwarming van een zuivere stof:  Temperatuursverloop tijdens verwarming van een mengsel: Analysemethoden De zuiverheid van stoffen bepalen we tegenwoordig meestal met behulp van instrumentele analysemethoden, zoals gas- en vloeistofchromatografie, UV- en IR-spectrometrie, massaspectrometrie en NMR. In al deze gevallen berust de scheiding en/of identificatie van de componenten op een verschil in fysische eigenschappen, anders dan smeltpunt en kookpunt.

Zuivere stoffen en mengsels Veel stoffen in het dagelijks leven zijn chemisch gezien mengsels en geen zuivere stoffen. De stoffen die samen een mengsel vormen, noemen we de componenten of bestanddelen van dat mengsel. Er zijn ook producten die wél chemisch zuiver zijn: ze bestaan slechts uit één component (microscopisch: één molecuulsoort).

Zuivere stof Voorkennis bij leerlingen Ga na of een leerling het verschil tussen massa- en volumeprocent weet. Introduceer ook: 'aantalprocent' en voor erg kleine verontreinigingen ppm en ppb (zie het thema 'Rekenen in de chemie'). Ga na of leerlingen een goed begrip hebben van het macroscopisch niveau van een stof en het deeltjesniveau. Taalgebruik In de chemie is een zuivere stof een stof die uit één soort moleculen bestaat. Dit taalgebruik is dus anders dan het taalgebruik van leerlingen! Bijvoorbeeld 'normale' lucht noemen we immers in het dagelijks leven wel degelijk zuivere lucht. Daarmee bedoelen we echter dat deze lucht geen verontreinigingen bevat, zoals rook, uitlaatgassen etc. Ander voorbeeld: terwijl zuivere koffie uit meer dan zeshonderd componenten bestaat, vragen wij ons af of 'iets zuivere koffie' is! Met 'zuiver' bedoelen we in het dagelijks leven vooral dat iets niet bijgemengd is ('zuivere wol'), vaak ook dat iets 'gezond' of in elk geval niet schadelijk is. Mogelijke misconcepten Zoals al is aangegeven kunnen misconcepten voortkomen uit de interpretatie van het woord zuiver. Zuivere boslucht, zuivere koffie, zuiver kraanwater zijn bekende voorbeelden. In het normale spraakgebruik betekent zuiver daar iets anders dan in de chemische context van het woord. Ook helder en kleurloos wordt vaak verward met zuiver. Ook de termen 'onzuiver' en 'verontreinigd' kunnen tot misverstanden leiden. Maak duidelijk dat het hier om mengsels gaat waarin duidelijk één hoofdcomponent aanwezig is en dat de andere componenten slechts in relatief kleine hoeveelheden voorkomen. Deze misverstanden zullen minder snel ontstaan als de leerling gemakkelijk heen en weer kan denken tussen het macroscopische niveau en het deeltjesniveau.

Sk 04.02 Indeling van mengsels

Indeling van mengsels Mengsels kunnen we indelen naar de mogelijke combinaties van fasen, waarin de componenten zich bevinden. We nemen ze systematisch door.

Mengsels met als hoofdcomponent gas   Soorten gasmengsels Gasmengsel Gassen vormen met elkaar een moleculair mengsel. Door de beweging van de moleculen in de gasfase ontstaat spontaan een mengsel waarin de verschillende soorten moleculen volkomen gelijkmatig zijn verdeeld. Aerosolen Mengsels van kleine vaste en vloeibare deeltjes in een gas noemen we aerosolen. Een vloeistof kan in heel fijne druppeltjes in een gas aanwezig zijn (vloeibaar aerosol). Zo'n mengsel heet mist of nevel. Bij een vast aerosol spreken we van rook als de deeltjes afkomstig zijn van een verbranding. Andere voorbeelden zijn: opgewaaid bodemstof, stof afkomstig van vulkaanuitbarstigen en mariene aerosolen. Mariene aerosolen ontstaan door verstuiving van zeewater: uit de zeeneveldruppeltjes (vloeibaar aerosol) verdampt het water en ontstaan vaste aerosolen die hoofdzakelijk bestaan uit zeezout.   Lucht Lucht is een mooi alledaags voorbeeld van een mengsel van gassen. Lucht bestaat uit twee hoofdbestanddelen: de gassen stikstof (formule: N2) en zuurstof (formule: O2). Ruw gezegd bestaat 100 liter lucht uit 80 liter stikstof en 20 liter zuurstof. Lucht bestaat dus, ruwweg, uit 80 volume-% N2(g) en 20 volume-% O2(g). Lucht bestaat uit meer bestanddelen, maar de hoeveelheden daarvan zijn klein. Zo bevat honderd liter lucht ook ca. 37 mL van het gas koolstofdioxide, meestal kooldioxide (of ook wel koolzuurgas) genoemd. De molecuulformule is CO2. Lucht bestaat dus voor 0,037 volume-% uit CO2 (cijfer uit 2003). Tegen het einde van de 19e eeuw werd ontdekt dat lucht uit nóg enkele gassen bestond. Deze gassen waren tot dan nooit opgemerkt, omdat ze in slechts zeer kleine hoeveelheden aanwezig zijn en/of vooral omdat ze geen verbindingen aangaan met andere elementen. Vandaar de naam edelgassen. De bekendste edelgassen zijn: helium, neon en argon. Lucht bestaat uit vrij veel Ar(g): bijna 1 liter op 100 liter, dus bijna 1 volume-%. Neon en helium zijn in veel kleinere hoeveelheden bestanddelen van lucht; per 100 liter lucht respectievelijk 2 mL Ne(g) en 0,5 mL He(g). Meestal geven we de samenstelling van niet-verontreinigde, droge lucht als volgt aan: 78 volume-% N2, 21 volume-% O2 en 1 volume-% andere gassen, vooral Ar en CO2 Lucht bevat ook vrijwel altijd waterdamp. Toch laten we H2O(g) weg uit de lijst bestanddelen van lucht. Hier zijn twee redenen voor. Ten eerste varieert het percentage waterdamp, ten tweede is waterdamp onder normale omstandigheden geen echt gas (het kan condenseren). Zie 'Gassen en dampen' in het thema 'Fasen en fase-overgangen'.

Mengsels met als hoofdcomponent vloeistof   Soorten vloeistofmengsels Oplossingen Oplosbare gassen, vloeistoffen en vaste stoffen lossen moleculair op in een vloeistof. Dergelijke mengsels noemen we een oplossing. Schuim Een ónoplosbaar gas kan in fijne belletjes in een vloeistof verdeeld zijn; zo'n mengsel heet schuim. Emulsie Een ónoplosbare vloeistof kan in heel fijne druppeltjes in een andere vloeistof verdeeld zijn. Zo'n mengsel heet een emulsie. We spreken hier meestal niet van 'opgeloste' deeltjes, maar van gedispergeerde deeltjes. De hoofdcomponent noemen we ook wel het dispersiemiddel in plaats van oplosmiddel. Suspensie Een ónoplosbare vaste stof kan in fijne korreltjes verdeeld zijn in een vloeistof. Zo'n mengsel heet een suspensie. Een stevige suspensie heet ook wel een pasta, soms ook een gel. Ook hier spreken we meestal van gedispergeerde fase en dispersiemiddel.

Mengsels met als hoofdcomponent vaste stof   Soorten vaste-stofmengsels Vast schuim Een gas kan in heel fijne belletjes in een vaste stof gevangen zitten. We spreken wel eens van 'vast schuim'. Voorbeelden zijn piepschuim, schuimrubber en gatenkaas. Vloeistof in vaste stof Voor deze variant van een mengsel is geen eenduidige naam. De vloeistof kan in druppels gevangen zitten in een vaste stof. Een natte spons is hiervan een voorbeeld. Andere voorbeelden, waar de vloeistof fijner verdeeld zit in de vaste stof, zijn vochtig papier, vochtig hout en vochtig leer. Nog een voorbeeld is een gel (haargel, gelatine, kaas). Je zou ook nog kunnen denken aan vaste stoffen met kristalwater, zoals CuSO4.5 H2O (s). Een bezwaar hiertegen is een micro/macroconflict. Microscopisch is het wel een soort mengsel, macroscopisch niet; er zitten geen kleine waterdruppeltjes in het kristalrooster. Bovendien is de samenstelling niet willekeurig: meer dan vijf eenheden water per formule-eenheid gaat niet (vergelijk met legering). Vast mengsel Zo'n mengsel wordt veel gemaakt door vaste stoffen heel fijn te malen en de poeders te mengen. Hoe klein de korreltjes van de verschillende vaste stoffen ook zijn, toch zullen ze nog altijd uit een gigantisch aantal moleculen bestaan: er treedt geen moleculaire menging op. Voorbeelden van dit soort mengsels: tuinaarde, beton en strooivoer. De genoemde voorbeelden zijn heterogene mengsels. Door metaalpoeders samen te smelten kunnen ook homogene vaste mengsels ontstaan: een vaste oplossing van het ene metaal in het andere. Er is menging op atomaire schaal. Er kan in dat geval ook een legering van metalen ontstaan. Strikt genomen is een legering niet een gewoon mengsel, omdat in een legering de metalen alleen in zeer bepaalde atoomverhoudingen kunnen voorkomen. Een legering heeft dus geen willekeurige samenstelling; een mengsel heeft dat wel.

Indeling van mengsels Mengsels kunnen we indelen naar de mogelijke combinaties van fasen, waarin de componenten zich bevinden.

Lucht en atmosfeer Gassen zijn heel lang weinig onderzocht. Je moet maar op het idee komen dat de lucht om ons heen werkelijk materie is. Daarbij kwam het technische probleem hoe gassen op te sluiten. Voordat rubber en plastic waren uitgevonden, hadden we eigenlijk alleen de beschikking over varkensblazen als een reservoir om een gas in te doen. En uit metalen of glazen vaten lekt gas weg langs kranen en zuigers. Pas tegen het eind van de 18e eeuw ontdekten geleerden dat lucht niet één gas was, maar een mengsel van verschillende gassen. Samenstelling van de atmosfeer De volgende informatie ontbreekt nogal eens in scheikundemethoden en zou in de les aan de orde kunnen komen, samen met de behandeling van mengsels van gassen. De dunne laag lucht om de aarde heet de atmosfeer, die nog kan worden onderverdeeld in troposfeer, stratosfeer, mesosfeer, thermosfeer (ionosfeer) en exosfeer. Naar boven toe wordt de atmosfeer steeds dunner, steeds ijler en wordt de samenstelling ook anders. De Franse geleerde Blaise Pascal heeft het mooi geformuleerd: 'wij leven op de bodem van een oceaan van lucht'. Boven 10 km hoogte (stratosfeer) is de druk al afgenomen tot 0,25 bar en is de verhouding stikstof/zuurstof al duidelijk anders. Toch kunnen we zeggen dat de planeet aarde veel lucht bezit, met een hoog zuurstofgehalte. Daardoor is de totale hoeveelheid O2(g) immens. BINAS tabel 34 geeft de precieze samenstelling van de atmosfeer. Illustratie en tabel over samenstelling van de atmosfeer te vinden op:http://www.iupac.org/didac/Didac%20Ned/Didac03/Content/L01.htm Atmosfeer volgens Wikipedia. Eenvoudige samenvatting van de chemische samenstelling van de atmosfeer (lagen niet op schaal): Rol van CO2 Ter verduidelijking aan leerlingen: Als we tegen leerlingen zeggen dat lucht kooldioxide 'bevat', mag niet het misverstand ontstaan dat het er eigenlijk niet bij hoort. CO2 is een normaal bestanddeel van lucht. Het is van belang te benadrukken dat CO2 (ondanks het geringe percentage van 0,037 volume-%) een cruciale rol speelt in de lucht (fotosynthese, broeikasgas). Het volumepercentage CO2 is de afgelopen eeuw toegenomen door onder andere de verbranding van fossiele brandstoffen. Hierdoor is de gemiddelde temperatuur op aarde gestegen.

Aerosol: nevel, mist, rook Aerosolen zijn mengsels van kleine druppeltjes vloeistof of kleine stukjes vaste stof in een gas. De deeltjes vloeistof of vaste stof zijn zo klein dat er geen snelle ontmenging optreedt (uitzakken van vloeistof of vaste stof). De termen mist, nevel en rook worden vaak door elkaar gebruikt. In de meteorologie gaat het bij mist en nevel om kleine waterdruppeltjes die in de lucht zweven. Daar noemt men mist met een zicht meer dan 1000 m nevel. In het algemeen gebruiken we de termen nevel en mist ook voor het geval er andere vloeistofdruppeltjes dan water in een gas zweven. Bij rook gaat het formeel om kleine deeltjes vaste stof in de lucht, die afkomstig zijn van een verbranding. Een voorbeeld van een ander soort rook (beter: vast aerosol) is de witte 'rook' van ammoniumchloride die ontstaat als waterstofchloride en ammoniak in de lucht met elkaar reageren (zakt uit bij aangroeien van de deeltjes). Mogelijke misconcepten Mist bestaat uit waterdamp. Witte rook bestaat uit waterdamp. Wat goed helpt om deze misconcepties de wereld uit te helpen, is te benadrukken dat waterdamp onzichtbaar en ongekleurd is; het is gasvormig water. In het leven van alledag denkt men bij waterdamp meestal aan kleine waterdruppeltjes (nevel).

Sk 04.03 Oplossingen, emulsies en suspensies

Oplossingen, emulsies en suspensies Oplossingen zijn mengsels met een vloeistof als hoofdcomponent, waarin de opgeloste stof (gas, vloeistof of vaste stof) moleculair verdeeld is in het oplosmiddel. Het systeem is daardoor volledig homogeen. In het dagelijks leven gebruiken we, naast echte oplossingen, veel mengsels van onoplosbare vloeistoffen of vaste stoffen in water of in een ander oplosmiddel: respectievelijk emulsies en suspensies. De bestanddelen van deze vloeibare, heterogene mengsels zijn niet 'echt' opgelost (moleculair verdeeld). Melk: een oplossing, een emulsie en een suspensie

Oplossingen en oplosbaarheid Oplosmiddel/opgeloste stof Oplossingen zijn mengsels met een vloeistof als hoofdcomponent, waarin de componenten (gas, vloeistof, vaste stof) opgedeeld zijn in losse moleculen (of ionen), die gelijkmatig verdeeld zijn. We spreken van een moleculaire verdeling. De hoofdcomponent noemen we het oplosmiddel, de andere componenten de opgeloste stof. Het systeem is daardoor volledig homogeen. Kenmerk van een oplossing Een oplossing is altijd helder (doorzichtig), maar hoeft niet kleurloos te zijn. NB: Een sterk geconcentreerde gekleurde oplossing is niet meer doorzichtig (bijvoorbeeld een oplossing van kaliumpermanganaat). Bij verdunnen worden ook deze oplossingen doorzichtig. Het oplossen Het proces van oplossen treedt op ten gevolge van een directe wisselwerking van de moleculen van het oplosmiddel met de moleculen van de opgeloste stof. Deze interactie noemen we solvatatie. We spreken van hydratatie in plaats van solvatatie, als het oplosmiddel water is. Solvatatie is een algemenere term, onafhankelijk van het oplosmiddel. Oplosbaarheid Suiker is een voorbeeld van een in water zeer goed oplosbare vaste stof. Veel stoffen zijn echter niet of nauwelijks in water oplosbaar. De maximale hoeveelheid van een stof die per volume water kan oplossen noemen we de oplosbaarheid (in water) van die stof. Een oplossing die de maximale hoeveelheid opgeloste stof bevat noemen we een verzadigde oplossing. Qua oplosbaarheid onderscheiden we vaak drie groepen stoffen: Goed oplosbaar. Sommige stoffen zijn zelfs onbeperkt ('oneindig') oplosbaar. Matig oplosbaar. Slecht oplosbaar. In de praktijk zeggen we soms onoplosbaar, maar chemici zeggen liever dat zo'n stof 'slecht oplosbaar' is. Ook van een 'onoplosbare' stof blijkt namelijk altijd wel een minieme hoeveelheid op te lossen, wat overigens alleen met zeer gevoelige apparatuur is te meten. Of een stof oplosbaar is, bepalen we met kwalitatieve methoden. Om na te gaan hoevéél stof kan oplossen is een kwantitatieve methode vereist. Zie 'Oplosbaarheid van enkele vaste stoffen' in de Didactiek van deze paragraaf. Kwantitatieve gegevens over de termen goed, matig en slecht zijn te vinden in BINAS tabel 45A. Oplosbaarheid is een stofeigenschap: kenmerkend voor elke combinatie van een stof en een oplosmiddel. De oplosbaarheid van vaste stoffen en vloeistoffen in een bepaald oplosmiddel neemt meestal toe bij stijgende temperatuur.

Oplossen van vaste stoffen Als voorbeeld nemen we het oplossen van suiker (sacharose) in water. Chemici noteren suiker die in water is opgelost door achter de molecuulformule tussen haakjes aq te schrijven (aq = aqua; latijn voor water): C12H22O11(aq). Zo'n mengsel met water heet dus een oplossing. Water is hier het oplosmiddel en suiker de opgeloste stof. Als we een stof willen oplossen gebruiken we vrijwel altijd water als oplosmiddel. Dat is een goedkope en ongevaarlijke vloeistof. Stoffen die niet of nauwelijks in water oplossen, zijn soms wel oplosbaar in andere oplosmiddelen zoals bijvoorbeeld aceton, alcohol, wasbenzine en ether. Op moleculair niveau houdt het oplossen van suiker in, dat de sacharosemoleculen het kristalrooster verlaten en de losse suikermoleculen zich gelijkmatig verdelen tussen de watermoleculen. Een sacharosemolecuul wordt dan omringd door een vast aantal watermoleculen. Laten we het oplossen over aan het trillen en bewegen van de moleculen dan kan dat proces lang duren. Door roeren of verwarmen (of een combinatie van beide handelingen) kunnen we het oplossen versnellen. De oplosbaarheid van vaste stoffen in een bepaald oplosmiddel neemt meestal toe bij stijgende temperatuur. In onderstaande tabel is de oplosbaarheid van een aantal stoffen uitgedrukt in g stof per 100 g water.   20 oC    100 oC Keukenzout  36  39 Kristalsoda  22  421 Suiker  204  487

Oplossen van vloeistoffen In plaats van oplossen van de ene vloeistof in de andere, spreken we meestal van het mengen van twee vloeistoffen. Twee vloeistoffen kunnen wel of niet goed mengbaar zijn. Hiermee bedoelen we dat er bij 'goed mengen' een oplossing ontstaat en bij 'niet goed mengen' geen oplossing, maar een tweelagensysteem (of druppeltjes van de één in de ander). Het al dan niet onstaan van een oplossing hangt af van de aard van de vloeistoffen, maar ook van de hoeveelheden van ieder. In BINAS-tabel 45C vind je enkele voorbeelden van oplosbaarheden van de ene vloeistof in de andere. Zo is propanon (aceton) oneindig goed oplosbaar in water. Dat wil zeggen dat water en propanon altijd een oplossing zullen vormen, onafhankelijk van de gebruikte hoeveelheden van ieder. Een ander voorbeeld uit de tabel: ethoxyethaan (ether) is matig oplosbaar in water, maar is in alle verhoudingen mengbaar met propanon, ehanol en koolstofdisulfide. In het geval van een oneindig grote oplosbaarheid (vloeistoffen in alle verhoudingen mengbaar) is het soms niet duidelijk wat je oplosmiddel en wat je opgeloste stof noemt. Meestal is er echter een duidelijke overmaat van een van de twee vloeistoffen: die noem je dan het oplosmiddel. Bij een echte oplossing van de ene vloeistof in de andere is er evenals bij oplossingen van vaste stoffen en gassen, een moleculaire verdeling van de ene molecuulsoort tussen de andere molecuulsoort. De moleculen van het oplosmiddel omringen de moleculen van de opgeloste stof: de opgeloste stof is gesolvateerd aanwezig. Dat zie je ook aan de notatie. Een oplossing van ethanol in water geven we aan met: C2H5OH(aq).

Oplossen van gassen BINAS tabel 44 laat zien dat de oplosbaarheid van gassen in water zeer sterk uiteenloopt. Per liter water lost er bij kamertemperatuur slechts enkele milligram waterstof (H2) op, maar wel ongeveer 500 g ammoniak (NH3)! Lucht, met name het bestanddeel zuurstof (O2), is essentieel voor de meeste organismen die op het land leven, maar ook voor het leven in water. In oppervlaktewater zijn alle bestanddelen van lucht opgelost. De losse moleculen van deze bestanddelen zijn omringd door watermoleculen. Een O2-molecuul omringd door watermoleculen schrijven we als O2(aq). Op macroscopisch niveau betekent O2(aq): in water opgeloste zuurstof. De oplosbaarheid van gassen neemt altijd af bij stijgende temperatuur (zie BINAS tabel 44). Bijvoorbeeld: bij 273 K lost er maximaal 0,70 g zuurstof in een liter water op, bij 298 K maar 0,40 g en bij 373 K nog maar 0,24 g. Oplosbaarheid van enkele gassen als functie van de temperatuurBron: McMurry & Fay, Chemistry

Emulsies Een emulsie is een mengsel van twee vloeistoffen die niet in elkaar oplossen, waarbij van de ene vloeistof zeer kleine druppeltjes in de andere vloeistof zweven. In een emulsie is de geëmulgeerde stof niet moleculair verdeeld. De druppeltjes bestaan uit zeer grote aantallen moleculen, die geen neiging vertonen elkaar los te laten. Stabiel is dit ondoorzichtige mengsel niet. Emulsies ontmengen (schiften) na enige tijd. Er ontstaan dan twee vloeistoflagen, waarin de vloeistof met de kleinste dichtheid drijft op de andere. Er ontstaat wél een stabiele ondoorzichtige emulsie indien we het mengsel kloppen met een 'hulpstof', een stabilisator. Voor een emulsie heet de stabilisator een emulgator: een stof die in beide vloeistoffen oplost en die er voor zorgt dat de rondzwevende vloeistofdruppeltjes niet de kans krijgen samen te vloeien tot een complete vloeistoflaag. Mayonaise Mayonaise is een voorbeeld van een emulsie: slaolie in azijn. Een verdere uitwerking van het voorbeeld mayonaise vind je in 'Mayonaise en melk' van de Didactiek van deze paragraaf. Melk Melk is deels een echte oplossing, deels een emulsie, en deels een suspensie (de termen emulsie en suspensie worden overigens vaak door elkaar gebruikt). Meer over melk vind je in 'Mayonaise en melk' van de Didactiek van deze paragraaf. Mosterd Mosterd is een combinatie van (vooral) een suspensie, een emulsie en een echte oplossing.

Suspensies Een suspensie is een vloeistof waarin zeer kleine vaste korrels zweven (vaste stof deeltjes, bestaande uit zeer grote aantallen moleculen die geen neiging vertonen elkaar los te laten). In een suspensie is de gesuspendeerde stof niet moleculair verdeeld. Het ondoorzichtige (troebele) mengsel is echter niet stabiel. Een suspensie zal uiteindelijk uitzakken (bezinken). De deeltjes van de vaste stof zakken langzaam naar de bodem en vormen daar een laag vaste stof. Door een hulpstof (stabilisator) toe te voegen wordt het uitzakken voorkomen. Verf Verf is een voorbeeld van een suspensie: heel fijn gemalen korreltjes pigment in een oplosmiddel. Een verdere uitwerking van het voorbeeld verf vind je in 'Verf' bij de didactiek van deze paragraaf. Hieronder wordt de samenstelling van verf in beeld gebracht:

Oplossingen, emulsies en suspensies Oplossingen zijn mengsels met een vloeistof als hoofdcomponent, waarin de opgeloste stof (gas, vloeistof of vaste stof) moleculair verdeeld is in het oplosmiddel. Het systeem is daardoor volledig homogeen. In het dagelijks leven gebruiken we, naast echte oplossingen, veel mengsels van onoplosbare vloeistoffen of vaste stoffen in water of in een ander oplosmiddel: respectievelijk emulsies en suspensies. De bestanddelen van deze vloeibare, heterogene mengsels zijn niet 'echt' opgelost (moleculair verdeeld).

Oplosbaarheid van enkele vaste stoffen Er bestaan eenvoudige proeven, waarmee leerlingen goed kunnen zien of een vaste stof in water oplosbaar is of niet (kwalitatieve analyse) of waarmee leerlingen zelf de mate van oplosbaarheid van een stof kunnen bepalen (eventueel uit te voeren tijdens een practicum; kwantitatieve analyse). Wel of niet oplosbaar? Proef 1 Laat leerlingen een glazen fles (of een buisje) vullen met water en zet deze zo dat ze er goed doorheen naar het licht kunnen kijken. Neem een stukje van een geschikt filter (bijvoorbeeld een koffiefilter) en doe daar een beetje van de te onderzoeken vaste stof in (suiker, zout, bruine suiker, zand, soda, krijt en wat er verder te vinden is; gekleurde stoffen geven een mooi effect!). Plaats dit zo op de fles met water dat het papier met de korrels net in het water steekt. Kijk dan, tegen het licht, naar de onderkant van het papier. Bij een oplosbare vaste stof zie je wat gebeuren, bij een onoplosbare stof niet. Waarnemingen De opgeloste stof zakt naar beneden, te zien aan 'mengstrepen', ook wel met een Duits woord 'schlieren' genoemd. Het lijkt op de 'trillende lucht' boven een asfaltweg bij heet weer of boven de vuldop van een auto bij het tanken van benzine. De verklaring berust op verschillen in brekingsindex voor het licht in water of lucht. Proef 2 Doe een beetje van de stof in een buisje. Schenk er water bij. Schud enige tijd. Waarnemingen Uit het verdwijnen van de vaste stof (of het verminderen van de hoeveelheid ervan) is dan te concluderen óf de stof oplosbaar is. Deze uitvoering is minder duidelijk en minder mooi dan de bovenstaande proef. Bepaling oplosbaarheid Zout (keukenzout, wetenschappelijke naam: natriumchloride) is oplosbaar in water. De oplosbaarheid kan als volgt worden bepaald. Proef 3 Schenk 25 ml water in een bekerglaasje. Weeg 20 gram zout af en voeg dat bij het water. Roer geruime tijd, zodat de maximale hoeveelheid zout op kan lossen. We hebben namelijk zoveel zout genomen dat niet alles oplost. Filtreer de inhoud van het bekerglas door bijvoorbeeld een koffiefilter: de zoutoplossing loopt door het filter heen, het onopgeloste zout blijft op het filter achter. Droog het onopgeloste zout en weeg het. Als de proef correct is uitgevoerd moet 11 gram zout niet zijn opgelost. Bereken hiermee de oplosbaarheid van zout in water in gram per liter. Uitwerking Er is 20 - 11 = 9 gram zout opgelost in 25 ml water, dit komt overeen met 360 gram per liter. Nabespreking Bij deze proef is het van belang om achteraf de volgende kanttekeningen te plaatsen: Met opzet hebben we een teveel aan zout genomen. We noemen dat een overmaat. Hoe groot die overmaat was blijkt bij het filtreren: dan komt de overmaat op het filter terecht. We noemen de ontstane zoutoplossing een verzadigde oplossing; meer zout kan er niet in oplossen. De oplosbaarheid is meestal temperatuurafhankelijk; in deze proef hebben we dus de oplosbaarheid bij kamertemperatuur bepaald. Van veel vaste stoffen en vloeistoffen neemt de oplosbaarheid toe (voor zout is die toename overigens klein). Soms neemt die af. Roeren of een andere manier van bewegen is essentieel voor het oplosproces. Uit zich zelf doen de bouwstenen van de op te lossen vaste stof er heel lang over om zich gelijkmatig tussen de watermoleculen te verdelen. BINAS tabel 45 geeft kwalitatieve en kwantitatieve informatie over de oplosbaarheid van vaste stoffen en vloeistoffen. BINAS tabel 44 geeft informatie over de oplosbaarheid van gassen in water. De oplosbaarheid van gassen neemt af bij toenemende temperatuur.

Mayonaise en melk Moeilijk is de werking van emulgator en stabilisator uit te leggen. Benadruk dat dit soort stoffen een goede interactie heeft met zowel het oplosmiddel als met de gedispergeerde stof (de 'opgeloste' stof in emulsies en suspensies). Daarom vindt er geen samenklontering plaats: de stabilisatordeeltjes houden gedispergeerde deeltjes bij elkaar uit de buurt. Emulsies en suspensies kunnen uitzakken, schiften. Welke laag onder komt wordt bepaald door de dichtheid. Mayonaise, een voorbeeld van een emulsie Slaolie is niet mengbaar met water: de olie blijft op het water drijven. Door hard te kloppen met een garde of mixer lukt het om de olie in heel kleine druppeltjes te verspreiden in het water. Zo'n mengsel heet een emulsie. Dit is een mengsel van een onoplosbare vloeistof in een andere vloeistof. In een emulsie is de geëmulgeerde stof niet moleculair verdeeld (de oliedruppeltjes bestaan uit zeer grote aantallen moleculen, die geen neiging vertonen elkaar los te laten). Stabiel is dit ondoorzichtige mengsel niet: na korte tijd zakt het water uit de emulsie. Er ontstaat een zogenaamd tweelagensysteem, waarin de vloeistof met de kleinste dichtheid drijft op de andere. Er ontstaat wél een stabiele ondoorzichtige emulsie indien we het mengsel kloppen met een 'hulpstof', een stabilisator. In de keuken kun je zo mayonaise maken; slaolie en azijn (water waarin iets azijnzuur is opgelost) worden met eidooier als hulpstof goed geklopt. Het eigeel is hier de emulgator. Meer over de scheikundige samenstelling van melk De mededeling dat melk deels een echte oplossing is (van suikers en zouten), en deels een emulsie/suspensie (van vetten en eiwitten), zou enige toelichting voor leerlingen kunnen vereisen. Zo zijn bij een oplossing van een zout niet moleculen maar ionen opgelost, maar het is wel een echte oplossing. Naar leerlingen toe kan bekendheid met hun voorkennis (aan- of afwezig) een belangrijk aandachtspunt zijn. Melk van de koe bestaat voor ca. 87,5% uit water. De 'droge stof' van melk bestaat uit: melksuiker (4,5%), die echt (moleculair) is opgelost; melkvet (4%), dat in het water is geëmulgeerd; melkeiwit (3%), eveneens als emulsie/suspensie aanwezig; zouten of mineralen (1%), die 'echt' zijn opgelost. Melk kan 'zuur' worden en dat is dan niet alleen te ruiken en te proeven, maar ook te zien: de melk gaat schiften. Schiften is het gevolg van de activiteit van micro-organismen in de melk. Schiften komt neer op het uiteenvallen (ontmengen) van de emulsie. (Thuis in de keuken is dit proces te bestuderen door aan een glas melk een scheutje azijn toe te voegen.)

Verf De stabilisator zorgt ervoor dat er geen samenklontering plaatsvindt: de stabilisatordeeltjes houden gedispergeerde deeltjes bij elkaar uit de buurt. Meer over verf als voorbeeld van een suspensie Verf wordt in methoden veel genoemd als een voorbeeld van een suspensie. Bij deze informatie blijft het vaak. Hier meer achtergrond over de samenstelling van verf om beter in te kunnen spelen op vragen van leerlingen. Verf bestaat uit minstens drie bestanddelen: een hardingsmiddel (basis, hars) dat een filmlaagje vormt; een kleurstof (pigment) die vaak niet oplosbaar is in water (bijvoorbeeld titaandioxide, TiO2(s), een witte vaste stof die dé kleurstof is voor witte verf); een 'oplosmiddel' (verdunner), zodat je de verf op een oppervlak kunt uitstrijken. Door fijn gepoederd TiO2 stevig te kloppen/roeren met water ontstaat een melkachtige suspensie. Door andere stoffen toe te voegen wordt de suspensie gestabiliseerd. Zo is in een bus verf het pigment in heel fijn gemalen korreltjes aanwezig tussen de moleculen van de andere bestanddelen. Een suspensie wordt gestabiliseerd door een stabilisator. Nadat je iets hebt geverfd, gebeurt het volgende: het oplosmiddel verdampt (wat je vaak kunt ruiken) en het hardingsmiddel met het daarin gesuspendeerde pigment wordt hard. We zeggen: de verf 'droogt'. Zo ontstaat een fraai gekleurde, beschermende laag. Aan de genoemde basiscomponenten worden nog andere stoffen toegevoegd om de verf een speciaal effect te geven (mat of glanzend), om het droogproces te versnellen, om schimmel tegen te gaan etc. Er bestaan verschillende soorten verf naargelang het soort hardingsmiddel, oplosmiddel en pigment dat wordt gebruikt. In onderstaande tabel vind je een overzicht. Synthetische Verf De meeste bestanddelen komen uit de petrochemische industrie (niet-hernieuwbare bronnen). Natuurlijke Verf De grondstoffen zijn van natuurlijke oorsprong (meestal hernieuwbaar). Hardingsmiddel Kunsthars (gechloreerde rubber, polyether, alkydhars, ...) Deze kunnen de huid en luchtwegen irriteren. Hars op basis van plantaardige olie (lijnzaad, ricinus, rozemarijn, lavendel, ...), bijenwas, natuurhars (den), caseïne (melkeiwit), krijt, ... Oplosmiddel Op basis van olie: koolwaterstof (white spirit, methylbenzeen, xyleen, ...). Zijn erg giftig bij verdamping (nog verschillende weken na het aanbrengen van de verf). Kunnen neurologische, spijsverterings- en ademhalingsproblemen en allergieën veroorzaken. Op basis van water (acryl of latex): minder giftig want het oplosmiddel is water, maar kunnen nog tot 10 procent giftige oplosmiddelen bevatten. Op basis van olie: natuurlijke extracten (terpentijnolie), citrusverdunners (gedistilleerd uit de schillen van citrusvruchten). Zijn niet helemaal onschadelijk! Op basis van water. Pigment De giftigste zijn die op basis van zware metalen als lood, zink, chroom, cadmium, ... Plantaardige (valeriaan, thee, ui, ...) of minerale kleurstoffen (terrasienna, ijzeroxide, ...). Toegevoegde componenten Stabilisatoren, verdikkings- en schimmelwerende middelen, die ook weer hun aandeel aan giftigheid meebrengen en trouwens niet altijd onmisbaar zijn. Geen chemische toevoegingen of anders beperkt tot een strikt minimum (niet of weinig giftig) waardoor de verf blijkbaar langer meegaat.

Sk 04.04 Scheiden van mengsels

Scheiden van mengsels Het zuiver in handen krijgen van stoffen houdt scheikundigen al eeuwen bezig en de naam 'scheikunde', die letterlijk 'de kunst van het scheiden' betekent, ontleent hieraan zijn naam. Wij behandelen enkele veel gebruikte technieken om mengsels in hun componenten te scheiden. Voorbeeld van een scheidingsmethode, in dit geval kolomchromatografie, waarmee we bijvoorbeeld een mengsel van twee componenten kunnen scheiden Voorbeeld van scheiding in het laboratorium

Scheiden, waarom en hoe? Waarom? De reden voor het scheiden van mengsels, en daarmee de keuze van de techniek, hangt vaak samen met de waarde van de componenten. Je kunt wat dat betreft drie soorten mengsels onderscheiden: Een mengsel kan bestaan uit verschillende componenten, die allemaal waardevol zijn. Aardolie is een goed voorbeeld. In een aardolieraffinaderij wordt de ruwe olie allereerst gedestilleerd (zie 'Aardolieraffinage' in het thema 'Koolwaterstoffen'). We spreken van het scheiden in componenten. Een mengsel kan ook bestaan uit maar weinig waardevol materiaal en verder grotendeels uit voor ons waardeloze stoffen. Urine van aanstaande moeders is een goed voorbeeld; de geneesmiddelenfabriek Organon in Oss haalt uit deze urine een bepaalde stof, een hormoon. We spreken van het isoleren van het hormoon. Het omgekeerde komt ook veel voor: mengsels die voor het overgrote deel bestaan uit een waardevolle stof en voor slechts een gering deel uit andere stoffen. Meestal noemen we die dan verontreinigingen. Rioolwater is een goed voorbeeld. Bij het scheiden van dergelijke mengsels gaat het om het verwijderen van die verontreinigingen. We spreken dan van zuiveren. In het chemisch onderzoek moeten reactiemengsels meestal worden gescheiden om de reactieproducten daarna beter te kunnen identificeren. Identificatie van een component als zuivere stof is gemakkelijker dan identificatie van componenten in een mengsel. Hoe? De scheidingsmethoden die we hier behandelen noemen we ook wel 'fysische' scheidingsmethoden, omdat ze gebaseerd zijn op de verschillen in fysische stofeigenschappen van de samenstellende componenten. We onderscheiden de volgende scheidingsmethoden, met het verschil in stofeigenschappen, waarop ze berusten: Bezinken en centrifugeren: dichtheid. Zeven en filtreren: deeltjesgrootte (korrelgrootte). Extraheren: oplosbaarheid. Adsorberen: aanhechtingsvermogen. Chromatograferen: oplosbaarheid en aanhechtingsvermogen. Destilleren: kookpunt. Indampen, omkristalliseren, sublimeren en uitsmelten: respectievelijk vluchtigheid, oplosbaarheid, dampdruk en smeltpunt. We laten zien hoe de scheidingen, gebaseerd op deze fysische eigenschappen, plaatsvinden in hun eenvoudigste vorm.

Bezinken en centrifugeren Beide methoden berusten op het verschil in dichtheid van de componenten van het mengsel. Bezinken Suspensies kunnen we laten uitzakken (bezinken). De korreltjes vaste stof zakken naar de bodem; hun dichtheid is groter dan die van de vloeistof. Het bezinksel noemen we een neerslag. Het afschenken van de heldere vloeistof boven dit neerslag heet decanteren. Wanneer de korreltjes vaste stof heel erg klein zijn kan bezinken lang duren; vaak voegen we dan een 'vlokmiddel' toe, een stof die de fijne korreltjes samen doet klonteren. Net als een suspensie vertoont ook een emulsie de neiging om spontaan te ontmengen (uitzakken) door dichtheidsverschillen. Er ontstaat een tweelagensysteem. Ook dat kunnen we bevorderen door een speciaal middel toe te voegen, een 'demulgator'. Centrifugeren Centrifugeren is eigenlijk niets anders dan versneld bezinken. Wanneer bezinken of uitzakken te lang duurt, kan het bezink- of uitzakproces worden versneld door opwekking van een centrifugale kracht. Voor het opwekken van een dergelijke kracht gebruiken we een centrifuge. Centrifugeren is ook toepasbaar op emulsies, als het dichtheidsverschil groot genoeg is. Een voorbeeld is het ontromen van melk.

Filtreren en zeven Beide technieken berusten op het verschil in deeltjesgrootte van de componenten van het mengsel. Filtreren Een mengsel van een vaste stof en een vloeistof kunnen we scheiden door het te laten bezinken of door te centrifugeren. Maar veel meer wordt filtratie gebruikt. De poriën van een papierfilter of fijn metalen rooster laten de vloeistof en de daarin 'waar' opgeloste stoffen door. We noemen dat het filtraat. De vaste stof bestaat uit korreltjes, die niet door de poriën van het filter heen kunnen en daarom op het filter achterblijven; de achterblijvende vaste stof heet het residu. In het laboratorium worden filtreerpapier of speciale membraanfilters met uiteenlopende poriëngroottes gebruikt. Wanneer er in het groot gefiltreerd moet worden, gebruiken we textiel (filterdoek). Soms kan ook een dikke laag fijn zand een goed filterbed zijn. Membraanfiltratie Membraanfiltratie is een modernere vorm van filtreren. Het scheidingsmateriaal is een membraan, een uiterst dunne laag van een kunststof met poriën, die bepaalde moleculen wel doorlaat en andere niet. Om de stroming door membranen met kleine openingen te versnellen gebruikt men druk of zuigt men vacuüm. Hoe kleiner de poriën, hoe groter de benodigde druk. Indeling membraanfiltratieprocessen We kunnen meerdere verschillende membraanfiltratieprocessen onderscheiden. Microfiltratie Dit is een drukgedreven proces dat - op basis van zeefwerking - contaminerende deeltjes van 0.01 tot een paar µm (micron) uit een oplossing of gas verwijderd middels passage door een microporeus membraan met porieafmetingen van 0.1 to 10 µm. Zo worden bijvoorbeeld bacterien tegengehouden. Membraanfilters worden veel gebruikt in de biotechnologie en toegepast bij de bereiding van steriele producten. Ze worden ook in toenemende mate gebruikt voor de behandeling van drinkwater om belangrijke pathogenen en grote bacterien te verwijderen. Voor deze toepassing moeten de porieafmetingen minimaal 0.2 µm zijn. Ultrafiltratie Deze methode werkt volgens hetzelfde principe als microfiltratie. De poriën van een ultrafiltratiemembraan zijn kleiner dan van een microfiltratie membraan en de afmeting van onzuiverheden groter dan een molgewicht van een paar honderd tot een miljoen g/mol worden tegengehouden. Nanofiltratie Nanofiltratie is een drukgedreven membraanproces dat vooral gebruikt wordt om organische stoffen zoals microverontreinigingen (vanaf 200g/mol à 1000g/mol, afhankelijk van het soort membraan) en meerwaardige ionen te verwijderen. De membranen hebben een matige retentie voor éénwaardige zouten. Wanneer zouten uit water verwijderd moeten worden, maakt men gebruik van nanofiltratie en omgekeerde osmose. Bij deze membranen vindt de scheiding plaats door diffusie door het membraan. Omgekeerde osmose Omgekeerde osmose (RO) is een membraanproces waarbij zowel ionen als kleine organische moleculen uit de oplossing verwijderd kunnen worden. Het RO-systeem is verdeeld in een hoge druk compartiment, op de geconcentreerde oplossing, en een lage druk compartiment. Deze compartimenten zijn gescheiden door een permeabel membraan. De uitwendig aangelegde druk, die groter is dan de osmotische druk, zorgt ervoor dat het oplosmiddel zich verplaatst van de meest geconcentreerde naar de minst geconcentreerde oplossing. De drijvende krachten van deze scheiding zijn dus de druk over het membraan en het concentratiegradiënt. De osmotische stroming is bijgevolg omgekeerd t.o.v. osmose. Deze scheiding resulteert in een geconcentreerde oplossing (concentraat) en een zuivere oplossing (permeaat). (bron: http://nl.wikipedia.org/wiki/Filtreren#Vast_en_vloeibaar) Meer vakinhoudelijke informatie over membraantechnologie Zeven Zeven zijn in principe ook filters; vaste deeltjes met verschillende grootte worden gescheiden doordat kleine deeltjes wel door de gaatjes passen maar de grotere niet.

Extraheren Deze scheidingsmethode berust op een verschil in oplosbaarheid van de componenten van een mengsel. Een goed voorbeeld is koffiezetten. Gemalen koffie is een mengsel van vele verschillende stoffen. In heet water lost een gedeelte van deze stoffen op en deze drank is, zoals bekend, een veel gebruikt opwekkend genotmiddel. De gebruikte scheidingsmethode heet extraheren ('uittrekken'). De gewenste stoffen lossen wél op in heet water, de ongewenste niet (koffiedik). Het oplosmiddel dat je gebruikt bij extractie, heet het extractiemiddel. Extraheren is een geschikte methode voor onder andere het scheiden van mengsels van vaste stoffen: je zoekt een oplosmiddel waarin de ene component van het mengsel oplost en de andere niet. Daarna kun je door filtreren en indampen de componenten ieder in zuivere vorm verkrijgen. Extractie kan ook worden toegepast bij suspensies en emulsies, soms ook bij oplossingen. Men kiest dan een extractiemiddel dat niet mengt met de vloeistof van het te extraheren mengsel. De zwevende deeltjes, druppeltjes of opgeloste stof lossen wel op in dat extractiemiddel. Er ontstaan dan twee vloeistoflagen die men kan scheiden met een scheitrechter. Ziehier een uitgebreide beschrijving van Extractie.

Adsorberen Adsorptie is een scheidingsmethode die gebruik maakt van het verschil in aanhechtingsvermogen. Een bekend adsorptiemiddel is 'actieve kool', beter bekend onder de handelsnaam Norit. Actieve kool is zuivere koolstof die een speciale behandeling heeft ondergaan, waardoor het inwendig oppervlak van dit poreus materiaal zeer groot is. Hierdoor heeft het een enorm adsorberend vermogen. Diverse stoffen adsorberen (hechten zich) goed aan deze actieve kool, andere niet. Daarop berust ook het gebruik van Norit als huismiddel tegen diarree: de ingenomen Norit adsorbeert gassen en andere storende stoffen in de darmen. Een adsorbens bestaat dus meestal uit zeer fijne korreltjes, die sterk poreus zijn.

Chromatograferen Chromatografie is een scheidingsmethode die berust op een combinatie van verschillen in oplosbaarheid en aanhechtingsvermogen. Er bestaan verschillende soorten chromatografie. We bespreken papierchromatografie (de eenvoudigste soort) en gaschromatografie. Dunnelaagchromatografie lijkt veel op papierchromatografie: in plaats van papier gebruiken we een vaste drager (glas of metaal) met daarop een vaste stationaire fase (meestal een laagje aluminiumoxide of silicagel). Twee eenvoudige animaties waarin achtereenvolgens de principes achter dunnelaagchromatografie (TLC) en gaschromatografie (GC) aan de orde komen. Papierchromatografie Hoe chromatografie in beginsel werkt, kunnen we uitgeleggen aan de hand van een proef (zie ook 'Chromatograferen' van de Didactiek van deze paragraaf). Op een strook filtreerpapier brengen we een stip met een zwarte viltstift aan. Zwarte viltstiftinkt bevat verschillende kleurstoffen; gemengd is de kleur zwart. De strook zetten we rechtop in een bekerglas met op de bodem een laagje loopvloeistof. De keuze van de soort vloeistof hangt af van de soort kleurstoffen die we willen scheiden; vaak gebruiken we een mengsel van verschillende oplosmiddelen (het bekerglas sluiten we af met een horlogeglas om te veel verdamping te voorkomen). De loopvloeistof (mobiele fase) wordt door het papier (stationaire fase) opgezogen en kruipt langzaam omhoog. De kleurstoffen lossen op in de loopvloeistof als deze het opbrengpunt passeert. De kleurstof met de grootste oplosbaarheid in de gekozen loopvloeistof en het kleinste aanhechtingsvermogen aan het papier, wordt het snelst door de loopvloeistof mee naar boven getransporteerd. Hoe slechter de oplosbaarheid of hoe sterker het aanhechtingsvermogen, hoe meer een kleurstof achterblijft bij het omhoog kruipende vloeistoffront. Op deze manier kunnen we vaststellen uit hoeveel bestanddelen en uit welke bestanddelen een kleurstofmengsel bestaat. Het papier met de verschillende kleurvlekken noemen we het chromatogram. Animatie papierchromatografieBron: Particles in Motion Chromatografie is ook toepasbaar bij kleurloze stoffen. De aanwezigheid van deze stoffen stellen we dan met fysische of chemische methodes vast. Dat kan bijvoorbeeld door een typische kleurreactie uit te voeren. We brengen dan een nevel van het kleurreagens op het kleurloze chromatogram, waarna de gekleurde stippen van de verschillende componenten zichtbaar worden. Papierchromatografie (de stationaire fase is papier) is een eenvoudige vorm van chromatografie. Aangezien de mobiele fase een vloeistof is, spreken we ook wel van vloeistofchromatografie . Gaschromatografie Gaschromatografie is een vorm van chromatografie, waarbij we stromend gas gebruiken als mobiele fase. Dit gas noemen we het draaggas. Het heeft dezelfde functie als de loopvloeistof bij papierchromatografie. De stationaire fase kan ook hier een vaste stof zijn, maar meestal is het een vloeistof die als een coating op korreltjes vaste stof zit of als een film op de wand van een capillair.In het geval van een vaste stof als stationaire fase treedt er adsorptie van het gas op, in het geval van een vloeistof als stationaire fase treedt er absorptie van het gas op. Gaschromatografie met een vloeistof als stationaire fase Het gas leiden we door een lange dunne buis, gevuld met een stationaire fase bestaande uit kleine korrels waaromheen een dunne vloeistoffilm is gehecht (het absorbens). Het te analyseren monster injecteren we aan het begin van de buis. Rond het injectiepunt is de temperatuur zo hoog dat het monster direct verdampt. De mate van oplossen van de stof in de vloeistofilm bepaalt in dit geval de loopsnelheid van de te scheiden componenten. Als het draaggas stil zou staan, zou er zich voor iedere component een verdelingsevenwicht instellen: er ontstaat een typische verhouding tussen de hoeveelheid van een component in de vloeistoffase en de hoeveelheid van die component in de gasfase. Doordat het gas beweegt, wordt dit evenwicht echter voortdurend verstoord, maar het probeert zich overal in de kolom wel weer voortdurend in te stellen. Op die manier beweegt een component meer of minder snel door de kolom. Een component die bij voorkeur in de vloeistoffase zit, zal er relatief lang over doen om de hele kolom te passeren. Gaschromatografie Bron: http://www.shsu.edu/~chm_tgc/sounds/sound.html

Destilleren Destilleren is het scheiden van vloeistoffen op basis van verschil in kookpunt. Beschrijving Als we een mengsel van vloeistoffen verwarmen in een kolf, zal de vluchtigste component (dat wil zeggen de component met het laagste kookpunt) het eerst gaan koken, maar de damp bevat ook al iets van de hoogstkokende component. Door de gevormde damp te leiden naar een koeler ontstaat weer een vloeistof, die we apart op kunnen vangen. Dit noemen we het destillaat. Hetgeen achterblijft in de kolf noemen we het residu. Het destillaat is nog steeds een mengsel, maar met een hoger gehalte van de vloeistof met het laagste kookpunt. Het residu is evenzeer een mengsel, maar met een hoger gehalte van de vloeistof met het hoogste kookpunt (met eventueel daarin opgeloste stoffen). Eenvoudige destillatie-opstelling Animatie van een simpele destillatieBron: Particles in Motion Destillatiekolommen De scheiding van twee vloeistoffen kan worden verbeterd door een destillatiekolom te gebruiken. Op de destilleerkolf plaatsen we dan een verticale buis, gevuld met glazen knikkers of ringen of andere obstakels. De damp met het hogere kookpunt (water in het mengsel alcohol/water) heeft alle gelegenheid te condenseren en weer terug te stromen in de destilleerkolf. Alleen de alcoholdamp bereikt de opening van de koeler, zodat het destillaat dan zuivere alcohol is. Kooktraject Gedurende zo’n destillatie behoudt het mengsel niet hetzelfde kookpunt, maar zal een zogenaamd kooktraject vertonen: de temperatuur loopt op naarmate meer van de laagkokende component wordt afgedestilleerd. Door de oplopende temperatuur zal de zuiverheid van de damp steeds lager worden. Het is dus verstandig om vroeg met de destillatie te stoppen, wanneer het doel van de destillatie is om de laagkokende component zo zuiver mogelijk in handen te krijgen. Azeotropisch mengsel Sommige mengsels vertonen geen kooktraject. Wanneer ze worden gekookt, heeft de dampfase precies dezelfde verhouding als de vloeistoffase. Deze mengsels, die we azeotroop noemen, kunnen we niet door destillatie scheiden. Een bekende azeotroop is een mengsel van 96% alcohol en 4% water. Bij de kolomdestillatie van alcohol uit een waterige oplossing gaat dus geen zuivere alcohol over, maar een mengsel van 96% alcohol en 4% water, hoe lang de kolom ook is. Daarom is 'zuivere alcohol' meestal 96%. Echter, wanneer het doel is om de hoogkokende component zuiver over te houden, moet men langer met de destillatie doorgaan. Men kan eventueel meerdere destillatiefracties maken door het condensaat, dat in verschillende fasen wordt gevormd, gescheiden op te vangen; elke fractie heeft dan haar eigen zuiverheid. Toepassing in de aardolieindustrie In het groot, in fabrieken, worden destillatiekolommen veel gebruikt. Dit gebeurt bijvoorbeeld bij de olieraffinage: door ruwe aardolie (een mengsel van veel verschillende koolwaterstoffen) te destilleren bij verschillende temperaturen kan men meerdere destillatiefracties opvangen. Deze fracties worden voor verschillende doeleinden gebruikt en onder verschillende namen verkocht: zo is er bijvoorbeeld petroleum, kerosine, en stookolie. Zie ook 'Aardolieraffinage' in het thema 'Koolwaterstoffen'. NB: raffineren betekent eigenlijk zuiveren. Voorbeeld van een aardolieraffinaderij met meerdere destillatiekolommen voor zuivering van verschillende aardolieproducten. Ziehier een uitgebreide beschrijving van Destillatie.

Indampen, omkristalliseren, sublimeren en uitsmelten Indampen Indampen berust op een verschil in vluchtigheid. Indampen passen we toe als we opgeloste vaste stof willen scheiden van het oplosmiddel. Dat kan in een destillatie-opstelling, maar nodig is het niet. Dat hangt af van het oplosmiddel: is het duur, gevaarlijk of schadelijk, dan wel destillatie. Indampen passen we bijvoorbeeld toe om opgeloste zouten uit een oplossing te isoleren. Als het oplosmiddel water is, heeft het echter weinig zin om de waterdamp op te vangen en te condenseren. Je hebt dan ook geen destillatiekolom en koeler nodig, maar je kunt de waterdamp in de lucht laten ontsnappen. Als bijna al het water uit de oplossing is gekookt, kristalliseert de vaste stof uit. In feite past men dit principe ook toe bij de winning van zeezout in warme landen. Condenseren Het is ook mogelijk dat je juist het oplosmiddel in zuivere vorm wilt verkrijgen. Dan moet je de damp natuurlijk wel condenseren. Bijvoorbeeld bij drinkwaterbereiding uit zeewater. Omkristalliseren Omkristalliseren of herkristalliseren berust op een verschil in oplosbaarheid. Omkristalliseren kun je gebruiken om een vaste stof te zuiveren. Als de stof en de verontreiniging zoveel op elkaar lijken dat extractie met een selectief oplosmiddel niet mogelijk is, kun je gebruik maken van het verschil in verzadiging. Als je aan het mengsel van de vaste stoffen zoveel van een oplosmiddel toevoegt dat bij verwarmen het mengsel precies oplost, dan zal bij afkoelen direct verzadiging optreden van de te zuiveren stof. De verontreiniging blijft wegens de geringe hoeveelheid in oplossing, terwijl de te zuiveren stof uitkristalliseert. Meestal wordt ook actieve kool toegevoegd om eventuele andere verontreinigingen te adsorberen. Na filtratie hiervan, laat je het filtraat afkoelen, de stof uitkristalliseren en uiteindelijk moet je weer filtreren om de gezuiverde stof in handen te krijgen. Het filtraat van deze laatste filtratie bevat de opgeloste verontreiniging. Een nadeel van omkristallisatie is dat je altijd een deel van je stof kwijt raakt in het filtraat. Ziehier een uitgebreide beschrijving van Herkristallisatie. Herkristallisatie van kaliumnitraat (wit), verontreinigd met kopersulfaat (blauw in oplossing)Bron: Petrucci, General Chemistry Sublimeren Sublimeren is weinig toepasbaar. Het berust op een verschil in dampdruk tussen twee vaste stoffen. Het is alleen mogelijk als een vaste stof een hoge dampdruk heeft. Bij afkoeling van de damp krijg je dan niet de vloeistof, maar meteen de vaste stof terug. Een voorbeeld is het zuiveren van jood: verwarm het onzuivere jood voorzichtig in een erlenmeyer en laat de paarse damp sublimeren (neerslaan) op een 'koude vinger' (bijvoorbeeld de buitenkant van een reageerbuis, gevuld met koud water). Zie ook hoofdstuk 3. Ziehier een uitgebreide beschrijving van Sublimatie. Uitsmelten Uitsmelten berust op een verschil in smeltpunt. Door een goede keuze van de temperatuur kunnen we bereiken dat in een mengsel de ene stof wel smelt en de andere niet. Door filtreren of te centifugeren en decanteren scheiden we vervolgens de vloeistof van de vaste stof. Voorwaarde is wel dat de vaste stof niet oplost in de gesmolten stof. Toepassingen: winning van dierlijk vet uit spek (uitbakken); winning van zwavel en van zware oliesoorten uit de bodem.

Scheiden van mengsels Het zuiver in handen krijgen van stoffen houdt scheikundigen al eeuwen bezig en de naam 'scheikunde', die letterlijk 'de kunst van het scheiden' betekent, ontleent hieraan zijn naam. Wij behandelen enkele veel gebruikte technieken om mengsels in hun componenten te scheiden.

Overzicht scheidingsmethoden Hieronder in tabelvorm een weergave van scheidingsmethoden. Didactisch kunnen leerlingen dit schema gebruiken door aan het begin van het hoofdstuk te beginnen met het lege schema en dat gaandeweg in te invullen. Welke scheidingsmethoden er precies in komen te staan zal van de gebruikte methode afhangen. A B C D Scheidingsmethode Berust op verschil in: Soort mengsel Voorbeeld/ Toepassing 1 Bezinken/ Centrifugeren dichtheid suspensie emulsie krijtpoeder in water 2 Filtreren deeltjesgrootte suspensie zand in water 3 Extraheren oplosbaarheid allerlei koffie zetten 4 Adsorptie aanhechtingsvermogen gasmengsel oplossing geurvreters norit 5 Chromatografie oplosbaarheid en aanhechtingsvermogen gasmengsel oplossing kleurstoffen 6 Destillatie kookpunt oplossing van vloeistoffen alcoholwinning 7 Indampen kookpunt oplossing van vaste stof zout in water

Bezinken en centrifugeren Voor behandeling van bezinken en centrifugeren als scheidingsmethoden is het van belang na te gaan of leerlingen voldoende op de hoogte zijn van het begrip zwaartekracht. Hieronder basale kennis over het begrip zwaartekracht, gevolgd door toepassingen. Het begrip zwaartekracht Twee massa's trekken elkaar aan, maar deze 'gravitatiekracht' is alleen merkbaar wanneer tenminste één van de massa's zeer groot is zoals bijvoorbeeld de aarde. Daardoor trekt de aarde alles wat massa heeft, alle materie dus, naar zich toe, inclusief een dunne laag lucht, de atmosfeer. (Alles op het aardoppervlak ervaart dus niet alleen de aantrekkingskracht van de aarde, maar ook de extra druk van 1 bar die de ca. 10 km hoge laag lucht uitoefent.) Waardoor massa's elkaar aantrekken is onbekend, de gravitatiekracht is een gegeven, een feit. Wel kan de grootte beschreven worden in een formule, een van de grote ontdekkingen in de 17e eeuw van de geniale Engelse geleerde Isaac Newton. Deze formule is zowel geldig voor de aantrekkingskracht tussen een appel en de aarde, als voor de aantrekkingskracht tussen de aarde en de maan en tussen de zon en de planeten. De aantrekkende kracht van de aarde noemen we de zwaartekracht en is gericht naar het middelpunt van de aarde. De kracht waarmee de aarde een voorwerp aantrekt is recht evenredig met de massa van dat voorwerp. Die massa, m, wordt bepaald door het volume en door de aard van het materiaal. Voor de aard van het materiaal hebben we het begrip dichtheid ingevoerd. Uit de definitie van dichtheid volgt: m = r V. Een emmer water wordt dus sterker aangetrokken dan een glas water. En een glas water wordt sterker aangetrokken dan een glas alcohol, want de dichtheid van alcohol is kleiner dan die van water. Interessanter wordt het wanneer het volume er niet toe doet en het alleen gaat om het materiaal op zich. Dan geldt: het materiaal met de grootste dichtheid wordt het sterkst aangetrokken door de aarde. Het zwaarste materiaal komt dus het laagst, het meest onderop, als de materialen tenminste plaats kunnen maken voor elkaar. Gewogen gemiddelde Veel materialen bestaan uit verschillende bestanddelen. De dichtheid van zo'n materiaal is een ('gewogen') gemiddelde van de dichtheden van de bestanddelen. De term gewogen gemiddelde betekent dat de hoeveelheden van de bestanddelen meetellen. De meeste voorwerpen bestaan uit verschillende materialen. De dichtheid van zo'n voorwerp is dan eveneens een gewogen gemiddelde van de dichtheden van deze materialen. Toepassing: bezinken van een suspensie Als modderwater stil blijft staan, zakken uiteindelijk de klei- en zanddeeltjes naar de bodem. Deze scheidingstechniek heet bezinken en in rioolwaterzuiveringsinstallaties doen we dat in grote bezinkingsbassins. Het helder geworden water kunnen we vervolgens laten afvloeien. In het laboratorium laten we ook wel eens een suspensie bezinken. Het bezinksel noemen we meestal een neerslag. Toepassing: uitzakken van een emulsie Om mengsels van ruwe aardolie en zout water na oppompen in grote tanks versneld uit te laten zakken, vóórdat olie verder wordt getransporteerd, wordt een demulgator toegevoegd. Wanneer een emulsie uitzakt door de activiteiten van micro-organismen spreken we van schiften. Toepassing: centrifugeren In een melkfabriek wordt melk gecentrifugeerd om de room (het melkvet) te verzamelen. Ook in laboratoria is de centrifuge een veel gebruikt apparaat, bijvoorbeeld bij bloedonderzoek, zodat je de bestanddelen van bloed afzonderlijk kunt onderzoeken. In de chemische industrie wordt ook een ander soort centrifuge gebruikt. Om korreltjes en fijn stof te scheiden van een gas wordt zo'n mengsel in een cycloon geleid, een cilindervormig apparaat dat hard ronddraait. De vaste stof verzamelt zich dan aan de wand en zakt naar beneden. Zo kunnen gassen ook worden gereinigd. De/het neerslag Het is opvallend dat er altijd enkele leerlingen zijn die het hebben over 'de' neerslag in plaats van over 'het' neerslag. Waarschijnlijk komt dat omdat het woord 'neerslag' alleen bekend is in de context van het weer. De woorden neerslag en neerslaan in de fysisch/chemische context zijn veel minder bekend dan je zou denken.

Filtreren en zeven Een eenvoudig voorbeeld van zeven uit ieders kindertijd: het scheiden van zand en schelpjes m.b.v. een zeef op het strand. Animatie van een filtratieBron: Particles in Motion

Extraheren De aandacht van leerlingen wordt vaak gevestigd op het extraheren van koffie of thee als voorbeelden uit de dagelijkse praktijk. Een vraag over het verwijderen van kleurstof uit kleding kan dan verwarrend zijn. Dit geeft aan dat de begrippen extractie en extractiemiddel nog niet los van een (voorbeeld)context worden gezien. Andere voorbeelden van extracties die niet veel aan de orde komen in scheikundemethoden: Kruidenextracties, waarbij kruiden door middel van extractie worden gewonnen uit een plant. Voorbeelden: pepermunt uit de pepermuntplant en kamille uit verschillende soorten kamille. Waterige extracten van laurierbladen, kaneelstokjes, peperkorrels en kruidnagelen worden gebruikt als smaakmakers voor voedsel. Extractie van bladgroen uit spinazie. Zie 'Chromatograferen' van de Didactiek van deze paragraaf.

Adsorberen De volgende eenvoudige proef laat de werking van adsorptie goed zien. Adsorptie met Norit Neem wat gekleurde vloeistof, bijvoorbeeld rode wijn, of water met inkt. Maak een tabletje Norit fijn, voeg dat toe aan de gekleurde vloeistof en roer of schud enige tijd. Filtreer daarna de suspensie, bijvoorbeeld door een koffiefilter. Let op de kleur van het filtraat. Vraag Waar zal zich de kleurstof nu bevinden? Antwoord Het filtraat zal (vrijwel) kleurloos zijn. De kleurstof heeft zich aan de Norit gehecht, het residu op het filter. Ook in de circulatiekap boven het fornuis en in gasmaskers vindt adsorptie plaats. In de industrie wordt adsorptie vooral toegepast om ongewenste kleurstoffen uit producten te verwijderen. Het verschil tussen adsorptie en absorptie Start uitleg aan leerlingen aan de hand van praktijkvoorbeelden Een vlek op je kleren betekent dat zich ongewenste stof heeft vastgehecht (geadsorbeerd) aan de textiel. Bespreek hier met leerlingen het verschil met absorptie. Bijvoorbeeld: troebel water absorbeert licht (houdt licht tegen, vermindert het doorvallen van licht) of absorptie van geluid (energieverlies geluidsgolf door demping bij weerkaatsing op dempende materiaal). Ook het eten van een taart kan worden beschouwd als absorptie. Het resultaat van het gooien van een taart in iemands gezicht kan echter worden gezien als adsorptie! Algemeen Bij adsorptie is er sprake van hechting van een stof aan het oppervlak. In het geval van Norit dus aan het interne oppervlak van de actieve kool, terwijl er bij absorptie van een stof sprake is van het opnemen van een stof in een ander medium. Het opnemen van een gas in vloeistof heet dus absorberen. Meestal is adsorptie een omkeerbaar proces: de geadsorbeerde stof kan in principe weer onveranderd loslaten van het adsorbens. Als adsorptie niet resersibel is, spreken we van specifieke adsorptie of chemisorptie.  Absorptie is niet altijd reversibel, bijvoorbeeld als de geabsorbeerde stof gereageerd heeft met het absorbens. Meer informatie over Adsorptie, inclusief praktijkvoorbeelden.

Chromatograferen Enkele simpele vergelijkingen om het idee achter chromatografie uit te leggen: Spoedig na het vertrek van een groep personenauto's en vrachtauto's treedt er op de snelweg een scheiding op, omdat de snelheid verschillend is. De groep personenauto's zal eerder aankomen. Ook zie je soms de scheiding tussen snelheidsduivels en zondagsrijders. Scheiding tussen mannen en vrouwen in een winkelstraat (mits ze onafhankelijk van elkaar lopen). De mannen zijn eerder aan het eind van de straat dan de vrouwen. Wees voorzichtig met dit rolbevestigende voorbeeld. Het kan nog erger: er zullen altijd leerlingen opmerken dat het niet klopt omdat de mannen moeten betalen! Papierchromatografie Het is niet eenvoudig om een goed praktijkvoorbeeld te bedenken van chromatografie. Voor leerlingen is chromatografie echter snel en goed te volgen met een eenvoudige proef, waarvan varianten in diverse scheikundemethoden zijn te vinden. Het betreft een scheidingsmethode van verschillende kleuren die in oorspronkelijke inkt in een mengsel bijeenzaten, bijvoorbeeld in de inkt van een viltstift. Het is van belang om leerlingen zelf te laten experimenteren aan de hand van adequaat materiaal en een goed, eenvoudig voorschrift. Chromatografie van viltstiftinkt Knip een rechthoekig stuk filtreerpapier (of koffiefilter) uit, zo dat het in een glas past. Plaats op het papier, 2 cm van de korte kant, naast elkaar enkele stipjes met zwarte viltstift, liefst van verschillende merken. (Andere kleuren kan ook.) Schenk in het bekerglas ca. 1 cm vloeistof: een mengsel van water en spiritus. Alleen water kan ook. De aard van het loopmiddel is immers afhankelijk van het type inkt in de viltstift (wateroplosbare inkt of watervast). Plaats het papier zo in het glas, dat de stipjes net boven de vloeistoflaag uitsteken. Het bekerglas sluiten we af met een horlogeglas om te veel verdamping te voorkomen. De vloeistof trekt omhoog in het papier en het 'vloeistoffront' zal de inktstipjes passeren. Let op wat er dan gebeurt. De proef duurt ca. 15 minuten. Laat het bekerglas al die tijd stil staan. Voorbeeld voor een uitvoering in de klas Extractie en dunne-laagchromatografie van chlorofyl a en b uit spinazie  Dit is een voorbeeld van een meer geavanceerde proef. Een korte beschrijving is te vinden in NVOX, mei 2005, blz. 277. De complete beschrijving van de proef staat in de Journal of Chemical Education, Vol. 81, no. 3, maart 2004, blz. 385. Handleiding proef, Journal of Chemical Education (2004), W385 Gaschromatografie Gaschromatografie zal in de regel voor leerlingen minder gemakkelijk inzichtelijk te maken zijn. Een uitleg aan de hand van een eenvoudige tekening is gewenst indien de faciliteiten binnen de school het niet toelaten om animaties te tonen. Eenvoudige animatie waarin, naast benoeming van onderdelen van een GC, aandacht wordt geschoken aan de relatie 'scheiding componenten in een buis/capillair' en 'registratie gescheiden componenten met een recorder'.

Destilleren Een techniek die mensen al heel lang onder de knie hebben is het maken van alcoholische dranken, vooral wijn en bier. Door oplossingen van zetmeel of suiker te laten vergisten, ontstaan dranken die een bepaald percentage alcohol bevatten: bier ca. 5%, wijn ca. 12% (bij een hoger percentage alcohol gaan gistcellen dood). Ook al heel lang bekend is de techniek om uit dergelijke zwak-alcoholische dranken 'sterke drank' te maken, bijvoorbeeld jenever, wodka, cognac, whisky. Sterke drank heet ook wel 'gedestilleerd' en deze naam is afgeleid van de gebruikte techniek: destillatie. Demonstratieles destilleren van wijn De te destilleren wijn schenken we in een destillatiekolf (een rondbodem-kolf). Deze verwarmen we met behulp van een brander of elektrisch. Een thermometer wijst de temperatuur van het dampmengsel aan, vlak voordat dit in de koeler komt. De koeler is dubbelwandig en het koelmiddel is leidingwater dat we door de mantel laten stromen. Informatie voor leerlingen tijdens verwarming (bij voorkeur te doceren in de vorm van een 'vraag-antwoord' gesprek) Wanneer je een mengsel van alcohol en water verwarmt, dan verdampen beide vloeistoffen, maar - door het lagere kookpunt (78 oC) - alcohol meer dan water. De damp boven de vloeistof is dus rijker aan alcohol dan de vloeistof. Vooral wanneer de temperatuur van het vloeibare mengsel 78 °C wordt, zal de damp uit veel alcohol(damp) en uit veel minder water(damp) bestaan. Wanneer we deze damp afvoeren en koelen, dan condenseert de damp tot een vloeistof die veel meer alcohol bevat dan het oorspronkelijke mengsel. (Zo maken we sterke drank.) Het destillaat is nog steeds een mengsel, maar met een hoger alcoholgehalte. Door dit proces enkele keren te herhalen, kunnen we bijna zuivere alcohol verkrijgen. Cruciale stappen Let op! Leerlingen moeten in staat worden gesteld om cruciale verschijnselen tijdens het destillatieproces, die hieronder beschreven staan, te kunnen volgen. Dit betekent dat hier ook een gelegenheid toe geboden moet worden. Ofwel: zorg dat leerlingen tijdig naar voren komen en dat dit georganiseerd verloopt. Wanneer we met deze opstelling een alcohol-water mengsel destilleren, dan zal - naarmate meer van de vloeistof verkookt is - de damp uit steeds minder alcoholdamp en uit steeds meer waterdamp bestaan. Dit is ook merkbaar aan de temperatuur. Wanneer de vloeistof gaat koken wijst de thermometer ca. 78 °C aan. Na verloop van tijd stijgt de temperatuur geleidelijk tot ca. 100 °C: dan destilleert alleen nog maar water over, alle alcohol is al eerder overgedestilleerd. Er is dus sprake van een kooktraject: de temperatuur loopt op naarmate meer van de laagkokende component wordt afgedestilleerd. Door de oplopende temperatuur zal de zuiverheid van de damp bovenin de destillatiekolom steeds lager worden. Wil ons werk zin hebben, dan moeten we stoppen met de destillatie wanneer de thermometer boven 78 °C gaat aanwijzen. Dan is namelijk bijna alle alcohol verdampt en in het destillaat terechtgekomen. Ook dan bestaat het destillaat echter niet alleen uit alcohol, maar ook uit wat water. Bij 78 °C verdampt water immers ook, zij het veel minder dan alcohol. Voor het maken van sterke drank is dat geen probleem, het alcoholpercentage is dan toch slechts ca. 35%. Wanneer het echter de bedoeling is om zuivere alcohol in handen te krijgen, is een technische verfijning nodig. Op de destilleerkolf plaatsen we dan een buis, gevuld met glazen knikkers of ringen of andere obstakels, zodat de damp met het hogere kookpunt (in het alcohol-voorbeeld: water) alle gelegenheid heeft te condenseren en weer terug te stromen in de destilleerkolf. Alleen de alcoholdamp bereikt de opening van de koeler, zodat het destillaat dan vrijwel zuivere alcohol is. De buis met obstakels heet een kolom. Met zo'n destillatiekolom is het mogelijk om een betere scheiding te bewerkstelligen. Bij de kolomdestillatie van alcohol uit een waterige oplossing gaat geen zuivere alcohol over, maar een mengsel van 96% alcohol en 4% water, hoe lang de kolom ook is. Daarom is 'zuivere alcohol' meestal 96%. Een mengsel met deze samenstelling is een azeotropisch mengsel (zie onder de + knop bij 'Destilleren' van de Vakinhoud van deze paragraaf). Om 100% alcohol te krijgen moet die 4% water op een andere manier worden verwijderd. Aantonen van alcohol in het destillaat Als tijdig met de destillatie is gestopt, bestaat er een mogelijkheid om aan te tonen dat het destillaat ook daadwerkelijk een hoger percentage alcohol bevat (benodigd: indampschaaltje + lucifer). Mogelijkheden om leerlingen zelf te laten destilleren Meer over destillatie van rode wijn, inclusief een voorbeeld voor het bouwen van een opstelling - door leerlingen zelf – met een microschaalset.

Chemische reacties Bij een chemische reactie vormen zich één of meer reactieproducten uit één of meer uitgangsstoffen. We beschouwen chemische reacties macroscopisch en microscopisch. Macroscopisch kijken we naar de eigenschappen van de betrokken stoffen. Microscopisch kijken we naar de moleculen van die stoffen, die bij de reactie verdwijnen en ontstaan.

Sk 05.01 Reacties

Reacties Een chemische reactie is een proces, waarbij één of meer stoffen verdwijnen en gelijktijdig één of meer stoffen ontstaan. Chemische reacties kunnen we op verschillende manieren indelen naar reactietypen. Bij een chemische reactie gelden de volgende regels of wetten: Wet van behoud van massa (wet van Lavoisier). Stoffen reageren altijd in een vaste massaverhouding (wet van Proust). Elke reactie gaat gepaard met een energie-effect, meestal een warmte-effect. Reactie van natrium met chloorBron: Petrucci, General Chemistry De reactie van natrium met chloor op video.

Chemische reacties Een chemische reactie, of kortweg reactie, is een proces waarbij één of meer stoffen verdwijnen en gelijktijdig één of meer nieuwe stoffen ontstaan. Hierbij kan geen materie, geen massa verloren gaan. De vorming van nieuwe stof(fen) is aan te tonen door de stofeigenschappen van de stoffen vóór en na de reactie met elkaar te vergelijken. Reactieschema Een reactieschema is een korte beschrijving van de begintoestand voor de reactie en van de eindtoestand na de reactie. De stoffen vóór de reactie noemen we de beginstoffen. Andere woorden zijn: uitgangsstoffen of reactanten. De stoffen na de reactie heten de reactieproducten. De reactie zelf, het proces, geven we aan met een pijl, de reactiepijl. Algemeen: beginstof(fen)  →  reactieproduct(en) De reactanten staan links van de reactiepijl, de reactieproducten rechts. Bij meer dan één reactant of reactieproduct schrijven we een + tussen de stoffen. Aangezien het reactieschema een macroscopische beschrijving is van een reactie, schrijven we achter de stoffen meestal de fase van de stoffen. Voorbeelden van reactieschema's zijn die van het verbranden van aardgas en van het roesten van ijzer: aardgas(g) + zuurstof(g)  →  verbrandingsproducten(g) ijzer(s) + zuurstof(g) + water(l)  →  roest(s) Chemische reactie op moleculair niveau Chemische reacties kunnen we ook beschrijven met de molecuultheorie. Bij een reactie zou je je kunnen voorstellen dat de moleculen van de beginstoffen uiteen vallen in losse atomen en dat uit deze atomen nieuwe, andere moleculen worden gevormd. Een chemische reactie is in feite een hergroepering van atomen. Dit is het wezen van een chemische reactie. Chemische reactie: moleculen veranderen in andere moleculen. De atomen die tezamen een molecuul vormen, veranderen bij een chemische reactie niet. Atomen zijn onvergankelijk, ze zijn eeuwig. Moleculen zijn wél vergankelijk: moleculen kunnen worden afgebroken en uit de bouwstenen, de atomen, ontstaan nieuwe moleculen. Als we chemische reacties moleculair willen beschrijven, doen we dat met een reactievergelijking waarin de stoffen met hun molecuulformule voorkomen. Zie 'Reactievergelijkingen' in dit thema.

Massabehoud en massaverhouding Massabehoud De wet van behoud van massa houdt in dat er geen materie in het niets kan verdwijnen of uit het niets kan ontstaan. In de scheikunde betekent de wet dat de totale massa van de stoffen voor de reactie gelijk moet zijn aan de totale massa van de stoffen na de reactie (de uitgangsstoffen worden uitsluitend als gevolg van hergroepering van de atomen omgezet in andere stoffen). Als er gassen bij de reactie zijn betrokken, is deze wet niet altijd eenvoudig na te gaan. De wet is genoemd naar de Franse geleerde Lavoisier, omdat deze voor het eerst ook gassen opving en woog en zodoende deze wet ontdekte. Massaverhouding Stoffen reageren altijd in een vaste massaverhouding (wet van Proust). Deze wet is naar voren gekomen uit talloze proefnemingen, en vormt, met de wet van massabehoud, het begin van de moderne chemie. Later heeft men de wet kunnen verklaren op grond van een uitgebreide atoomtheorie. Met behulp van deze wet kunnen we eenvoudige chemische berekeningen uitvoeren. In het thema 'Rekenen in de chemie' gaan we hier uitvoerig op in.

Warmte-effect Een chemische reactie gaat altijd gepaard met een energie-effect, meestal een warmte-effect. Er zijn twee mogelijkheden: De reactie is exotherm. Dit houdt in dat er bij de reactie warmte, of een andere vorm van energie, vrijkomt. Tijdens de reactie komt er dus warmte (energie) uit de reagerende massa (exo = uit). De reactie is endotherm. Dit houdt in dat de reactie alleen verloopt als er warmte, of een andere vorm van energie, aan de stoffen wordt toegevoerd. Er moet dus warmte (energie) in de reagerende stoffen worden gebracht om de reactie mogelijk te maken (endo = in). Andere vormen van energie zijn bijvoorbeeld: licht, UV-straling, elektrische stroom of mechanische energie. Zo zijn er exotherme reacties die reeds bij kamertemperatuur verlopen, en waarbij energie vrijkomt in de vorm van licht. En er zijn endotherme reacties waarbij elektrische energie of lichtenergie moet worden toegevoerd (zie 'Ontledingsreacties' in dit thema). Een exotherme reactie moeten we meestal wel op gang brengen door een kleine warmte- of energietoevoer: we moeten de reactie 'aansteken'. Een duidelijk voorbeeld daarvan is de verbranding van aardgas. Het gas moeten we met een lucifer of een elektrische vonk aansteken. De hoeveelheid warmte die bij de verbranding vrijkomt, is echter veel groter dan de hoeveelheid warmte die nodig was om het gas aan te steken.

Reactietypen Het is niet mogelijk één duidelijke en eenvoudige indeling van alle chemische reacties te geven. Er zijn dan ook verschillende indelingen naar reactietypen mogelijk. Twee eenvoudige indelingen zijn: indeling op grond van het aantal stoffen dat bij een reactie is betrokken Een voorbeeld van een reactietype gebaseerd op deze indeling is de ontledingsreactie: een chemische reactie waarbij uit één beginstof twee of meer reactieproducten worden gevormd. In reactieschema: één stof  →  meerdere stoffen Zo kennen we ook de vormingsreactie: meestal verstaan we hieronder een chemische reactie waarbij er één stof wordt gevormd uit twee of meer elementen. Reacties waarbij uit twee of meer stoffen twee of meer nieuwe stoffen ontstaan hebben geen aparte naam. indeling in oxidatiereacties en niet-oxidatiereacties Een voorbeeld van een reactietype gebaseerd op deze indeling is de verbrandingsreactie, of kortweg verbranding. Verbranding is een deelverzameling van een grote verzameling chemische reacties die we oxidaties noemen. Verbranding is een chemische reactie van een stof met zuurstof. In reactieschema: brandstof + zuurstof  →  verbrandingsproducten Wat oxidatie precies is, leggen we hier nog niet uit. Dit gebeurt in het thema 'Redoxreacties'. Een voorbeeld van niet-oxidatiereacties zijn de zuur-basereacties (zie het thema 'Zuren en basen'). In dit thema gaan we uitvoerig in op ontledingsreacties, vormingsreacties en verbrandingsreacties.

Reacties Een chemische reactie is een proces, waarbij één of meer stoffen verdwijnen en gelijktijdig één of meer stoffen ontstaan. Chemische reacties kunnen we op verschillende manieren indelen naar reactietypen. Bij een chemische reactie gelden de volgende regels of wetten: Wet van behoud van massa (wet van Lavoisier). Stoffen reageren altijd in een vaste massaverhouding (wet van Proust). Elke reactie gaat gepaard met een energie-effect, meestal een warmte-effect. De reactie van natrium met chloor op video.

Chemische reacties Bedenk dat het woord reactie in scheikundige zin iets anders betekent dan in het dagelijks leven. Ook de reactiepijl vergt in het begin steeds een vertaling in woorden. Het stofbegrip Het is aan te bevelen om het stofbegrip (macroscopisch) eerst te ontwikkelen voordat atomen en moleculen in beeld worden gebracht, omdat dit beter aansluit bij de eigen ervaring van de leerlingen. Mogelijke misconcepten Veel leerlingen zien een chemische reactie als een toestandsverandering, zonder dat er nieuwe stoffen worden gevormd. Ook wordt er gedacht aan modificatie: het gas bij een bruistablet zat al in de vaste stof, roest zat al in de spijker etc. Leerlingen hebben moeite met gassen. Voor velen is een gas geen stof, terwijl vaste stoffen en vloeistoffen dat wel zijn. Een reactiepijl zegt vele leerlingen in het begin niets: het maakt voor de leerling niet uit aan welke kant van de pijl hij de reactanten en producten plaatst. Dat er bij een reactie stoffen verdwijnen en ontstaan, wordt door leerlingen soms vertaald in het verdwijnen en ontstaan van atomen. Proeven Iedere methode zal een aantal voorbeelden van reacties in theorie en als experiment behandelen. Laat bij deze paragraaf in ieder geval experimentele voorbeelden zien van exotherme en endotherme reacties (zie 'Warmte-effect' in de Didactiek van deze paragraaf). Experimentele voorbeelden van ontledingsreacties zijn te vinden in de Didactiek van de paragraaf 'Ontledingsreacties'. Webexperimenten Op internet zijn vele sites met experimenten te vinden. Een selectie is in nevenstaand document bij elkaar gezet. In het Nederlands is de site van NVON en het blad NVOX een bron van allerlei materiaal. Kijk onder Scheikunde, Lesmateriaal.

Massabehoud en massaverhouding Massabehoud Als er gassen bij de reactie zijn betrokken is dat experimenteel vaak moeilijk vast te stellen. Ook kan bij leerlingen het idee heersen dat gassen geen massa hebben. Bij verbranding zie je de betrokken gassen niet. Ook dat maakt het moeilijk. De brandstof verdwijnt, dus is er massaverlies. Daarentegen wordt ijzer zwaarder bij roesten. Mogelijke misconcepten Als bij een reactie een gas ontstaat, neemt de massa af. Als bij een reactie een neerslag wordt gevormd, denken leerlingen dat de massa toeneemt; de dichtheid van een vaste stof is immers meestal groter dan die van een vloeistof. Proef 1 Bekend is de reactie van een oplossing van loodnitraat met een oplossing van kaliumjodide. In een erlenmeyer doe je wat van een loodnitraat-oplossing en in een kleine reageerbuis een beetje van een kaliumjodide-oplossing. Plaats het open buisje voorzichtig in de erlenmeyer, waarna je deze sluit met een rubberstop. Het geheel weeg je. Door de erlenmeyer horizontaal te houden komen de oplossingen bij elkaar. Na schudden weeg je het geheel opnieuw. Proef 2 Demonstreer duidelijk dat niet-zichtbare massa toch nog steeds aanwezig is. Laat de gewichten van gassen zien. Registreer bijvoorbeeld de massa tijdens het oplossen van een bruistablet in respectievelijk een open en een gesloten erlenmeyer (zet de erlenmeyer op een digitale balans). Om onafhankelijk van een reactie te laten zien dat een gas massa heeft, kun je een glazen kolf met kraan (meestal bij natuurkunde aanwezig) vacuüm zuigen, wegen en daarna gevuld met het gas nog eens wegen. Wijs bijvoorbeeld ook op de advertenties voor auto's waar sprake is van het aantal gram CO2 dat per kilometer vrij komt. Massaverhouding Een klassieker is het rekenen met massaverhoudingen aan de reactie van ijzer met zwavel tot ijzer(II)sulfide. Het gegeven is dat 7 g ijzer reageert met 4 g zwavel tot 11 g ijzer(II)sulfide. Bij afwijking van de verhouding 7 : 4 is één van de reactanten in overmaat aanwezig. Een ander voorbeeld (met gemakkelijke getallen) is de bekende reactie van magnesium met zuurstof dat reageert in de massaverhouding 3 : 4. In de didactiek bij het thema 'Rekenen in de chemie' gaan we uitvoerig in op het rekenen met massaverhoudingen. In dit stadium lijken dit soort berekeningen meer op louter rekenoefeningen dan op zinvolle betekenisgeving van het reactiebegrip. Wellicht is het beter op zijn plaats na de behandeling van de paragraaf 'Reactievergelijkingen' in dit thema of anders uitstellen tot het thema 'Rekenen in de chemie'. Het is wel belangrijk even in te gaan op die vaste massaverhouding  en de vraag te stellen waardoor zo’n mysterieuze verhouding bepaald zou worden. Laat de leerlingen maar met ideeën komen! De definitieve oplossing gaat in dit stadium voor veel leerlingen nog te ver. Mogelijke misconcepten Chemische reacties gaan door totdat alles van de reactanten op is.

Warmte-effect Leg nadruk op het verschil tussen een reactie op gang brengen (tijdelijk energie toevoeren) en en het op gang houden (blijvend energie toevoeren). Mogelijke misconcepten Alle scheikundige reacties moeten worden geïnitieerd, bijvoorbeeld door warmte of licht. Voor het laten verlopen van een scheikundige reactie is energie nodig. Bij het verlopen van een scheikundige reactie komt energie vrij. Een reactie is endotherm als de reactanten verwarmd moeten worden om de reactie te starten. Proeven Spectaculair is de klassieke reactie van ijzer met zwavel (sterk exotherm). Dat er ook een reactie kan optreden zonder dat er ook maar iets is te zien, wordt duidelijk door de wamte die vrijkomt als we niet al te verdund zwavelzuur laten reageren met niet al te verdunde loog (neem concentraties van bijvoorbeeld 2 M). Meet en voel het warmte-effect. Een fraai voorbeeld van een sterk endotherme reactie uit Chemie Overal: "Fijn verdeeld vast bariumhydroxide en ammoniumchloride worden in een massaverhouding van ongeveer 3 : 2 bij elkaar gedaan en goed geroerd". De temperatuurdaling is spectaculair. Laat meten en voelen. Let op de ammoniak die vrij komt. Literatuur Vos, W. de & Verdonk, A. (1986) A new road to reactions part 3: Teaching the heat effect of reactions, Journal of Chemical Education 63(11), 972-974. Dit is een artikel uit een reeks van vijf waarin de schrijvers een nieuwe benadering van het stof- en reactiebegrip geven (zie 'Reacties anders bekeken' in de Didactiek van deze paragraaf).

Reacties anders bekeken (Wobbe de Vos) De huidige gebruikte volgorde om de basisideeën van de scheikunde te leren (deeltjestheorie, scheiding van mengsels, elementen, verbindingen, reacties) blijkt veel verwarring te veroorzaken bij leerlingen. Oorzaken: Leerlingen wordt geen tijd gegeven om alle nieuwe begrippen grondig te ontwikkelen. Er is weinig of geen ruimte voor eigen ideeën of voor de discussie hierover. Ook is de chemische taal te moeilijk, omdat de betekenis vaak anders is dan de alledaagse (bijvoorbeeld alleen al het woord reactie). Het stofbegrip Veel verwarring ontstaat doordat chemici termen uit de micro- en de macrowereld door elkaar gebruiken: element, stof, verbinding, mengsel, eigenschappen, atoom, molecuul. Het is aan te bevelen om de termen ieder separaat in hun eigen wereld eerst goed te leren begrijpen2. Het is aan te bevelen om het stofbegrip (macroscopisch) eerst te ontwikkelen voordat atomen en moleculen (microscopisch) in beeld worden gebracht, omdat dit beter aansluit bij de eigen ervaring van de leerlingen. Om fysische en chemische veranderingen goed te kunnen begrijpen is het nodig dat het stofbegrip goed wordt onderbouwd3. "A New Road to Reactions" Dit is een strategie om leerlingen de basisideeën van reacties te laten leren, niet door een traditionele benadering gebaseerd op het begrip van een gedetailleerde terminologie, maar door het presenteren van chemische verschijnselen die leerlingen uitdaagt om verklaringen te bedenken. Ten eerste wordt  een chemische verandering gekoppeld aan het ontstaan van een nieuwe stof. Daarna wordt een deeltjesmodel ontwikkeld. Ten derde wordt het warmte-effect bij een chemische verandering onderzocht. Daarna wordt de koppeling gemaakt met verandering van deeltjes. Tenslotte wordt het elementbegrip macroscopisch (niet-ontleedbare stof) en microscopisch (atoom) ingevoerd. Zie literatuur 4 tot en met 8. Literatuur Barker,V. Beyond Appearances: 'Students’ misconceptions about basic chemical ideas, Royal Society of Chemistry, London. Loeffler, P.A. (1989) Fundamental concepts in the teaching of chemistry, Journal of Chemical Education 66(11), 928 – 930. Vogelezang, M.J. (1987) Development of the concept 'chemical substance' - some thoughts and arguments, International Journal of Science Education 7(5), 519 - 528. Vos, W. de & Verdonk, A. (1985) A new road to reactions part 1. Journal of Chemical Education 62(3), 238-240. Vos, W. de & Verdonk, A. (1985) A new road to reactions part 2, Journal of Chemical Education 62(8), 648-649. Vos, W. de Verdonk, A. (1986) A new road to reactions part 3: Teaching the heat effect of reactions, Journal of Chemical Education 63(11), 972-974. Vos, W. de & Verdonk, A. (1987) A new road to reactions part 4: The substance and its molecules, Journal of Chemical Education 64(8), 692-694. Vos, W. de & Verdonk, A. (1987) A new road to reactions part 5: The elements and its atoms, Journal of Chemical Education 64(12), 1010-1013.

Sk 05.02 Ontledingsreacties

Ontledingsreacties Een ontleding is een chemische reactie waarbij uit één stof twee of meer andere stoffen ontstaan. Vrijwel alle stoffen zijn ontleedbaar. Ontledingsreacties kunnen exotherm of endotherm zijn. Endotherme ontledingsmethoden zijn: thermolyse, elektrolyse en fotolyse.         Bij de thermische ontleding van kwik(II)oxide ontstaat kwik (het gevormde zuurstof is ontweken)Bron: http://www.versuchschemie.de/ De ontleding van kwik(II)oxide op video.

Ontleding Een ontledingsreactie, of kortweg ontleding, is een chemische reactie waarbij uit één beginstof twee of meer reactieproducten ontstaan. De meeste ontledingsreacties zijn endotherme reacties. Daarbij maken we onderscheid tussen drie typen: ontleding door verhitting (zie 'Thermolyse'), ontleding door elektrische stroom (zie 'Elektrolyse') en ontleding door licht (zie 'Fotolyse'). Sommige ontledingsreacties zijn echter exotherme reacties. Deze reacties blijven verlopen totdat de stof geheel is omgezet. Voorbeelden hiervan zijn de ontleding van ammoniumdichromaat (zie hieronder) en het exploderen van springstoffen als dynamiet en TNT (zie 'Bijzondere verbrandingen'). Ontleding van ammoniumdichromaat Als we ammoniumdichromaat (oranje vaste stof) even verhitten, komt een reactie op gang. De reactie gaat daarna uit zichzelf verder, waarbij er zichtbaar warmte vrijkomt (vuurverschijnselen). Het is dus een exotherme reactie. De oranje vaste stof verdwijnt en er ontstaat een groen poeder (chroomoxide). Tegelijk ontstaat waterdamp en stikstofgas. Reactieschema: ammoniumdichromaat(s)  →  chroomoxide(s) + stikstof(g) + water(l) Uit één beginstof ontstaan hier drie reactieproducten, het is dus een ontledingsreactie. (Waterdamp noteren we als water (l) omdat waterdamp na afkoelen weer een vloeistof wordt.) Deze proef is op scholen verboden, omdat chroom(VI)-verbindingen kankerverwekkend zijn. Hiernaast vind je een demonstratie op video. Ontleding op moleculair niveau Op moleculair niveau komt een ontledingsreactie neer op het uiteenvallen van één molecuulsoort en een hergroepering van de brokstukken tot twee of meer nieuwe molecuulsoorten. Vrijwel alle stoffen zijn ontleedbaar, vrijwel alle molecuulsoorten kunnen we uiteen laten vallen in twee of meer molecuulsoorten. Bij ontleding ontstaan vaak stoffen die niet nog verder te ontleden zijn (elementen), maar dit is geen regel. De ontledingsproducten kunnen op zich ook weer ontleedbaar zijn.

Verbindingen Ontleedbare stoffen (bijna alle stoffen) bestaan uit twee, drie of nog meer atoomsoorten. Chemici noemen een ontleedbare stof meestal een verbinding. De naam is afgeleid van het aan elkaar gebonden zijn van (verschillende soorten) atomen. Typen verbindingen Wanneer we om een of andere reden in een verbinding een bepaalde atoomsoort belangrijk vinden, dan zetten we de naam van die atoomsoort er bij. Zo bestaat een koperverbinding uit Cu-atomen en minstens één andere atoomsoort. Het mineraal malachiet, Cu2CO3(OH)2, kunnen we dus een koperverbinding noemen. Koperverbindingen kun je zien als een deelverzameling van de veel grotere groep metaalverbindingen. Chloorverbindingen bestaan uit in elk geval Cl-atomen, stikstofverbindingen uit in elk geval N-atomen, etc. Koolstofverbindingen vormen een aparte klasse in de chemie. Koolstofverbindingen Koolstofverbindingen zijn stoffen die uit C-atomen en minstens één andere atoomsoort bestaan. De meeste van de miljoenen nieuwe stoffen die in laboratoria zijn gemaakt, zijn koolstofverbindingen. In plaats van koolstofverbindingen gebruiken we ook vaak de naam organische verbindingen of organische stoffen. Verbindingen waarin alleen C- en H-atomen voorkomen noemen we koolwaterstoffen. De naam organisch stamt uit de 19e eeuw, toen men dacht dat de stoffen in de levende natuur principieel anders waren dan die in de niet-levende (de anorganische) natuur. Halverwege de eeuw bleek dat dit niet waar was; de naam organisch is echter gebleven. Verbindingen, waarin koolstof niet voorkomt, heten anorganische verbindingen.

Thermolyse De wetenschappelijke naam voor ontleden door verhitting is thermolyse. In de industrie spreken we van pyrolyse. Deze namen zijn afgeleid van de griekse woorden thermo- voor warmte, pyro- voor vuur, en -lyse dat ontleden/kapot maken betekent. Voorbeelden van thermolyse zijn het ontleden van suiker en het kraken van aardoliefracties (zie 'Petrochemische industrie' in het thema 'Koolwaterstoffen'). Thermolyse van suiker Suiker is een zuivere stof met de formule C12H22O11. De scheikundige naam van deze koolstofverbinding is sacharose. Bij verhitting ontstaan verschillende andere stoffen. De suiker wordt bruin en uiteindelijk blijft een zwarte vaste stof over. Tegelijk ontstaat waterdamp en ontwijken brandbare gassen. Aangezien de reactie stopt zodra de verhitting stopt, is dit een endotherme reactie. Reactieschema: suiker(s)  →  koolstof(s) + water(l) + brandbare gassen(g) De koolstof die het resultaat is van de ontleding van suiker noemen we 'suikerkool'. De structuur lijkt op die van grafiet, alleen veel rommeliger; kennelijk waren de C-atomen niet in de gelegenheid een nette structuur te vormen. Deze vorm van koolstof noemen we amorfe koolstof (letterlijk: zonder vorm). Thermolyse van organische stoffen levert altijd koolstof als één van de reactieproducten op.

Elektrolyse Elektrolyse is een ontledingsreactie die verloopt door middel van elektrische stroom. Een goed voorbeeld is de ontleding van water. Water kunnen we thermisch ontleden door sterke verhitting tot ongeveer 2000 K. Water ontleedt echter makkelijker door elektrolyse, bij kamertemperatuur. In beide gevallen zijn de ontledingsproducten waterstofgas en zuurstofgas. Een praktijkvoorbeeld van elektrolyse is de bereiding van aluminium uit aluminiumoxide (het belangrijkste bestanddeel van bauxiet). Zie het thema 'Elektrochemie'. Elektrolyse van water Voor de elektrolyse van water moeten we aan drie voorwaarden voldoen: Het water moet stroom kunnen geleiden. Zuiver water (gedestilleerd water) geleidt vrijwel niet. Om gedestilleerd water geleidend te maken moeten we een hulpstof toevoegen. Zo'n hulpstof noemen we een elektrolyt. De elektrische stroom moet gelijkstroom zijn, met een lage spanning. Accu's en batterijen leveren gelijkstroom, stroom die maar één kant op gaat. Tegelijk hebben deze ook een geschikte spanning, ca. 4 V. Er moeten geschikte 'aanlegsteigers' zijn om de elektrische stroom het water in en uit te leiden. Deze heten met een vakterm elektroden. De ene elektrode heet de positieve (+) elektrode, de andere de negatieve (-) elektrode. Elektroden moeten van een materiaal zijn gemaakt dat zelf niet wordt aangetast bij de elektrolyse. Grafiet is zeer geschikt, maar ook roestvrij staal voldoet vaak. Elektrolyse van water Bij de elektrolyse van water ontstaan aan het oppervlak van de twee elektroden de ontledingsproducten van water. Echter, waterstofgas ontstaat alleen aan de (-) elektrode en zuurstofgas alleen aan de (+) elektrode. Reactieschema: water(l)  →  waterstof(g) + zuurstof(g) Bron

Fotolyse Fotolyse is een ontleding door licht. Deze naam is afgeleid van het griekse woord foto- voor licht en -lyse dat ontleden/kapot maken betekent. Sommige stoffen zijn lichtgevoelig, zijn niet bestand tegen de energie van licht. Het bekendste voorbeeld, en tegelijk een zeer belangrijke toepassing, is de fotografie. Omstreeks 1850 vond de Fransman Daguerre dat bepaalde zilververbindingen, vooral zilverchloride en zilverbromide, onder invloed van licht zwart werden. Door belichting ontleden de zilververbindingen in (metallisch) zilver en andere stoffen. De zwarting wordt veroorzaakt door het zilver. Doordat de korreltjes zilver zo klein zijn, zien we ze als zwart. Fotolyse van zilverchloride zilverchloride(s)  →  zilver(s) + chloor(g) Fotografie met analoge camera’s Fotografie met lichtgevoelige film (met analoge camera's) maakt in toenemende mate plaats voor fotografie, waarin het beeld langs digitale weg wordt vastgelegd op opslagmedia. De consequentie is dat fotografie met lichtgevoelige film een gedateerd voorbeeld kan worden van fotolyse. In de aanvullende tekst staat een samenvatting van fotografie met lichtgevoelige film. Fotografie Een zwart-wit filmrolletje, een 'fotografische film', bestaat uit een strook plastic als drager waarop een dunne lichtgevoelige emulsielaag is aangebracht. Eigenlijk zou je van een suspensie moeten spreken, omdat de laag bestaat uit zeer fijne korreltjes van een vaste zilververbinding (zilverbromide), gesuspendeerd in gelatine. Bij het maken van een foto laten we heel kort licht vallen op de lichtgevoelige laag: de sluiter gaat heel kort even open. De zilverbromidekorreltjes die door het licht zijn geraakt, worden 'geactiveerd'. Wanneer het filmrolletje is volgeschoten, brengen we het weg om het te laten ontwikkelen en afdrukken. Ontwikkelen Bij ontwikkelen gebeurt het volgende. In een speciale oplossing, de 'ontwikkelaar', worden alleen de geactiveerde korreltjes zilverbromide verder ontleed en op die plekken wordt de foto zwart door metallisch zilver. Daarna stoppen we de film in een tweede oplossing, de 'fixeer'. Daarin lossen de zilverbromidekorreltjes op die niet door licht waren geactiveerd. Tenslotte wassen (spoelen) we de film met water en houden we slechts de drager over, met op de belichte plekken aangehecht zwart zilver. Dat heet het negatief, omdat de lichte plekken van het gefotografeerde beeld nu zwart zijn en de donkere plekken licht. Afdrukken Voor een echte foto, een 'positief', moeten we het hele proces herhalen, nu met het negatief als beeld. Dat heet het afdrukken van een foto. Tegenwoordig zijn beide processen geautomatiseerd. Kleurenfotografie Bij kleurenfotografie bestaat de lichtgevoelige laag op de plastic drager uit drie laagjes. Deze laagjes zijn gevoelig voor respectievelijk rood licht, groen licht en blauw licht, de drie 'primaire' kleuren van licht. Bij het ontwikkelen van een kleurenfilm ontstaat een negatief, waarop de complementaire kleuren te zien zijn. Door nogmaals te belichten ontstaan op papier de oorspronkelijke kleuren terug. Ook deze processen gebeuren vol-automatisch.

Ontledingsreacties Een ontleding is een chemische reactie waarbij uit één stof twee of meer andere stoffen ontstaan. Vrijwel alle stoffen zijn ontleedbaar. Ontledingsreacties kunnen exotherm of endotherm zijn. Endotherme ontledingsmethoden zijn: thermolyse, elektrolyse en fotolyse. De ontleding van kwik(II)oxide op video.

Ontleding Verschil tussen scheiden en ontleden Het scheiden van mengsels en het ontleden van een zuivere stof worden wel eens verward. Dit komt mede omdat een mengsel op het oog niet altijd te onderscheiden is van een zuivere stof. Het verschil tussen mengsels en zuivere stoffen kan gemakkelijk met behulp van tekeningen en/of plaatjes worden toegelicht. Zie ook 'Verbindingen' in de Didactiek van deze paragraaf. Links: een mengsel dat te scheiden is Midden: een zuivere stof die niet te ontleden is (een element) Rechts: een zuivere stof die te ontleden is (een verbinding)Bron: McMurry & Fay, Chemistry Scheiden Scheiden is een fysisch proces: de stoffen zelf blijven onveranderd, ze waren al aanwezig in het mengsel. Bij scheiding van een mengsel wordt gebruik gemaakt van de verschillen in fysische eigenschappen van de componenten van het mengsel. De componenten van een mengsel hebben geen vaste massaverhouding. Stoffen kunnen in willekeurige verhoudingen worden gemengd. Ontleden Ontleden is een scheikundige reactie. Er verdwijnt een stof en er ontstaan nieuwe stoffen, die er eerst niet waren. Bij ontleden gaat men uit van één zuivere stof met specifieke eigenschappen. De ontledingsproducten ontstaan in een vaste massaverhouding. Mogelijke misconcepten Voor veel leerlingen zal nog niet duidelijk zijn dat er echt nieuwe stoffen zijn gevormd. Een gedachte is dat de reactieproducten al verborgen zaten in de uitgangsstof: het wordt gezien als een modificatie, een soort toestandsverandering. Bij een ontledingsreactie worden alle moleculen tot atomen afgebroken. Bij een ontledingsreactie ontstaan altijd uitsluitend niet-ontleedbare stoffen. Als bij een ontledingsreactie een gas ontstaat, neemt de massa af bij de reactie. Elektrisch verwarmen is hetzelfde als elektrolyse. Iets met vuur verwarmen zien leerlingen vaak als een thermolyse. Het koken van water op een gasvlam is bijvoorbeeld geen thermolyse, maar een fase-overgang. Proeven In lessen rond het begrip ontledingsreactie komen dikwijls voorbeelden aan de orde in de vorm van een practicum of een demonstratie. Beide onderwijsvormen behoeven enige toelichting (met betrekking tot veiligheid, organisatie, efficiëntie, actualiteit, etc.). We hebben een indeling gemaakt naar het type ontledingsreactie dat we meestal in de les behandelen. Zie 'Thermolyse, 'Elektrolyse' en 'Fotolyse' in de Didactiek van deze paragraaf voor enkele endotherme ontledingen. Hier vind je een informatie over de exotherme ontleding en gevaren van ammoniumdichromaat. Deze proef is op scholen verboden omdat chroom(VI)-verbindingen kankerverwekkend zijn.

Verbindingen Taalgebruik Voorkom begripsverwarring door taalgebruik: Benadruk dat een verbinding (een ontleedbare stof) in de scheikunde een stof is, niet een of andere constructie of hechting of brug. Het is bovendien een zuivere stof en geen mengsel. Let op: in scheikundeboeken wordt vaak gesproken van 'elementen en verbindingen'. Dat is hetzelfde als: 'niet-ontleedbare stoffen en ontleedbare stoffen'. De eerste bestaan uit atomen van dezelfde soort, de tweede uit tenminste twee atomen van verschillende soort. Vergelijken Maak gebruik van vergelijkingen, zoals: Er bestaan ongeveer 100 verschillende atoomsoorten. Met slechts 100 verschillende atoomsoorten kunnen miljoenen verschillende moleculen worden gemaakt. Je kunt het vergelijken met 'scrabble'; je kunt zeer veel verschillende woorden maken terwijl er toch maar 26 verschillende letters zijn. Zodoende bestaan er miljoenen verbindingen. De vergelijking met scrabble kun je ook toepassen op een ontledingsreactie: sommige woorden zijn te splitsen in meerdere kleinere woorden. Bijvoorbeeld het woord 'ontleden' is te splitsen in de woorden 'ton' en 'delen'. Verschil tussen een mengsel en een verbinding Een mengsel is samengesteld uit verschillende soorten deeltjes. Dit kunnen deeltjes zijn van een verbinding (ontleedbare stof) of van een element (niet-ontleedbare stof). Een verbinding is een zuivere stof en bestaat dan ook uit één soort deeltjes. Mengsel Meerdere stoffen door elkaar. Willekeurige samenstelling. Ontstaat zonder reactie. De eigenschappen van de samenstellende stoffen blijven behouden. Te scheiden met behulp van fysische methoden. Verbinding (ontleedbare stof) Zuivere stof. Bepaalde constante samenstelling. Ontstaat door een reactie. De eigenschappen van de stoffen waaruit de verbinding door reactie is gevormd, zijn niet meer aanwezig. Te ontleden door warmte, elektriciteit of licht. Illustratie Links: mengsel van twee niet-ontleedbare stoffen (twee elementen) Midden: zuivere stof (in dit geval een niet-ontleedbare stof, een element) Rechts: zuivere stof (in dit geval een ontleedbare stof, een verbinding)Bron: McMurry & Fay, Chemistry Mogelijke misconcepten Een zuivere stof is een element. Een mengsel is een verbinding. Een verbinding kan geen zuivere stof zijn, het is een mengsel. Als er meerdere atoomsoorten voorkomen in systematische plaatjes van verbindingen of mengsels, denken veel leerlingen dat het steeds om een mengsel gaat. Organische verbindingen komen alleen voor in de levende natuur.

Thermolyse Ontleding van suiker De thermolyse van suiker is een ontledingsreactie die eenvoudig is uit te voeren. Het voorschrift ziet er in het algemeen als volgt uit: Ga uit van een reageerbuis met wat droge kristalsuiker. Verwarm de suiker voorzichtig in een kleine kleurloze vlam. Haal de buis uit de vlam zodra de suiker bruin begint te worden. Kijk of er iets te zien is op de wand van de buis en ruik even. Verwarm de reageerbuis nu verder in een ruisende vlam met kern. Houd de opening van de reageerbuis snel bij de vlam zodra een duidelijke walm is ontstaan. De walm zal gaan branden. Ga door met verbranden tot er geen walm meer ontstaat. Het bovenstaande voorschrift kan worden gevolgd door leerlingen, maar de docent kan ook besluiten er een demonstratieproef van te maken. Bedenk in elk geval dat - bij uitvoering van de proef door leerlingen - de kennis voor het gebruik van een (bunsen)brander paraat moet zijn, evenals kennis van een aantal veilgheidsmaatregelen. Ontleding van hout Een simpeler alternatief voor de ontleding van suiker (met vergelijkbare leereffecten, maar wellicht met minder 'rommel') is de ontleding van hout, waarvan wij een voorschrift citeren uit een verzameling proeven die is aangelegd door G.H.W.J. Stout (Noordelijke Hogeschool Leeuwarden): "Voorzie een reageerbuis van een doorboorde stop met een glasbuis. Doe enkele houtsplinters in de buis en verhit deze zeer krachtig. Ontsteek de ontwijkende gassen. Dit is de pyrolyse van hout, er ontstaat zogenaamd houtgas dat in tijden van energieschaarste wel als brandstof voor automotoren werd gebruikt (tweede wereldoorlog)."

Elektrolyse Elektrolyse van water Het is niet ingewikkeld water te elektrolyseren. De gelijkspanning kan worden geleverd door een platte batterij. Je kunt leidingwater nemen waaraan iets zwavelzuur is toegevoegd als elektrolyt om ervoor te zorgen dat het water stroom geleidt. Als elektroden kunnen staafjes houtskool, of potloodstaafjes of ook stalen spijkers, dienen. Proef Bouw een elektrolyse-opstelling zoals bijvoorbeeld hieronder is aangegeven. Zodra de stroomkring is gesloten, loopt de gelijkstroom door het water. Kijk enkele minuten lang wat er aan het oppervlak van de elektroden is te zien. Waarneming Aan beide elektroden ontstaan gasbelletjes, die als ze groot genoeg zijn opstijgen. (Aan de (+) elektrode zuurstofgas, aan de (-) elektrode waterstofgas.) Voorbeelden van elektrolyse-opstellingen http://www.nmsea.org/Curriculum/7_12/electrolysis/electrolysis.htm Het accent ligt hier op de productie van waterstof uit water met behulp van zonnecellen in het kader van duurzame energievoorziening. Ook wordt het reactiemechanisme aan de elektroden omschreven. http://www.thuisexperimenteren.nl/science/electrolyse/electrolyse.htm Zelfbouwsetje. http://www.experimenten.nl/elektrolyse_water.html Eveneens geschikt voor zelfbouwers. Andere elektrolyse-experimenten Sommige stoffen, die water geleidend maken, worden zelf door de elektrische stroom ontleed. Wanneer we bijvoorbeeld in de bovenstaande proef keukenzout (natriumchloride) als elektrolyt in het gedestilleerde water oplossen, dan ontstaat aan de (+) elektrode geen zuurstofgas, maar chloorgas. Chloor is een niet-ontleedbare stof, giftig met een scherpe stank. Andere zouten leveren weer andere elektrolyseproducten op. Het is niet aan te bevelen om leerlingen te laten werken aan experimenten, waarbij giftige gassen vrijkomen. Videodemonstraties voor verschillende niveaus VO, klas 1 - VO, klas 3 (2:15 minuten) Bron VO, klas 3 - VO, klas 5 (1:42 minuten) Bron

Fotolyse Fotolyse kan in een practicum aan de orde worden gesteld door gebruik te maken van onbelicht fotopapier, waarop zich een dunne laag bevindt van een mengsel van stoffen, waaronder zilverchloride. Opdracht: leg een voorwerp op het papier, belicht het papier, haal het voorwerp weg en bekijk wat er is gebeurd. Zoals ook al vermeld in het vakinhoudelijk deel van deze paragraaf maakt fotografie met lichtgevoelige film (met analoge camera's) echter in toenemende mate plaats voor fotografie, waarin het beeld langs digitale weg wordt vastgelegd op opslagmedia. De consequentie is dat fotografie met lichtgevoelige film een gedateerd voorbeeld kan worden van fotolyse. In veel scheikundemethoden komt fotografie prominent aan de orde om een voorbeeld van fotolyse te noemen. Houd in de gaten dat er ook andere voorbeelden zijn. Fotolyse in de fotosynthese De term fotolyse komt ook wel eens voor bij behandeling van de fotosynthese, het chemische proces van de omzetting van CO2 en H2O in glucose en zuurstof. Dit proces vindt ook plaats onder invloed van licht. Wanneer we iets preciezer naar dit proces kijken, gaat het eigenlijk om twee systemen van chemische reacties: lichtreacties gevolgd door lichtonafhankelijke reacties (nog te vaak onjuist 'donkerreacties' genoemd). In de lichtreacties wordt lichtenergie geabsorbeerd door bladgroen, waarna een keten van chemische reacties in werking treedt. Hierbij wordt water gesplitst en ontstaat gasvormig zuurstof. We kunnen dit zien als een fotolyse. Voor deze fotolyse is in ieder geval licht en bladgroen nodig. De waterstof van het water wordt aan andere moleculen gebonden en gebruikt voor de omzetting van koolstofdioxide in glucose in de nog volgende lichtonafhankelijke reacties. Fotolyse en vorming van ozon Ozon wordt in de stratosfeer geproduceerd door ultraviolette straling van de zon. Deze energierijke straling is voor de mens schadelijk. Door zijn hoge energie kan UV-straling zuurstofmoleculen splijten en atomen vormen. De fotolyse van zuurstof verloopt volgens de reactie: Een zo ontstaan zuurstofatoom reageert met een zuurstofmolecuul onder vorming van ozon: Deze ozonvormende reactie is in dynamisch evenwicht met de afbraak van ozon. De fotolyse van ozon verloopt volgens de reactie: O• is een zuurstofradicaal, dat wil zeggen een zuurstofatoom met een vrij, ongepaard elektron. Deze reacties vinden plaats in de stratosfeer op een hoogte tussen ruwweg 15 en 25 km en hebben enorm belangrijke gevolgen. Door deze processen in de ijle luchtlagen van de stratosfeer wordt lichtenergie opgenomen en omgezet in warmte. De stratosfeer is daarom relatief gezien warm. Omdat de warmere lucht op de koudere lucht drijft, heeft de stratosfeer een gelaagde structuur, waaraan hij ook zijn naam 'stratosfeer' dankt. Het gevormde ozon blijft op deze hoogten min of meer hangen en vormt de ons bekende ozonlaag. De ozonlaag beschermt ons tegen de meest energierijke ultraviolette straling. Bron: Natuur & Techniek (1999), jaargang 67, afl. 7. De atmosfeer volgens Wikipedia Alternatief

05.03 Niet-ontleedbare stoffen

Elementen Een element is een niet-ontleedbare stof. Het is een stof die uit één atoomsoort bestaat. Een aantal atoomsoorten kan meer dan één niet-ontleedbare stof vormen. Elementen komen voor als: losse atomen (edelgassen); twee-atomige moleculen (H2, O2, N2, halogenen), drie-atomige moleculen (O3), vier-atomige moleculen (P4) of acht-atomige moleculen (S8); regelmatige gerangschikte atomen (C, metalen).   De halogenen chloor, broom en joodBron: Petrucci, General Chemistry

Zoektocht naar elementen Al sinds de 17e eeuw zijn chemici op zoek geweest naar stoffen die niet verder zijn te ontleden. Deze 'onontleedbare stoffen' zouden een soort oerstoffen (elementen) zijn, waaruit alle (wél ontleedbare) stoffen zijn opgebouwd. Deze elementen werden inderdaad gevonden. Zo levert verhitting van suiker onder andere een zwarte vaste stof op die niet verder is te ontleden, namelijk koolstof, met de formule C(s). Ook water is te ontleden. Het ontleedt dan in twee 'nieuwe' stoffen: waterstof en zuurstof. Deze stoffen zijn niet verder ontleedbaar. Waterstof is een heel licht, kleurloos en reukloos gas, dat goed brandbaar is. Het komt voor als twee-atomige moleculen: formule H2(g). Zuurstof is eveneens een kleurloos en reukloos gas en komt ook voor als twee-atomige moleculen: formule O2(g). Element: één soort atomen De vondst van elementen vormde tweehonderd jaar geleden de feitelijke grondslag voor de atoomtheorie (zie 'Atoomtheorie van Dalton' in het thema 'Atomen en molculen'). Met kennis van deze theorie is het niet-ontleedbaar zijn van de genoemde stoffen te begrijpen. De genoemde stoffen bestaan alle immers uit één atoomsoort en je kunt uit moleculen die uit één atoomsoort bestaan niet twee andere molecuulsoorten maken. Algemeen geldt: Een molecuul van een element bestaat uit atomen van dezelfde soort. Chemici noemen niet-ontleedbare stoffen meestal elementen. Met dezelfde term duiden zij echter ook vaak atoomsoorten aan (zie 'Elementen' in de Didactiek van het thema 'Atomen en moleculen').

Enkele elementen In de natuur zijn maar enkele elementen in vrije toestand (dus als niet-ontleedbare stof) aan te treffen. De overige elementen zijn vrijwel alle door de mens gemaakt. Niet-ontleedbare stoffen in de natuur In de aardkorst zijn op sommige plaatsen de metalen goud en platina te vinden: Au(s) respectievelijk Pt(s). Aan de kraterranden van vulkanen is soms de gele vaste stof zwavel aan te treffen. Zwavel kan voorkomen als achtatomige moleculen: formule S8(s). Meestal schrijven we gewoon S(s). Steenkoollagen bestaan bijna geheel uit koolstof. Ook diamant bestaat uit koolstof. De atmosfeer bestaat praktisch geheel uit elementen: zuurstof, stikstof en edelgassen. Stikstof is een kleurloos en reukloos gas en komt, net als zuurstof, voor als twee-atomige moleculen: formule N2(g). Edelgassen komen voor als losse atomen (éénatomige moleculen). Achtatomige moleculen S8 en vieratomige moleculen P4Bron: Petrucci, General Chemistry Niet-ontleedbare stoffen gemaakt door de mens Vooral door het ontleden van mineralen (stoffen waaruit de aardkorst bestaat), zijn in de 19e eeuw tientallen elementen, merendeels metalen, ontdekt. Een ander door de mens gemaakt element is fosfor: formule P(s). In rode fosfor zitten clusters van fosforatomen gebonden tot macromoleculen. Witte fosfor bestaat uit vieratomige moleculen: formule P4(s). Fosfor is erg brandbaar. De halogenen zijn omstreeks 1800 voor het eerst bereid. Ze komen net als waterstof, zuurstof en stikstof voor als twee-atomige moleculen: Fluor (F2): een zeer giftig gelig gas; de geur waarschuwt ons al. Chloor (Cl2): een zeer giftig groenig gas met een prikkelende geur. Broom (Br2): een zeer agressieve donkerbruine vloeistof. Jood (I2): beter bekend als jodium. Het is een donkerpaarse vaste stof, die bij verwarming niet vloeibaar wordt, maar direct verdampt. De halogenen Cl2, Br2 en I2

Eén atoomsoort, meerdere niet-ontleedbare stoffen Bepaalde atoomsoorten kunnen meer dan één niet-ontleedbare stof vormen; ze kunnen zich op verschillende manieren aan elkaar binden. In de scheikunde noemen we dit allotropie. We geven een aantal voorbeelden. Zuurstof O-atomen kunnen twee verschillende moleculen vormen: O2 en O3. O2 is de formule van de 'gewone' zuurstof, het gas dat voor bijna 20% onze atmosfeer vormt. O3 is de formule van ozon, ook een gas, maar met andere eigenschappen dan O2. Het is een giftig gas met een prikkelende geur. Het ontstaat bij onweer, maar ook bij warm weer in vervuilde lucht. Het wordt gebruikt voor de ontsmetting van drinkwater. Zuurstof en ozon zijn allotrope vormen van zuurstof. Koolstof Zowel grafiet als diamant bestaan uit alleen maar C-atomen. Het zijn allotrope vormen van koolstof. De chemische notatie voor deze stoffen is: Cgrafiet en Cdiamant. De verschillen tussen grafiet en diamant zijn spectaculair: Grafiet is een zwarte vaste stof. Het is zacht en voelt vettig aan; daarom wordt grafietpoeder onder meer als smeermiddel gebruikt, bijvoorbeeld in sloten. Ook geleidt grafiet elektrische stroom. Diamant is een kleurloze vaste stof. Diamant is keihard, het is de hardste natuurlijke stof op aarde. In tegenstelling tot grafiet geleidt diamant geen elektrische stroom. Deze (en andere) grote verschillen in eigenschappen kunnen worden verklaard uit het verschil in ruimtelijke bouw (zie verder 'Netwerkstoffen' in het thema 'Chemische binding'). Bij hoge temperatuur verandert diamant in grafiet. Het omgekeerde is echter ook mogelijk: onder extreem hoge druk en temperatuur lukt het om C-atomen het kristalrooster van diamant te laten vormen. Voor sieraden is deze synthetische diamant niet mooi genoeg, maar vanwege de hardheid kan hij goed gebruikt worden op de koppen van boorbeitels. Andere (allotrope) vormen van koolstof zijn amorfe koolstof (zie 'Thermolyse') en fullereen (zie aanvullende tekst). In 1990 is in het laboratorium een nieuwe vorm van koolstof gemaakt. Hierin vormen de C-atomen moleculen. Eén formule is C60. De 60 C-atomen vormen tezamen een mooie, zeer symmetrische, bolvormige structuur, vergelijkbaar met de vlakken op een voetbal. De chemici die deze stof hebben gesynthetiseerd kozen de naam fullereen, naar de architect Fuller die voor de wereldtentoonstelling in Montreal een gebouw met dezelfde uitwendige structuur had ontworpen. Bekender is de naam 'buckyball'. We verwachten veel van de mogelijke toepassingen van deze nieuwe stof. FullereenBron: Petrucci, General Chemistry Metalen Net als bij koolstof zijn de bouwstenen van een metaal - metaalatomen - regelmatig gerangschikt in een kristalrooster met verschillende ruimtelijke structuren. De verschillen zijn niet zo spectaculair als bij koolstof, maar het type kristalrooster is van groot belang voor de eigenschappen van metalen voorwerpen. Een voorbeeld, bekend onder antiquairs, is tin. Tinnen voorwerpen kunnen namelijk de 'tinpest' krijgen: ze gaan er pokdalig uitzien en kunnen zelfs helemaal verkruimelen. De verklaring ligt in een verandering van de ruimtelijke bouw van het kristalrooster. Onder 13 °C kan dat gebeuren, vooral bij felle kou. Heel vroeger waren de knopen van militaire uniformen van tin. Bij de terugtocht uit Rusland van Napoleons troepen in de winter van 1812 vroren de tinnen knopen stuk, als gevolg van de tinpest (het overgaan van de ene modificatie van tin in de andere: wit tin gaat over in minder sterk grijs tin). Ook is het voorgekomen dat in een strenge winter tinnen orgelpijpen kapot gingen.

Elementen Een element is een niet-ontleedbare stof. Het is een stof die uit één atoomsoort bestaat. Een aantal atoomsoorten kan meer dan één niet-ontleedbare stof vormen. Elementen komen voor als: losse atomen (edelgassen); twee-atomige moleculen (H2, O2, N2, halogenen), drie-atomige moleculen (O3), vier-atomige moleculen (P4) of acht-atomige moleculen (S8); regelmatige gerangschikte atomen (C, metalen).  

Definities De twee definities van een niet-ontleedbare stof of element (als stof): Een element is een zuivere stof die niet gesplitst kan worden in andere zuivere stoffen. Een element is een stof die uit slechts één soort atomen bestaat. Deze definities kunnen pas goed worden gekoppeld als de leerling gemakkelijk heen en weer kan denken tussen het macroscopische niveau en het deeltjesniveau. Beroemde chemici pleitten er honderd jaar geleden al voor om de dubbelzinnigheid van het woord element te vermijden, maar zonder succes. Dus wordt met 'element' nu eens een (niet-ontleedbare) stof, dan weer een atoomsoort bedoeld. Zie ook 'Elementen' in de Didactiek van het thema 'Atomen en moleculen'. Mogelijk misconcepten Elementen die in de niet-ontleedbare stof voorkomen als twee-atomige moleculen, hebben ook in de formule van een verbinding altijd de index 2. Bijvoorbeeld: N2O wordt veranderd in N2O2, het moet immers altijd O2 zijn. Leerlingen verwarren 'waterstof' soms met 'waterdamp'; in het Engels heet waterstof 'hydrogen'.

Extra informatie en contexten Alchemie De chemie die in de Middeleeuwen (en ook nog wel daarna) werd beoefend, noemen we meestal alchemie. Dit woord stamt van het Arabische woord Al Chim, wat zwarte aarde betekent (naar de vruchtbare zwarte aarde als sediment bij de bovenloop van de Nijl, waar zich al het leven in Egypte afspeelde). Enkele alchemisten waren op zoek naar de stof die het raadsel van het leven zou kunnen helpen ontsluieren, zij zochten de 'Steen der Wijzen'. De meesten van hen werden echter gedreven door de zucht naar geld: zij hoopten goud te kunnen maken uit goedkope metalen zoals lood. (Met onze kennis van de atoomtheorie is in te zien dat dit niet mogelijk is: een loodatoom is niet te veranderen in een goudatoom.) Al hun werk heeft als neveneffect wel veel kennis van stoffen opgeleverd. Meer over alchemie Halogenen Halogenen zijn omstreeks 1800 voor het eerst bereid en de namen zijn gekozen uit het grieks: halogeen betekent zoutvormer (chloor betekent groen, broom stank en jood paars). Halogenen reageren gemakkelijk en komen veel voor als halogenide-ionen in zouten. Fluorgas is zo agressief dat het zelfs glas aantast. Van de nood een deugd makend, wordt glas geëtst met fluor. Flesjes broomwater (oplossing van broom in water) worden in chemische laboratoria gebruikt, evenals joodoplossing. Verder bevatten de meeste verbanddozen als wond-desinfectiemiddel een flesje 'jodium': een oplossing van jood in verdunde alcohol. Als niet-ontleedbare stof worden de halogenen weinig aangetroffen in de maatschappij, want 'elementair' chloor, broom etc. zijn zeer agressieve stoffen. Wel worden ze op grote schaal gemaakt in de chemische industrie, waar we er (tienduizenden) halogeenverbindingen mee synthetiseren. Halogeenverbindingen hebben heel andere eigenschappen dan de halogenen zelf, denk maar aan de chloorverbinding keukenzout. 'Fluor' zit in tandpasta als het zout natriumfluoride. Halogeenverbindingen zijn gewoonlijk zeer stabiel: het kost veel moeite (energie) om ze te ontleden. Elektrolyse is daarvoor vaak een effectieve manier. Fosfor Fosfor kan licht uitzenden, vandaar zijn naam die 'licht-drager' betekent. Het uitzenden van licht door witte fosfor (in het donker te zien) komt door oxidatie. Hiervan is de algemene term fosforescentie afgeleid. De ontdekking van fosfor in de 17e eeuw leidde tot de ontwikkeling van de lucifer. De kop van deze lucifers bevatte witte fosfor, dat veel ongelukken veroorzaakte (door de lage verbrandingstemperatuur van het fosfor). Pas in de 19e eeuw werd, in Zweden, de 'veiligheidslucifer' uitgevonden. Door een andere samenstelling van de kop ontbrandt deze niet zo makkelijk. De lage ontbrandingstemperatuur (30 oC) van witte fosfor kan worden getoond in een eenvoudig proefje. Lees echter eerst de volgende informatie over de potentiële gevaren: Verbranding van witte fosfor, door B.G. Dijkhuis (uit: 'Ben's linke soep'). Wegens het gevaar is het werken met witte fosfor af te raden. In proeven waarbij fosfor nodig is kan eventueel voorgeschreven witte fosfor altijd worden vervangen door rode fosfor. Dat is veel minder gevaarlijk. Rode fosfor ontbrandt niet spontaan. Het kan met behulp van een hete naald worden aangestoken. Ozon Ozon is een bestanddeel van de atmosfeer op grote hoogte: de stratosfeer. Het houdt (schadelijke) ultraviolette straling van de zon tegen. Door de steeds toenemende activiteiten van de mensen op aarde dreigt deze 'ozonlaag' aangetast te worden. Met het 'gat in de ozonlaag' bedoelen we een vermindering van het ozongehalte in de stratosfeer boven het zuidpoolgebied. Dat gehalte schommelt met het seizoen, maar de afname neemt per jaar gemiddeld toe en wekt ongerustheid. Actuele informatie (in het Nederlands) is samengevat op Kennislink.

05.04 Reactievergelijkingen

Reactievergelijkingen Een reactievergelijking geeft weer wat op moleculaire schaal gebeurt bij een chemische reactie. In een reactievergelijking staan de formules van de stoffen. De aantalverhouding waarin de moleculen reageren c.q. ontstaan geven we aan met de coëfficiënten voor de formules. We geven voorbeelden van reactievergelijkingen van enkele reactietypen: ontledingsreacties, vormingsreacties en verbrandingsreacties.   Reactievergelijking van een vormingsreactie (hier tegelijk een verbrandingsreactie)Bron: McMurry & /Fay, Chemistry

Reactievergelijking Een reactie kunnen we schematisch weergeven in de vorm van een reactieschema, zoals we dat tot nu tot hebben gedaan. Een reactie kunnen we ook weergeven in de vorm van een reactievergelijking. In een reactievergelijking staan de stoffen vermeld in formulevorm. De ontleding van water wordt dan: Op moleculaire schaal is dit echter geen kloppende vergelijking. Atomen zijn, zoals al gezegd, onvernietigbaar, dus bij de reactie moet het aantal atomen van iedere atoomsoort behouden blijven. Als een boekhouder moeten we er voor zorgen dat links en rechts van de pijl evenveel atomen komen te staan. Dit proces heet het 'kloppend' maken van de reactievergelijking. De reactievergelijking wordt dan: De getallen die in de reactievergelijking voor de molecuulformules staan heten de coëfficiënten. Op moleculaire schaal geven de coëfficiënten aan in welke verhouding de deeltjes met elkaar reageren en ontstaan. Toestandsaanduiding We kunnen ook enigszins aangeven hoe de reactie macroscopisch verloopt, namelijk door de fase van de stoffen te noteren. Wanneer we willen aangeven hóe de reactie is uitgevoerd, schrijven we dit in kleine letters boven de reactiepijl. Dan wordt de reactievergelijking voor de ontleding van water door middel van elektrische stroom (zie 'Elektrolyse'):

Ontledingsreacties Een ontledingsreactie is een reactie waarbij één verbinding uiteen valt in twee of meer verschillende elementen (niet-ontleedbare stoffen) en/of verbindingen. Voorbeelden van een ontleding tot de elementen: de ontleding van waterstofchloride, HCl(g) de ontleding van gesmolten aluminiumoxide, Al2O3(l) Voorbeelden van een ontleding waarbij op zijn minst één van de producten een verbinding is: de ontleding van ammoniumdichromaat, (NH4)2Cr2O7(s) de ontleding van calciumcarbonaat (krijt of kalksteen), CaCO3(s)

Vormingsreacties Vormngsreacties algemeen Een vormingsreactie is een reactie waarbij uit twee of meer elementen één verbinding ontstaat. Voorbeelden zijn: de vorming van waterstofchloride, HCl(g) de vorming van ammoniak, NH3(g) De vorming van keukenzout (NaCl) uit chloor (Cl2) en vast natrium (Na) Bron Vormingsreacties, waarbij zuurstof is betrokken Vormingsreacties waarbij zuurstof is betrokken, rekenen we ook wel tot de verbrandingsreacties (zie 'Verbrandingsreacties'). Voorbeelden zijn: de vorming van water, H2O(l), de verbranding van waterstof de vorming van magnesiumoxide, MgO(s), de verbranding van magnesium

Verbrandingsreacties Een verbrandingsreactie is een reactie met zuurstof. Bij een verbranding ontstaan uitsluitend oxiden als verbrandingsproducten. Een oxide is een verbinding van twee elementen, waarvan één zuurstof is. Verbranding van een element Bij verbranding van een element ontstaat één verbrandingsproduct, namelijk het oxide van dat element. Verbrandingsreacties van elementen zijn in feite niet anders dan vormingsreacties (zie 'Vormingsreacties'). Voorbeelden: de verbranding van waterstof Waterstof is een zeer brandbaar gas en het verbrandingsproduct is waterstofoxide (H2O), beter bekend onder de naam water: de verbranding van koolstof Bij optimale (volledige) verbranding van koolstof is er maar één verbrandingsproduct, koolstofdioxide (CO2): Verbranding van een verbinding Bij verbranding van een verbinding ontstaan evenveel oxiden als er atoomsoorten in de verbinding zijn. Hierbij ontstaan dezelfde oxiden als die ontstaan bij verbranding van de elementen afzonderlijk. Koolwaterstoffen en andere organische stoffen zijn in het algemeen goed brandbaar. Alle koolwaterstoffen verbranden tot koolstofdioxide en water. Dezelfde reactieproducten ontstaan, wanneer een molecuul behalve uit C- en H- ook nog uit O-atomen bestaat. Voorbeelden: de verbranding van methaan Optimale verbranding van methaan (hoofdbestanddeel van aardgas), CH4(g), levert twee reactieproducten, koolstofdioxide en water(damp):   de verbranding van octaan (benzine), C8H18(l) de verbranding van ethanol (alcohol), C2H6O(l) de verbranding van koolstofdisulfide, CS2(l)

Reactievergelijkingen Een reactievergelijking geeft weer wat op moleculaire schaal gebeurt bij een chemische reactie. In een reactievergelijking staan de formules van de stoffen. De aantalverhouding waarin de moleculen reageren c.q. ontstaan geven we aan met de coëfficiënten voor de formules. We geven voorbeelden van reactievergelijkingen van enkele reactietypen: ontledingsreacties, vormingsreacties en verbrandingsreacties.  

Reactievergelijking Ook hier is het verband tussen macro (de stoffen en de waar te nemen verschijnselen), micro (de deeltjes) en symbolentaal (reactievergelijking) voor leerlingen moeilijk. Een reactiepijl zegt vele leerlingen in het begin niets en vergt steeds een vertaling in woorden: het maakt voor de leerling niet uit aan welke kant van de pijl hij de reactanten en producten plaatst. Het is opvallend dat er altijd leerlingen zijn die bij een vormingsreactie van een stof uit de elementen de te vormen stof links van de reactiepijl zetten en de elementen rechts (als was het de ontledingsreactie). Modellen Laat een reactievergelijking zien met behulp van molecuulmodellen. Demonstreer zo ook het kloppend maken van de vergelijking. Kloppend maken van een reactievergelijking Hieronder volgt een wat uitgebreidere tekst over het kloppend maken van de reactievergelijking voor de ontleding van water in waterstof en zuurstof. Reactieschema: water  →  waterstof + zuurstof In de scheikunde geven we een reactie vrijwel altijd weer met een reactievergelijking, waarin de stoffen vermeld staan in formulevorm. De ontleding van water wordt dan: Dit is echter geen juiste voorstelling van de ontleding van water: de kwantitatieve informatie ontbreekt. Atomen zijn, zoals al gezegd, onvernietigbaar. Ze zijn alleen maar op een andere manier gerangschikt. Door voor en na de reactie hetzelfde aantal atomen te noteren, maken we de reactievergelijking 'kloppend'. Als een boekhouder moeten we er voor zorgen dat links en rechts van de pijl evenveel atomen komen te staan. In de bovenstaande vergelijking is dat niet het geval. Wel is het aantal H-atomen gelijk: links 2 (in het H2O-molecuul), rechts 2 (in het H2-molecuul). Maar het aantal O-atomen is ongelijk: links staat maar 1 O-atoom (in het H2O-molecuul) en rechts staan er 2 (in het O2-molecuul). Door nu links 2 H2O te schrijven kunnen we deze ongelijkheid opheffen: Maar dat heeft als gevolg dat er dan links 4 H-atomen staan (in 2 H2O-moleculen), en rechts maar 2 (in het H2-molecuul). Door nu rechts 2 H2 te schrijven, wordt deze ongelijkheid opgeheven. De 'kloppende' reactievergelijking voor de ontleding van water wordt: Nu zijn de coëfficiënten dus zo gekozen dat links en rechts van de reactiepijl dezelfde aantallen atomen staan. Het 'kloppend' maken kunnen we visueel maken met behulp van een reactiebalans (in feite een massabalans). Klik in de linkerkolom op 'Animaties' en daarna bij 'Tweede graad' op 'Reactiebalans'. Aandachtspunten bij het opstellen van een reactievergelijking Je kunt alleen een reactievergelijking opstellen wanneer je weet (a) welke stoffen de uitgangsstoffen en de reactieproducten zijn en (b) wat de formules van deze stoffen zijn. We kunnen dus (nog) niet de vergelijking opschrijven voor de thermolyse van sacharose, omdat we (nog) geen kennis hebben van alle reactieproducten. Het is verleidelijk om de vergelijking voor de ontleding van water als volgt kloppend te maken: Dat is echter niet goed: het reactieproduct zuurstofgas bestaat nu eenmaal uit O2-moleculen, niet uit (losse) O-atomen. We mogen dus alleen de coëfficiënten kiezen, niet de formules.  Tijdens het kloppend maken mag je niets aan de formules (indices) veranderen. Alleen met de getallen die voor iedere formule staan (coëfficiënten), mag je manipuleren tot de vergelijking klopt. Je zou bij het kloppend maken per ongeluk ook kunnen uitkomen op bijvoorbeeld: Deze vergelijking klopt wel, maar de coëfficiënten zijn onnodig twee keer te hoog. De afspraak is dat de coëfficiënten zo laag mogelijk moeten zijn. De coëfficiënten in een reactievergelijking moeten, zoals gezegd, zo laag mogelijk zijn. De zin hiervan kunnen we inzien door te bedenken dat de coëfficiënten eigenlijk aangeven in welke verhoudingen de moleculen in de reactie zijn betrokken. In het voorbeeld van de ontleding van water laat de reactievergelijking zien dat er per 2 moleculen H2O steeds 2 moleculen H2 en 1 molecuul O2 ontstaan. Er ontstaan dus evenveel H2-moleculen als er H2O-moleculen waren; het aantal O2-moleculen dat ontstaat is gelijk aan de helft van het aantal H2O-moleculen. Om deze reden kun je de vergelijking voor de ontleding van water ook noteren als: Chemici hebben geen bezwaar tegen coëfficiënten als ½ en 1½, maar in het onderwijs mijden we niet-gehele getallen, omdat je zou kunnen suggereren dat er halve moleculen bestaan.

Sk 05.05 Verbrandingsreacties

Verbrandingen Een verbranding is een reactie van een stof met zuurstof, die meestal gepaard gaat met vuurverschijnselen. Verbrandingen zijn exotherme reacties; de reactiewarmte heet verbrandingswarmte. Bij een tekort aan zuurstof kan onvolledige verbranding optreden. Bij sommige  verbrandingen (bijzondere verbrandingen) wordt de zuurstof niet in de vorm van moleculaire zuurstof, maar in gebonden vorm toegevoegd.

Verbranding Een verbrandingsreactie, of kortweg verbranding, is een reactie van een stof met zuurstof, waarbij meestal vuurverschijnselen waarneembaar zijn. Het is waarschijnlijk de bekendste en meest spectaculaire chemische reactie, die onder andere optreedt bij de productie van energie en warmte uit fossiele brandstoffen. In de vorige paragraaf hebben we een aantal voorbeelden gegeven van verbrandingsreacties. Hier gaan we in op de kenmerken van verbrandingsreacties. Verbranding, een exotherme reactie  Verbrandingsreacties zijn altijd exotherm. Vuurverschijnselen kunnen zich voordoen in de vorm van vlammen, gloeien of vonken. Vlammen ontstaan wanneer een gas of damp met zuurstof reageert. Door de hoge temperatuur zendt het reagerend gasmengsel (blauwig) licht uit. Een vlam is een massa gloeiend gas. Een voorbeeld is het verbranden van aardgas. Bij de verbranding van een vaste stof , die vrijwel niet verdampt, zien we geen vlammen. De reactie met zuurstofgas vindt alleen aan het oppervlak van de vaste stof plaats. Door de hoge temperatuur zendt de reagerende vaste stof wel licht uit en gloeit . Een voorbeeld is het verbranden van koolstof (houtskool). Een vonk is een wegspringend deeltje van een gloeiende vaste stof. Voorwaarden voor verbranding Om een verbrandingsreactie te kunnen laten plaatsvinden is nodig: een brandbare stof; voldoende zuurstof; een minimale temperatuur (de ontbrandingstemperatuur). Brandbare stof Het zuurstofgas van de lucht levert O atomen, die nieuwe moleculen vormen met de moleculen waaruit de brandbare stof bestaat. Die nieuwe moleculen zijn de reactieproducten (de verbrandingsproducten) en heten oxiden . Voldoende zuurstof Een stof verbrandt zelden in zuiver zuurstofgas. Meestal verbrandt een stof in lucht. Schone droge lucht bevat ongeveer 21 % zuurstof. De overige bestanddelen van lucht (78 % stikstof en ca. 1 % andere gassen, vooral Ar en CO2) doen niet mee met de verbrandingsreactie. Ontbrandingstemperatuur Onder ontbrandingstemperatuur verstaan we de temperatuur die een brandbare stof minimaal moet hebben om te kunnen branden. Brand! De vrijkomende reactiewarmte bij een verbrandingsreactie zorgt voor een voortgaan van de reactie. Bij een brand verloopt de reactie steeds heftiger. Voor een brand is, net als bij een beheerste verbranding, het volgende nodig: brandbaar materiaal, zuurstof (lucht) en een minimale temperatuur om de brandstof aan te steken. Vooral de ontsteking is essentieel. De wereld is immers vol met brandbaar materiaal en lucht. Pas een vlam of vonk of een opgelopen temperatuur doet de verbrandingsreactie starten. Brandbare gassen en vluchtige stoffen zijn gemakkelijk in brand te steken. Dat is te begrijpen omdat er goed contact mogelijk is tussen de moleculen van de brandbare stof en de zuurstofmoleculen van de lucht. Vaste brandstoffen ontbranden meestal moeilijker. Wanneer de verbranding eenmaal is gestart, gaat hij vanzelf verder. Bij het verbranden komt immers warmte vrij en daardoor wordt de nog niet aangetaste brandbare stof ook 'aangestoken'. De vrijkomende reactiewarmte maakt dus verder aansteken door ons overbodig. Sterker: het 'aansteken' gaat steeds beter en steeds sneller, want door de toenemende verbranding komt er voortdurend meer en meer warmte vrij. Bij brand ontstaan vaak giftige gassen (koolstofmono-oxide: CO) en vooral rook : halfverbrande producten in de vorm van kleine vaste deeltjes, zwevend in de lucht (aerosolen). De meeste slachtoffers van brand overlijden door vergiftiging en verstikking en niet zozeer door de hoge temperatuur. Blussen Het blussen van een brand komt neer op drie principes, die nauw aansluiten bij de drie voorwaarden voor een verbranding: weghalen van de brandstof; afsluiten van de lucht (zuurstof); verlagen van de temperatuur. Het belangrijkste en goedkoopste blusmiddel is water. Ook CO2 (koolstofdioxide), te koop in cilinders, is een goed blusmiddel.

Verbrandingswarmte Verbrandingen zijn exotherme reacties en de reactiewarmte heet verbrandingswarmte. Warmte wekken we op door brandstoffen te verbranden. Een brandstof is een brandbare stof die we voornamelijk gebruiken als energiebron. Niet iedere brandbare stof levert (bij volledige verbranding) evenveel warmte. We drukken de verbrandingswarmte van een brandstof meestal uit in kJ per kg of, voor een gas, in kJ per m3. In BINAS tabel 28A staan enkele voorbeelden. De eenheid van warmte is de joule (spreek uit: zjoel), symbool J. Meestal gebruiken we de kilojoule, kJ. De joule is overigens niet alleen de eenheid voor warmte, maar voor energie in het algemeen. Brandstoffen De belangrijkste brandstoffen zijn voor ons de fossiele brandstoffen (aardgas, aardolie en steenkool). Deze brandstoffen komen aan de orde in het thema 'Koolwaterstoffen'. In sommige landen en streken vormt hout (niet-fossiele brandstof) de belangrijkste brandstof. Voedsel heeft ook, zoals iedere brandstof, een verbrandingswarmte (zie BINAS tabel 56). Rendement Bij verwarmen treedt vrijwel altijd warmteverlies op, want meestal komt niet alle warmte terecht op de plaats van de gewenste bestemming. We spreken van het rendement (of: nuttig effect) van een verwarmingsinstallatie. Het rendement is het gedeelte van de toegevoerde warmte dat uiteindelijk effectief gebruikt wordt voor de opwarming. Het rendement drukken we meestal uit in een percentage. Zo heeft een cv-ketel een bepaald rendement, bijvoorbeeld 90% voor een HR-ketel. Elektriciteitscentrale We verstoken veel brandstof om elektriciteit op te wekken. Dat gebeurt in een elektriciteitscentrale.Ook een centrale werkt met een bepaald rendement: ze zet slechts een gedeelte van de verbrandingswarmte om in elektrische energie. Bij alle onderdelen van een centrale treden energieverliezen op. Tot ca. 1980 was een rendement van 42% gebruikelijk voor een brandstofgestookte elektriciteitscentrale. Tegenwoordig haalt men 50, zelfs 55%, een grote vooruitgang. Feit blijft dat slechts ongeveer de helft van de energie van de brandstof omgezet wordt in elektrische energie! De rest gaat verloren als afvalwarmte. Een nieuwe Eneco-centrale in Rotterdam Europoort, die in 2010 operationeel moet zijn, zal een rendement hebben van bijna 70%.

Onvolledige verbranding We zijn tot nu toe uitgegaan van volledige verbranding. Dit houdt in dat bij verbranding van koolwaterstoffen uitsluitend CO2 en H2O ontstaan. Onvolledige verbranding van een brandstof houdt in dat de stof slechts gedeeltelijk verbrandt. Onvolledige verbranding vindt in het algemeen plaats bij een tekort aan zuurstof. Ook de temperatuur kan een rol spelen. Bij onvoldoende zuurstofverbruik verbranden koolwaterstoffen onvolledig. Er ontstaat C (roet) en CO naast CO2. Bovendien kunnen bij hoge temperatuur C en CO2 met elkaar reageren tot CO (koolstofmono-oxide). Dit gas, in het dagelijks spraakgebruik beter bekend als koolmonoxide (ook wel 'kolendamp'), is een kleurloos, reukloos en giftig gas. Onvolledige verbranding van methaan Bij de onvolledige verbranding van methaan vinden de volgende reacties naast elkaar plaats: De mate waarin één of enkele van deze reacties de overhand hebben, hangt af van de hoeveelheid beschikbare zuurstof en van de temperatuur.

Bijzondere verbrandingen Springstoffen Het is niet altijd zo dat de zuurstof, die nodig is voor een verbranding, in de vorm van moleculaire zuurstof moet worden geleverd. Sommige stoffen halen de benodigde zuurstof uit de eigen moleculen (soms wel inwendige verbranding genoemd). Er kan dan een zeer snelle verbranding optreden. Als er dan ook nog veel warmte vrijkomt en veel gas wordt geproduceerd, krijgen we een explosie (de vrijkomende gassen veroorzaken een schokgolf). Een voorbeeld is het explosieve glyceryltrinitraat (nitroglycerine, de werkzame stof in dynamiet ). Het ontleedt al onder invloed van een lichte schok: Lucifers, klappertjes, buskruit en vuurwerk Stoffen die bij verhitting zuurstof als ontledingsproduct hebben, maar die zelf niet brandbaar zijn, worden gebruikt om in een mengsel met een brandbare stof snelle verbrandingen of explosies te veroorzaken. Een bekend voorbeeld is kaliumchloraat (KClO3). In combinatie met zwavel komt dit voor in een luciferskop ; in combinatie met fosfor in klappertjes . Het kaliumchloraat levert de zuurstof nodig voor de verbranding. Bijvoorbeeld: Buskruit is een bepaald mengsel van KNO3 met koolstof en zwavel. In vereenvoudigde vorm is de explosievergelijking als volgt weer te geven: Een proefje dat het principe illustreert (zonder al te veel gevaar) is het verhitten van kalium- of natriumnitraat, waaraan dan een beetje zwavelpoeder of koolstofpoeder wordt toegevoegd. Er treedt dan een felle (licht explosieve) verbranding op (zie 'Bijzondere verbrandingen' in de Didactiek van deze paragraaf). Vuurwerk bevat behalve stoffen als KClO3, KNO3 en brandstoffen ook kleurmakers, rookmakers en dergelijke. Reactie van magnesium met kooldioxide Dat ook de aard van de brandstof een rol speelt wordt duidelijk uit de reactie van magnesium met kooldioxide. In deze reactie reageert het magnesium na thermische activering heftig met kooldioxide (in een omgeving van alleen kooldioxide). De reactieproducten zijn magnesiumoxide en koolstof: De brandstof magnesium is dus zelfs in staat om de zuurstof voor verbranding uit het toch zeer stabiele kooldioxide te halen. Het is dus geen goed idee om te proberen een magnesiumbrand te stoppen met koolzuursneeuw! Magnesium brandend in een doosje van vast kooldioxideBron: Journal of Chermical Education

Verbrandingen Een verbranding is een reactie van een stof met zuurstof, die meestal gepaard gaat met vuurverschijnselen. Verbrandingen zijn exotherme reacties; de reactiewarmte heet verbrandingswarmte. Bij een tekort aan zuurstof kan onvolledige verbranding optreden. Bij sommige  verbrandingen (bijzondere verbrandingen) wordt de zuurstof niet in de vorm van moleculaire zuurstof, maar in gebonden vorm toegevoegd.

Verbranding Van leerlingen kunnen we verwachten dat ze reeds de volgende associaties hebben met een verbrandingsreactie: er ontstaat warmte; vaak zie je vlammen; soms ontstaat er rook; soms blijft er as over; jaarlijks worden immense hoeveelheden brandstoffen verbrand; brand richt jaarlijks ook veel schade aan; brand kan leiden tot ongevallen. Historie Het heeft lang geduurd voordat het verbrandingsproces goed kon worden verklaard. Dit hing samen met het feit dat pas tegen het eind van de 18e eeuw werd ontdekt dat lucht niet één gas was, maar een mengsel, en dat het bestanddeel zuurstof werd verbruikt bij een verbranding. Dus: voorkennis van de samenstelling van lucht is belangrijk en dient te worden geactiveerd (zie 'Mengsels met als hoofdcomponent gas' in het thema 'Mengsels en scheidingsmethoden'). De hoofdrol bij deze ontdekking speelde de Fransman Antoine Lavoisier. Je kunt zeggen dat omstreeks 1800 met Lavoisier en Dalton de moderne scheikunde is begonnen. Tot in de 17e eeuw gold de eeuwenoude leer van Aristoteles waarin 'vuur' een van de vier elementen was. Toen bedacht een Duitse geleerde een theorie waarin warmte als een (bijzondere) stof werd gezien. Sommige kwantitatieve verbrandingsexperimenten hadden echter als consequentie dat dit 'flogiston' een negatieve massa zou moeten hebben, een weinig bevredigende situatie. In 1789 publiceerde Lavoisier zijn theorie, die vrij snel werd geaccepteerd en nog steeds geldt. Op een schilderij in New York van Louis David is het echtpaar Lavoisier afgebeeld; mme Lavoisier had een actief aandeel in het werk van haar man. In 1794 viel, tijdens het schrikbewind dat volgde op de Franse revolutie, ondanks zijn wetenschappelijke faam Lavoisiers hoofd onder de guillotine - hij was ook belastinggaarder. Zijn vrouw hertrouwde met de Amerikaanse geleerde Rumford. Lavoisier was de eerste die stelde en bewees dat een verbranding een chemische reactie is, volgens het schema: brandbare stof + zuurstof  →  verbrandingsproducten Volgorde Verbranding wordt in lesmethoden vaak behandeld aan de hand van de reacties van achtereenvolgens waterstofgas, koolstof en methaan met zuurstof. Een logische volgorde, omdat de vorming van oxiden stap voor stap aan de orde komt (H2O uit H2, CO2 uit C, H2O + CO2 uit een eenvoudig koolwaterstof). Verbreking en vorming van atoombindingen tijdens verbranding kan men aan leerlingen laten zien met molecuulmodellen (ball and stick) of aan de hand van molecuultekeningen. Dit is des te meer gewenst indien het thema verbranding niet is voorafgegaan door lessen over molecuulbouw. Voor behandeling van een verbrandingsreactie is het bovendien gewenst dat leerlingen voorkennis hebben van reactievergelijkingen.

Onvolledige verbranding Leg eerst uit dat methaan (aardgas) en lucht in een bepaalde verhouding gemengd moeten zijn voor een optimale verbranding. Een brander van een gasstel is dan ook zo gemaakt dat precies de juiste hoeveelheid lucht meegezogen wordt met het uitstromende aardgas. Demonstratie van onvolledige verbranding Onvolledige verbranding is voor leerlingen te demonstreren met de bunsenbrander, omdat deze - in tegenstelling tot de branders van een gasfornuis - een regelbare luchttoevoer heeft. Leerlingen kunnen dit zelf ook ontdekken in het kader van een practicum, waarvoor kennis van de werking van een bunsenbrander paraat moet zijn: de luchttoevoer is meestal regelbaar met een draaibaar wieltje onderaan en de gastoevoer is regelbaar met een schroefsluiter opzij. Hierdoor heeft de bunsenbrander de volgende mogelijkheden: Door gas- en luchttoevoer wijd open te zetten krijg je de heetste vlam, lichtblauw van kleur. De temperatuur in de 'mantel' van de vlam is ca. 1000 oC. De brander raast. Als je de toevoer van gas en lucht een stuk kleiner maakt, dan ontstaat een kleurloze vlam, die minder heet is. De brander maakt dan haast geen geluid. Wanneer je de luchttoevoer helemaal dicht draait, wordt de vlam geel. Hou je een koud voorwerp in zo’n gele vlam, dan komt er een zwarte aanslag van koolstof op, roet geheten (roet lijkt qua structuur op grafiet). Een gele vlam is 'roetend'. Verklaring van onvolledige verbranding De verklaring voor het aanwezig zijn van koolstof in de gele vlam is als volgt: Bij een geopende luchttoevoer ontstaat een goed gemengd mengsel van aardgas en lucht, dat bij het verlaten van de pijp geheel kan verbranden tot CO2 en H2O. Bij een gesloten luchttoevoer komt het aardgas pas bij het verlaten van de pijp in contact met de zuurstof uit de lucht. Niet elk molecuul CH4 ontmoet dan voldoende O2 moleculen om te veranderen in CO2 en 2H2O. Er blijven losse C-atomen over: door de hoge temperatuur zenden deze (geel) licht uit. Men zegt dat bij onvoldoende zuurstofverbruik methaan onvolledig verbrandt. Niet alle CH4 moleculen veranderen in moleculen CO2 en H2O; een gedeelte reageert slechts tot C en H2O. Onvolledige verbranding treedt dus op bij een tekort aan zuurstof. 'Kolendamp' Bij onvolledige verbranding is nóg een reactieproduct mogelijk, het gas koolstofmono-oxide (uitgesproken als koolmonoxide), formule CO(g). Dit gas, in het dagelijks spraakgebruik beter bekend als koolmonoxide (ook wel 'kolendamp'), is gevaarlijk, want het is kleurloos, reukloos en giftig! Bij inademen komt CO in de bloedbaan terecht en belemmert dan de opname en het transport van zuurstof. Het leidt achtereenvolgens tot duizeligheid, bewusteloosheid en, indien niet snel frisse lucht wordt toegevoerd, de dood.

Bijzondere verbrandingen De reactie van kaliumchloraat met zwavel Bron: AANSTEKER in NVOX nr. 5, mei 2005 (binnen- en buitenzijde van achteromslag). Digitale bron: http://www.nvon.nl/nvox/ De reactie van magnesium met vast kooldioxide De proef is beschreven op meerdere websites: http://jchemed.chem.wisc.edu/JCESoft/CCA/CCA0/MOVIES/MAGCO2.html http://jchemed.chem.wisc.edu/JCESoft/CCA/CCA1/R1MAIN/CD1R1000.HTM Deze site geeft de losse achtereenvolgende filmbeelden. http://chemed.chem.purdue.edu/demos/main_pages/5.16.html Brandend magnesium voordat het koolstofdioxidedoosje dicht gaatBron: Chemistry comes alive, Journal of Chemical Education De blaffende hond Deze reactie is te zien in een fraaie Engelse setting, gemaakt op de University of Leeds. Hier steekt men een mengsel van stikstofmono-oxide en de damp van koolstofdisulfide aan in een lange buis. Een verbrandingszone verplaatst zich door de buis, waarna het gasmengsel explodeert. Behalve het geluid zendt het mengsel ook licht uit (het is een voorbeeld van chemoluminiscentie). De reactie is te beschouwen als de verbranding van CS2, waarbij NO de zuurstof levert: 4 NO  +  CS2   →   2 N2  +  CO2  +  SO2  +  S De reactie is voor het eerst uitgevoerd door Liebig in 1853 en veroorzaakte letterlijk en figuurlijk grote opschudding.

Preconcepten over verbranding De begrippen zuurstof, brandstof en verandering van materialen (producten van verbranding) zijn van belang voor een adequaat inzicht in het verbrandingsproces. Onderzoek aan deze begippen bij kinderen is samengevat in deze paragraaf. Hiertoe hebben we voor een belangrijk deel gebruik gemaakt van een literatuurstudie over (pre)concepten van kinderen over natuurwetenschappelijke thema's.

Verbranding Relatief weinig studies besteden aandacht aan de effecten van onderwijs op het begrip van kinderen over verbranding. Het onderzoek dat gedaan is naar het begrip van leerlingen hierover is voornamelijk onder oudere kinderen uitgevoerd (basisvorming). Dit onderzoek is samengevat in het menu rechts. Samenvattingen van afzonderlijke publicaties uit een eerdere literatuurstudie hebben we geredigeerd en apart gezet in het menu rechts onder 'Samenvattingen literatuur'. De referentienummers [64], [101] en [126] verwijzen naar artikelen in deze literatuurstudie.

De rol van lucht/zuurstof Uit alle studies komt naar voren dat leerlingen erkennen dat lucht (zuurstof) een rol speelt bij verbranding. Zo legt 64% van de 6-jarigen en 96% van de 11-jarigen de relatie tussen het branden van een kaars en de aanwezigheid van lucht of zuurstof [126], of antwoordde 96 % van de leerlingen dat lucht of zuurstof nodig is voor verbranden [64]. Als een docent een stolp over een kaars zet, weten kinderen dat deze uitgaat, omdat de kaars zuurstof ‘nodig’ heeft of ‘ademt’ om te branden. Echter, ze kunnen niet nader uitleggen welke rol zuurstof precies speelt in het verbrandingsproces. Begrip van behoud van massa Bij verbranding hebben leerlingen moeite met het idee dat een deel van de massa van een stof als gassen in de lucht komt. De observaties die ze doen tijdens verbrandingsprocessen staan ver af van een concept van chemische reacties tussen brandbare stoffen en zuurstof [101]. Ze onderkennen dat lucht een rol speelt in verbranding, maar ze denken aan veranderingen die onafhankelijk zijn van het brandbare materiaal.

Brandstof en de verandering van materialen Opvattingen over verbranding Door waarneembare kenmerken van het verbrandingsproces blijken kinderen een scala aan verschillende opvattingen te hebben over verbranding [101]. Een deel van hen denkt dat sommige brandbare materialen niet kunnen branden, maar alleen smelten of verdampen. Voorbeelden van redeneringen: Het branden van een kaars is als het smelten van de was. IJzer smelt maar brandt niet. Bij verbranding van alcohol en een alcohollamp is sprake van verdamping. Met name bij het voorbeeld van de kaars bleek uit meerdere studies dat kinderen weinig begrip hebben van de rol van brandstof. Zo dacht 79% van de kinderen het volgende over kaarsenwas: ‘het smelt en weerhoudt het lont ervan om te snel te branden’. Bij het uitblazen van de verjaardagskaarsjes is het ‘de lucht die je wegblaast waardoor de kaars niet meer kan branden’ de verklaring. De meeste kinderen weten niet dat het de brandstof is die je van het lont afblaast waardoor de vlam uitgaat [64]. Opvattingen over materiaalverandering Materialen als hout en lont veranderen in iets anders met heel andere eigenschappen (als kleur en geur) en kinderen noemen ze veelal anders (as, koolstof). Geen van de kinderen legt bijvoorbeeld het verband dat het ‘zwarte spul’ (koolstof) dat ontstaat wanneer je papier verbrandt en toast maakt, hetzelfde is en ontstaat uit twee verschillende substanties (brood en papier) [126]. Beperkt coherent gebruik van concepten De concepten die kinderen bij verschillende situaties van verbranding hebben zijn zowel specifiek als context-afhankelijk. Er is weinig coherentie in het gebruik van de concepten over de verschillende verschijnselen [126]. De opvattingen van kinderen staan dus nog ver af van een begrip van het verbrandingsproces als een interactie van stoffen. In hun gedachten is het verbranding niet het resultaat van de interactie van een aantal substanties, maar van afzonderlijke omzetting van elke substantie. Alhoewel er duidelijke vooruitgang werd geboekt in de erkenning dat zuurstof nodig was voor verbranding, konden slechts enkele kinderen precies uitleggen wat er tijdens verbranding gebeurt op het niveau van verschijnselen. Veel misconcepten blijken hardnekkig. Leerlingen kennen lucht geen actieve rol toe in het proces van verbranding en denken niet dat er materiaal wordt omgezet in dit proces [64]. De opvattingen van kinderen over verbranding staan dus nog ver af van een begrip van het verbrandingsproces als een interactie van stoffen.

Literatuur Referenties 64. Gabel, D.L., Stockton, J.D., Monaghan, D.L. and MaKinster, J.G. (2001). Changing children’s conceptions of burning. School Science and Mathematics,101(8), 439-451. 101. Meheut, M., Saltiel, E. and Tiberghien, A. (1985). Pupils’ (11-12 year olds) conceptions of combustion. International/European Journal of Science Education, 7(1), 83-93. 126. Rahayu, S. and Tytler, R. (1999). Progression in primary school children’s conceptions of burning: toward and understanding of the concept of substance. Research in Science Education, 29(3), 295-312. De nummers 64, 101 en 126 zijn de nummers in de literatuurlijst van de SLO-publicatie.

Samenvatting referentie 64 Gabel, D.L., Stockton, J.D., Monaghan, D.L. and MaKinster, J.G. (2001), Changing children’s conceptions of burningSchool Science and Mathematics, 101(8), 439-451. Het onderzoek is uitgevoerd in de USA. Aanleiding Daar relatief weinig studies aandacht besteedden aan de effecten van onderwijs op het begrip van kinderen over verbranding, richtte deze studie zich op de volgende drie vragen: Wat zijn de opvattingen van kinderen over verbranding voor en na onderwijs? Worden deze opvatting meer wetenschappelijk na instructie en indien ja, hoe? Zijn de veranderingen in het begrip van de kinderen over verbranding gecorreleerd aan hun leeftijd? Deze vragen kunnen we ook stellen tegen de achtergrond van de waarneming dat verbranding weliswaar als voorbeeld dient bij het thema ‘chemische veranderingen’, maar dat het bijna nooit in detail aande orde komt. Het proces van verbranding wordt dan niet adequaat behandeld. Methode De onderzoekers verzamelden gegevens vóór en ná een 5 uur durende natuurwetenschappelijke zaterdagscursus (interviews en een korte meerkeuzetoets die gebaseerd is op algemene misconcepten uit de literatuur). Het betrof 2 groepen kinderen, één van 18 leerlingen van 8-11 jaar (15 getoetst en geïnterviewd) en één groep van 16 leerlingen van 11-13 jaar (12 getoetst en geïnterviewd). Resultaten De onderzoekers vonden een significant verschil tussen het begrip van kinderen voor en na de cursus op basis van de meerkeuzetoets, aangevuld met interviews. De jongere kinderen (8-11) gingen significant meer vooruit dan de oudere kinderen, en beide groepen bereikten een gelijkwaardig niveau van inzicht na de cursus. Conclusie en discussie Het onderwerp verbranding zou een interessant onderwerp zijn voor groep 5 tot groep 7. Echter, alhoewel duidelijke vooruitgang werd geboekt in de erkenning dat zuurstof nodig was voor verbranding en in het onderscheiden van ontbinden en verbranden, lieten de interviews zien dat slechts enkele kinderen in alle leeftijdsgroepen precies konden uitleggen wat er gebeurde op het niveau van verschijnselen. Vele misconcepten, die in de literatuur werden beschreven, zijn ook hier waarneembaar en hardnekkig (de literatuur handelt echter over studies naar kinderen in het voortgezet onderwijs en niet basisschool): veel leerlingen kennen lucht geen actieve rol toe in het proces van verbranding en denken niet dat er materiaal wordt omgezet in dit proces. Bij een brandende kaars dachten veel kinderen dat het lont van de kaars de brandstof was, ook al zagen ze was branden zonder lont. 79% van de kinderen dacht dat de functie van de was van een kaars is ‘het smelt en weerhoudt het lont ervan om te snel te branden’. Bij het uitblazen van de verjaardagskaarsjes is ‘de lucht die je wegblaast waardoor de kaars niet meer kan branden’ de verklaring. De meeste kinderen weten niet dat het de brandstof is die je van het lont afblaast waardoor de vlam uitgaat (weinig begrip van rol van brandstof). 96% antwoordde dat lucht of zuurstof nodig is voor verbranden. Als we een stolp over een kaars zetten weten kinderen dat deze uitgaat omdat kaars zuurstof ‘nodig’ heeft of ‘ademt’ om te branden.

Samenvatting referentie 101 Meheut, M., Saltiel, E. and Tiberghien, A. (1985),Pupils’ (11-12 year olds) conceptions of combustion International/European Journal of Science Education, 7(1), 83-93. Het onderzoek is uitgevoerd in Frankrijk. Methode Totaal 400 leerlingen uit de eerste klas van het secundaire onderwijs in Frankrijk (11-12 jaar) werden voor en tijdens het onderwijs over verbranding geïnterviewd en gevraagd om vragenlijsten in te vullen. Resultaten De opvattingen van kinderen over verbrandingsprocessen bleken nog ver af te staan van de visie dat het chemische reacties zijn tussen brandbare stoffen en zuurstof. In hun gedachten is het verbranding niet het resultaat van de interactie van een aantal substanties, maar van afzonderlijke omzetting van elke substantie. Ze onderkennen bijvoorbeeld dat lucht een rol speelt in verbranding, maar denken aan veranderingen onafhankelijk van het brandbare materiaal. Meheut et al. vonden dat 11-12 jarige leerlingen niet één maar een scala aan verschillende opvattingen over verbranding hadden. Waarneembare kenmerken van het proces beïnvloedden deze opvattingen. Van sommige brandbare substanties dachten ze bijvoorbeeld dat zij niet konden branden maar alleen smelten of verdampen (bijv. branden van kaars zagen ze als smelten van de was; ijzer smelt maar brandt niet; de verbranding van alcohol en een alcohollamp verklaarden ze als verdamping).

Samenvatting referentie 126 Rahayu, S. and Tytler, R. (1999),Progression in primary school children’s conceptions of burning: toward and understanding of the concept of substance Research in Science Education, 29(3), 295-312. Het onderzoek is uitgevoerd in Australië. Aanleiding Na een redelijk uitgebreide literatuurbespreking concluderen de auteurs dat onderzoek naar het begrip van leerlingen over verbranding voornamelijk is uitgevoerd onder oudere kinderen (basisvorming). Daarom is deze studie geïnitieerd onder 6-, 8- en 11-jarige kinderen. Methode De auteurs verkenden de concepten van kinderen m.b.t. verbranding aan de hand van waarnemingen, discussies en een aantal uitdagende fenomenen. Het betrof kinderen uit de basisschool in de leeftijd van 6 jaar (n=21), 8 jaar (n=26) en 11 jaar (n=26). Kinderen hadden nog geen onderwijs over ‘verandering van materialen’ gehad en kregen nu een aantal activiteiten rond het thema verbranding voorgelegd (o.a. brandende kaars, papier, chocolade etc.). Ze moesten voor elke activiteit voorspellen en beredeneren wat er zou gebeuren. Resultaten Analyse van geschreven antwoorden liet zien dat de concepten van kinderen zowel specifiek zijn als context-afhankelijk, en dat er weinig coherentie is in het gebruik van de concepten over de verschillende fenomenen. Er is wel progressie waar te nemen in termen van groeiend vertrouwen van kinderen met het idee van transformatie van stoffen.

Koolwaterstoffen Koolwaterstoffen zijn verbindingen die uitsluitend bestaan uit koolstofatomen en waterstofatomen. We maken onderscheid tussen verzadigde en onverzadigde koolwaterstoffen. We kunnen ook een onderscheid maken tussen cyclische en niet-cyclische koolwaterstoffen. Koolwaterstoffen zijn het hoofdbestanddeel van fossiele brandstoffen, waarvan aardolieproducten bruikbaar zijn als brandstof of als grondstof voor de petrochemische industrie.

Sk 06.01 Verzadigde koolwaterstoffen

Verzadigde koolwaterstoffen Verzadigde koolwaterstoffen hebben uitsluitend enkelvoudige bindingen tussen de koolstofatomen. Hun ketens kunnen open (niet-cyclisch) of gesloten (cyclisch) zijn en we noemen ze alkanen respectievelijk cycloalkanen. Bij alkanen met vier of meer koolstofatomen is er sprake van isomerie: bij één molecuulformule zijn verschillende structuurformules mogelijk. Om isomeren van elkaar te onderscheiden is een systeem van naamgeving ingevoerd.

Alkanen Het alkaan met het kleinste molecuul is methaan , CH4. Het op één na kleinste alkaan is ethaan , C2H6. Nummer drie is propaan , C3H8, en nummer vier butaan , C4H10. Elk volgend alkaan heeft steeds een koolstofatoom met twee waterstofatomen (een CH2-groep) meer. De algemene formule van de alkanen is: CnH2n+2. Structuurformule Een koolstofatoom gaat altijd vier bindingen aan: het heeft als het ware vier koppelplaatsen voor koppeling met andere atomen. Waterstof gaat altijd één binding aan. Koolstofatomen vormen gemakkelijk bindingen met andere koolstofatomen. Er ontstaat dan een koolstofketen, een structuur van twee of meer koolstofatomen aan elkaar. Ketenvorming is kenmerkend voor het element koolstof. We spreken ook wel van het koolstofskelet van een molecuul, als we uitsluitend de koolstofatomen van het molecuul aangeven. In structuurformules is de molecuulbouw van de alkanen goed te zien. Alkanen zijn verzadigde koolwaterstoffen . Hiermee bedoelen we dat elk C-atoom is gebonden aan vier andere atomen (C of H). Er komen dus alleen enkele bindingen tussen de C-atomen in de ketens voor. Voor weergave van koolwaterstoffen met lange ketens gebruiken we vaak vereenvoudigde structuurformules . Bijvoorbeeld voor pentaan: CH3 – CH2 – CH2 – CH2 –CH3      of      CH3 – (CH2)3 – CH3  Soms tekenen we ook alleen het koolstofskelet van de koolwaterstoffen. Bijvoorbeeld als we alle verschillende isomere structuren willen tekenen van een koolwaterstof (zie 'Isomerie' in de Didactiek van deze paragraaf). Eigenschappen Alkanen zijn kleurloze brandbare stoffen, die niet oplossen in water. De eigenschappen van de alkanen veranderen geleidelijk naarmate het aantal koolstofatomen per molecuul toeneemt. Hoe langer de koolstofketen, des te hoger het smeltpunt, kookpunt en viscositeit (stroperigheid) van de stoffen die uit die moleculen bestaan. De onderstaande tabel bevat een overzicht van de namen, formules, smeltpunten en kookpunten van de eerste tien alkanen met rechte of onvertakte ketens van koolstofatomen. We spreken van een onvertakte keten als in het koolstofskelet elk C-atoom is verbonden met maximaal twee andere C-atomen. n Formule Naam Smeltpunt (oC) Kookpunt (oC) 1 CH4 methaan - 182 - 161 2 C2H6 ethaan - 183 - 88 3 C3H8 propaan - 188 - 42 4 C4H10 butaan - 138 0 5 C5H12 pentaan - 130 36 6 C6H14 hexaan - 95 69 7 C7H16 heptaan - 90 99 8 C8H18 octaan - 57 126 9 C9H20 nonaan - 54 151 10 C10H22 decaan - 30 174 De eerste tien onvertakte alkanen Ruimtelijke structuur Met behulp van computersimulaties kun je een aardig beeld krijgen van de ruimtelijke bouw van de alkanen: Molecuulstructuren (Zie ook 'Ruimtelijke structuur' in de Didactiek van het thema 'Atomen en moleculen'.) Verder is het met de browser plugin Chime ook mogelijk om driedimensionale ruimtelijke modellen van alkanen te bekijken. Eenmalige installatie van deze plugin is noodzakelijk. Downloaden op http://www.symyx.com/downloads/index.jsp

Isomerie Bij het opstellen van structuurformules van alkanen met vier of meer koolstofatomen (hogere alkanen) zijn verschillende structuren mogelijk met dezelfde molecuulformule. Zo kunnen we twee verschillende structuurformules (twee verschillende stoffen) maken die voldoen aan de molecuulformule C4H10, namelijk een stof die bestaat uit moleculen met onvertakte keten (n-butaan) en een tweede stof die bestaat uit moleculen met vertakte keten (methylpropaan). We spreken van een vertakte keten als in het koolstofskelet een C-atoom voorkomt dat met drie of vier andere C-atomen is verbonden. In de rechterfiguur zijn de bindingen tussen de C-atomen iets langer getekend dan in de linkerfiguur om overlap van de H-atomen te voorkomen Bij de molecuulformule C5H12 horen drie verschillende structuurformules. Er zijn dus drie verschillende stoffen met de formule C5H12. En er zijn maar liefst 75 verschillende stoffen met de formule C10H22! We noemen dit verschijnsel isomerie. De verschillende stoffen die dezelfde molecuulformule hebben, noemen we isomeren.

Naamgeving Om isomeren ook in naam van elkaar te onderscheiden is een internationaal erkend systeem van naamgeving afgesproken. De namen van alkanen vormen de basis voor de systematische naamgeving van alle andere organische verbindingen (zie BINAS tabel 66D). Namen van onvertakte alkanen De namen van onvertakte alkanen eindigen allen op - aan . Vanaf C5H12 gebruiken we voor de namen de Griekse telwoorden penta, hexa (en verder hepta, octa, nona, deca, enzovoort) met als achtervoegsel -aan. Soms krijgen alkanen met onvertakte moleculen bij de naam het voorvoegsel 'normaal', afgekort: n-. Dit om ze te onderscheiden van de vertakte isomeren. Voorbeeld: n-pentaan (CH3-CH2-CH2-CH2-CH3). Namen van vertakte alkanen De namen van vertakte alkanen worden opgesteld volgens de volgende regels: Zoek de langste onvertakte keten in het molecuul op. Dit noemen we de hoofdketen van het molecuul. De naam van het molecuul eindigt met de naam van het alkaan dat evenveel koolstofatomen heeft als de hoofdketen. Benoem de zijtakken van de hoofdketen. De namen van deze zijketens eindigen op – yl en zijn afgeleid van de namen van de alkanen met evenveel koolstofatomen als de zijketen. Een zijketen van één C-atoom en drie H-atomen heet methyl, die met twee C-atomen heet ethyl, met drie C-atomen propyl, etc. Deze atoomgroepen noemen we algemeen alkylgroepen. Komt eenzelfde zijketen meermalen voor, dan gebruiken we de voorvoegsels: di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), enz. De namen van de zijketens vermelden we in alfabetische volgorde vóór de naam van de hoofdketen (ethyl- gaat voor methyl-), voorafgegaan door het nummer van het C-atoom waaraan hij is bevestigd. De voorvoegsels di-, tri-, enzovoort tellen daarbij niet mee. De hoofdketen nummeren we zodanig dat de zijketens een zo laag mogelijk plaatsnummer krijgen. Voorbeeld Naamgeving van drie isomeren met de molecuulformule C5H12

Cycloalkanen Cycloalkanen zijn verzadigde koolwaterstoffen met een ringvormige (gesloten) keten. De algemene formule is CnH2n . De namen van de cycloalkanen zijn afgeleid van de namen van de alkanen: de aanduiding cyclo plaatsen we vóór de alkaannaam die het aantal koolstofatomen in de ring aangeeft (zie BINAS tabel 66D). Het eenvoudigste cycloalkaan heeft drie C-atomen: cyclopropaan. Een cycloalkaan kan zijketens hebben, al of niet vertakt. Een zijketen komt dan in de plaats van een H-atoom. Structuurformules Structuurformules van enkele cycloalkanen Meestal geven we de C-H bindingen niet expliciet aan in de structuurformules. De formules worden daardoor een stuk overzichtelijker: de ringvormige koolstofstructuur is beter zichtbaar. Vereenvoudigde structuurformules van enkele cycloalkanen Ruimtelijke structuur Met behulp van computersimulaties kun je een beeld krijgen van de ruimtelijke bouw van de cycloalkanen: Molecuulstructuren (in de uitklaplijst onder Verzadigde alkanen (moet zijn: Verzadigde koolwaterstoffen) vind je meerdere cycloalkanen).

Verzadigde koolwaterstoffen Verzadigde koolwaterstoffen hebben uitsluitend enkelvoudige bindingen tussen de koolstofatomen. Hun ketens kunnen open (niet-cyclisch) of gesloten (cyclisch) zijn en we noemen ze alkanen respectievelijk cycloalkanen. Bij alkanen met vier of meer koolstofatomen is er sprake van isomerie: bij één molecuulformule zijn verschillende structuurformules mogelijk. Om isomeren van elkaar te onderscheiden is een systeem van naamgeving ingevoerd.

Alkanen Voor weergave van alkanen met lange ketens gebruiken we vaak vereenvoudigde structuurformules, bijvoorbeeld voor pentaan: CH 3 - CH 2  - CH 2 - CH 2  - CH 3     of    CH 3  - (CH 2 ) 3  - CH 3 Een voordeel van deze formules is dat ze kort en overzichtelijk zijn. Een nadeel van het gebruik van deze structuurformules is dat ze een slechte weergave geven van de ruimtelijke bouw van de moleculen. Ruimtelijke bouw Via de site Molecuulstructuren (zie 'Ruimtelijke structuur' in de Vakinhoud van deze paragraaf) en met behulp van molecuulmodellen kunnen we de leerlingen snel laten kennismaken met de ruimtelijke structuur van alkanen. In dit stadium is dat al heel wat. Als we er toch iets dieper op in willen gaan kan dat bijvoorbeeld op de manier die we hieronder beschrijven. Een volledige beschrijving is te vinden in de thema's 'Koolstofchemie' en 'Stereochemie'. Wanneer we ons in CH4  vlakken voorstellen door steeds drie H atomen, dan zien we een lichaam begrensd door vier gelijkzijdige driehoeken: een regelmatig viervlak of tetraëder (zie figuur). Het C-atoom bevindt zich in het zwaartepunt ('middelpunt') van de tetraëder. De vier bindingen van het C-atoom zijn gericht naar de hoekpunten van de tetraëder. De hoek tussen twee bindingen is 109,5o, de zogenoemde tetraëderhoek. Ruimtelijke structuur van methaan Indien er meer dan één C-atoom aanwezig is, blijft de tetraëdrische omringing van elk C-atoom behouden. Het gevolg is dat in een koolstofketen de atomen niet op een rechte lijn liggen, zoals in een structuurformule wordt gesuggereerd, maar op een zigzaglijn, onder hoeken van 109,5o. Daarom worden structuurformules van alkanen ook wel in een 'zig-zag'-vorm getekend: 'Zig-zag'-structuurformule van pentaan In feite is de 'zig-zag'-structuurformule een andere projectie van het gestrekte ruimtelijke molecuul. De rechte structuurformule krijg je als projectie als je de gestrekte keten over 90o om zijn lengte-as draait. De bindingen tussen de C-atomen zijn vrij draaibaar: de atomen kunnen ten opzichte van elkaar draaien. Hierdoor verandert het molecuul voortdurend van vorm. Dit kan het beste met modellen worden gedemonstreerd. Wanneer je moleculen bouwt met een doos 'atoommodellen', dan kun je zo’n molecuulmodel allerlei vormen geven doordat de atomen en groepen atomen draaibaar zijn om de bindingen. In werkelijkheid is dat ook zo (en een molecuulbouwdoos is een goed hulpmiddel om leerlingen inzicht te geven in zowel de ruimtelijke structuur van moleculen als de draaibaarheid binnen moleculen). Door de inwendige trillingen verandert het molecuul voortdurend van vorm. We schrijven een molecuul altijd in een rechte vorm; dan is het makkelijk te zien welk molecuul wordt bedoeld. Opgave De afstand tussen de middelpunten van twee C atomen in een alkaanmolecuul is steeds 0,154 nm. Is in een molecuul propaan de afstand tussen de middelpunten van het eerste en het derde C atoom groter dan, kleiner dan of gelijk aan 2 ´ 0,154 nm? (Eindexamenopgave HBS 1970.) Antwoord Door de hoek tussen twee C-C bindingen is de afstand kleiner dan 0,308 nm.

Isomerie Bij het tekenen van isomeren gebruiken we bijna altijd verkorte, rechte structuurformules, dus zonder de C-H bindingen te tekenen. Als je een aantal isomeren moet tekenen is het zelfs handiger om in het begin ook de H-atomen weg te laten. Je tekent dus eerst alleen maar het koolstofskelet van de verschillende isomeren en vult later de H-atomen aan (in verkorte vorm). Isomeren van pentaan Teken eerst de mogelijke koolstofskeletten: Koolstofskelet van de isomeren van pentaan Voeg nu de H-atomen toe: Verkorte structuurformules van de isomeren van pentaan Een nadeel van bovenstaande verkorte structuurformules is dat de suggestie zou kunnen ontstaan dat de H-atomen tussen de C-atomen in zitten of dat er sprake is van H2-moleculen. Om het eerste misverstand te voorkomen tekenen we de H-atomen ook wel buiten de keten, schuin of recht onder of boven het C-atoom. Het koolstofskelet blijft dan ook beter te onderscheiden: Verkorte structuurformules van de isomeren van pentaan met H-atomen buiten de keten getekend

Naamgeving In het begin is het voor leerlingen soms moeilijk om de langste keten te vinden. Dit kan voorkomen als de structuurformule nog niet gestrekt is getekend. Bijvoorbeeld als in de structuurformule van n-butaan een methylgroep als een zijgroep getekend is. Een leerling zou dan geneigd kunnen zijn om die structuur de naam 1-methylpropaan te geven. Een ander voorbeeld: 3-methylheptaan Een tip die voor de meeste leerlingen werkt: pak het molecuul vast bij de twee C-atomen die volgens jou de uiteinden zijn van de langste keten en trek het molecuul recht. Teken deze structuur met de zijgroepen onder een hoek van 90o en tel het aantal koolstofatomen in de gestrekte keten. Bij twijfel neem je twee andere koolstofatomen en doe je hetzelfde. Vergelijk dan de twee structuren en zie welke de langste keten heeft. In de tekening hierboven zie je wat er gebeurt als je de rode en de rose C als uiteinden ziet en de keten vervolgens rechttrekt. De blauwe C is nu een zijgroep. Parrallel aan deze oefening op papier is het aan te bevelen om hetzelfde te doen met molecuulmodellen.

Cycloalkanen Enkele dingen om op te wijzen: de ring van koolstofatomen is niet vlak (behalve natuurlijk in cyclopropaan); in cyclopropaan en cyclobutaan wijkt de bindingshoek tussen de C-atomen  nogal af van de tetraëderhoek. De ruimtelijke bouw is prima te zien op de site Molecuulstructuren, uitklaplijst Verzadigde alkanen (moet zijn: Verzadigde koolwaterstoffen). De afwijkende bindingshoek veroorzaakt ringspanning, waardoor een verhoogde reactiviteit kan ontstaan. In het thema 'Stereochemie' gaan we uitvoerig in op de ruimtelijke bouw.

Sk 06.02 Onverzadigde koolwaterstoffen

Onverzadigde koolwaterstoffen Onverzadigde koolwaterstoffen bevatten tenminste één dubbele of drievoudige binding tussen twee koolstofatomen. Tot de onverzadigde koolwaterstoffen behoren de alkenen (niet-cyclische en cyclische) en de alkynen (niet-cyclische en cyclische). Aromatische koolwaterstoffen vormen een speciale groep van onverzadigde cyclische koolwaterstoffen.

Alkenen Alkenen zijn niet-cyclische koolwaterstoffen met één dubbele binding tussen twee koolstofatomen. De algemene formule is: C n H2n . De namen van de alkenen zijn afgeleid van de overeenkomstige alkanen, door de uitgang – aan te veranderen in – een (zie BINAS tabel 66D). Structuurformules van etheen  C2H4 Structuurformules van propeen  C3H6 Isomerie Ook bij de alkenen treedt isomerie op: de dubbele binding kan op verschillende plaatsen zitten. De plaats waar de dubbele binding begint, geven we aan met het nummer van het C-atoom in het koolstofskelet, net als bij het aangeven van de plaats van een vertakking (zie 'Naamgeving' in de paragraaf Verzadigde koolwaterstoffen). Zo zijn er drie structuurformules van alkenen met de molecuulformule C4H8. De nummering van de dubbele binding wordt weer zo laag mogelijk gehouden. Structuurformules van de isomere alkenen met molecuulformule C4H8 Nog een isomeer (niet alkeen) met molecuulformule C4H8 is methylcyclopropaan. De algemene formule van alkenen is dezelfde als van de cycloalkanen. Alkenen zijn dus isomeer met cycloalkanen. Alkadiënen en alkatriënen Als er twee dubbele bindingen in het molecuul voorkomen, spreken we van een alka dieen en bij drie dubbele bindingen van een alka trieen . Enkele alkadiënen Cyclische moleculen Ook in cyclische moleculen kunnen dubbele bindingen voorkomen: cyclopropeen, cyclobuteen, cyclopenteen, cyclopentadieen, cycloheptatrieen. Enkele cyclische alkenen

Alkynen Alkynen zijn niet-cyclische koolwaterstoffen met één drievoudige binding tussen twee koolstofatomen. De algemene formule is: C n H2n-2. De namen van de alkynen worden afgeleid van de overeenkomstige alkanen, door de uitgang – aan te veranderen in – yn . Verder zijn de regels van toepassing als vermeld bij de alkenen. Het belangrijkste alkyn is C2H2 met de naam ethyn. Structuurformule: De oude naam voor ethyn is acetyleen. De stof dient als grondstof voor de bereiding van chemicaliën en als brandstof voor lasbranders. Ook in cyclische moleculen kunnen drievoudige bindingen voorkomen.

Aromatische koolwaterstoffen De aromatische koolwaterstoffen vormen een klasse apart. Deze koolwaterstoffen zijn afgeleid van de stof benzeen , C6H6. Structuurformules voor benzeen, C6H6 Aromaten De eerste twee structuren laten zien dat benzeen een stof zou zijn met drie dubbele bindingen op vaste plaatsen in het molecuul. Dit zou betekenen dat het benzeenmolecuul gewoon een drievoudig onverzadigd cyclisch koolwaterstof is. De chemische eigenschappen van benzeen verschillen echter sterk van de eigenschappen van andere onverzadigde koolwaterstoffen. Daarom noemen we benzeen en alle verbindingen die een of meer benzeenringen bevatten niet gewoonweg onverzadigde verbindingen maar aromatische verbindingen of aromaten . De bijzondere eigenschappen van benzeen leiden tot de conclusie dat de drie dubbele bindingen geen vaste plaats in het molecuul hebben, maar dat ze als het ware voortdurend cyclisch doorschuiven. Daarom is voor het benzeenmolecuul een aparte notatie afgesproken. In plaats van de drie streepjes tekenen we in de zesring een cirkel, die de zes niet-gelokaliseerde elektronen voorstelt. Een sterk vereenvoudigd symbool is een zeshoek met een cirkel erin. Fenylgroep Een benzeenring kan ook zijketens hebben, al of niet vertakt. Een zijketen komt dan in de plaats van een H-atoom. Als in een zijketen een speciale groep zit, zoals een dubbele binding, dan wordt de zijketen als hoofdketen beschouwd en de benzeenring als zijketen. De naam van de benzeenring als zijketen is fenyl . Opmerking: Alle koolwaterstoffen die geen benzeenstructuur bevatten en die dus niet aromatisch zijn, noemen we alifatische koolwaterstoffen .

Onverzadigde koolwaterstoffen Onverzadigde koolwaterstoffen bevatten tenminste één dubbele of drievoudige binding tussen twee koolstofatomen. Tot de onverzadigde koolwaterstoffen behoren de alkenen (niet-cyclische en cyclische) en de alkynen (niet-cyclische en cyclische). Aromatische koolwaterstoffen vormen een speciale groep van onverzadigde cyclische koolwaterstoffen.

Alkenen Ook bij de alkenen is de ruimtelijke bouw interessant en van belang, maar bespreking ervan gaat in de meeste gevallen te ver in dit stadium. In het thema 'Stereochemie' komt de ruimtelijke bouw uitvoerig aan de orde. Te vermelden wellicht: de afwijking van de tetraëderhoek; het ontbreken van vrije draaibaarheid rond de dubbele binding; de vlakke structuur van etheen. Het is zeker de moeite waard om Molecuulstructuren te bekijken (uitklaplijst onder Onverzadigde koolwaterstoffen). Ondanks de afwijkende ruimtelijke bouw tekenen we toch ook hier meestal gestrekte structuurformules met zijbindingen onder hoeken van 90o. Ook in verkorte structuurformules tekenen we de bindingen voor en na de dubbele binding lineair (zie de structuurformules bij 'Alkenen' van de Vakinhoud van deze paragraaf).

Aromatische koolwaterstoffen De benaming 'aromatisch' stamt uit de negentiende eeuw, toen men nog dacht dat alle geurige stoffen altijd benzeenringen bevatten. Benzeen en tolueen hebben een kenmerkende geur. Lang niet alle verbindingen die een chemicus aromatisch noemt zijn aromatisch in de dagelijkse zin van het woord, namelijk aangenaam ruikend. Voorkomen Aromatische verbindingen worden uit aardolie en steenkoolteer gewonnen. Aardolie bevat benzeen met en zonder alkylgroepen. Steenkool bestaat uit zeer grote moleculen waarin veel benzeenringen voorkomen. Bij verhitting van steenkool ontstaat steenkoolteer die behalve benzeen ook veel verbindingen met twee of meer benzeenringen bevat. Bij het kraken van olie ontstaan ook aromatische verbindingen. Gebruik Aromatische koolwaterstoffen gebruiken we vaak als grondstof voor de chemische industrie, maar ook als oplosmiddel. In het dagelijks leven kom je deze stoffen niet vaak tegen, afgezien van Polycyclische Aromatische Koolwaterstoffen (PAK's) in roet. Benzeen en afgeleide stoffen zijn schadelijk voor de gezondheid (kankerverwekkend). Benzeen zelf is een kleurloze vloeistof met een kenmerkende iets zoetige geur. Sommige lijmsoorten bevatten tolueen (methylbenzeen) of xyleen (dimethylbenzeen) als oplosmiddel.

Sk 06.03 Fossiele brandstoffen

Fossiele brandstoffen Fossiele brandstoffen zijn ontstaan uit resten van voorhistorische planten en dieren, die bedolven raakten onder aardkorstlagen. Onder invloed van hoge druk en temperatuur traden reacties op, waarbij het organisch materiaal zuurstof- en waterstofatomen verloor en het koolstofgehalte toenam. Steenkool ontstond in een moerassige omgeving uit plantaardig materiaal. Aardolie, een ingewikkeld mengsel van koolwaterstoffen, is ontstaan vanuit plantaardige en dierlijke resten op de zeebodem. Aardgas bestaat voornamelijk uit methaan; het is een bijproduct van de vorming van steenkool en van aardolie. Bron: EOS, juni 2007

Steenkool In een moerassige omgeving raakt fossiel plantaardig materiaal afgeschermd van lucht, waardoor geen rotting op kan treden. Onder dergelijke omstandigheden ontstaat veen . Turf, een brandstof die in Nederland nog in de eerste helft van de 20e eeuw werd gebruikt, is gedroogd veen. Turfstekers in De Peel Door afzettingen van zand- en leemlagen raakte het veen steeds dieper onder de grond. Met toenemende blootstelling aan hoge druk en temperatuur vindt een omzetting plaats van veen via bruinkool naar steenkool en anthraciet. De kleur van het materiaal wordt tijdens de transformatie donkerder, het koolstofgehalte neemt toe. Anthraciet is een steenkoolsoort die uit vrijwel zuivere koolstof bestaat. Uiteindelijk ontstaat zuivere koolstof, grafiet . Samenstelling steenkool Steenkool bestaat uit grote macromoleculen. De gemiddelde steenkool heeft als samenstelling: CH0,8O0,05. Deze formule geeft aan dat per 100 C-atomen in steenkool 80 H-atomen en 5 O-atomen aanwezig zijn. In aardolie is de verhouding C : H ongeveer 100 : 170, in aardgas 100 : 400. Nadelen gebruik steenkool Steenkool kunnen we, chemisch gezien voor verbrandingsreacties, ruwweg opvatten als koolwaterstoffen. Het bezwaar is, dat het vast is en niet vloeibaar te maken door smelten. Daardoor is het lastig te verbranden. En het moet diep onder de grond worden gedolven: een vuil, onaangenaam en gevaarlijk karwei. Steenkool bevat ook wat zwavel- en stikstofverbindingen, naast een aantal andere verontreinigingen. Deze zijn van belang voor de milieu-aspecten van het gebruik van steenkool. Bij verbranding ontstaat bijvoorbeeld vrij veel zwaveldioxide (zie 'Aardgas' in deze paragraaf). Bovendien bevat steenkool altijd onbrandbare bestanddelen, voornamelijk klei en zand, die tijdens de vorming tussen de plantenresten zijn geraakt. Na verbranding blijven deze onbrandbare delen achter als as. Cokes Als we steenkool afgesloten van de lucht verhitten, ontwijken de vluchtige bestanddelen en treedt thermolyse van de macromoleculen op. Er blijft koolstof over, die we cokes noemen. De installatie heet een cokesoven. Vóór de ontdekking van het aardgas in Groningen stonden in veel plaatsen in Nederland gasfabrieken. Daar werd 'gas' gemaakt voor huishoudelijk gebruik (een mengsel van CO en H2). Grondstof voor deze productie was cokes. Door hoog verhitte cokes werd hete stoom geleid. De volgende chemische reactie vindt dan plaats: Steenkolenvergassing De steenkoolvoorraden in de wereld zijn erg groot; er is genoeg voor honderden jaren. Gewoon verbranden in kachels en ovens veroorzaakt echter (te) ernstige luchtverontreiniging. Daarom zoekt men naar andere manieren om deze brandstofvoorraden te gebruiken. Eén manier is steenkolenvergassing. In principe komt dit proces neer op de zojuist genoemde reactie met hete stoom in de gasfabriek. Bovengronds worden gedolven en fijngemaakte kolen vaak al zo behandeld, maar in principe kan steenkool ook ondergronds al op deze manier worden vergast. De reactie van stoom met koolstof, of met koolstofverbindingen, wordt in de industrie algemeen op grote schaal gebruikt voor de bereiding van 'synthesegas' of 'syngas'.

Aardolie Aardolie (ook wel 'ruwe olie' genoemd) is een vloeibaar mengsel van meer dan 100 000 verschillende stoffen. Veruit de meeste stoffen zijn koolwaterstoffen met een aantal koolstofatomen per molecuul dat varieert van 1 tot ruwweg 50. De samenstelling varieert sterk per vindplaats, maar is globaal als volgt: ruim de helft alkanen (vertakt en onvertakt); ongeveer 10 % aromaten (ook zeer complexe, met vele aan elkaar verbonden benzeenringen); de rest cycloalkanen (vooral cyclopentaan en cyclohexaan). In aardolie komen alkenen niet of nauwelijks voor; alkynen zijn geheel afwezig. Behalve koolwaterstoffen bevat aardolie ook altijd een geringe hoeveelheid koolstofverbindingen met zuurstof, zwavel en stikstof. Gewoonlijk zijn ook sporen van metaalverbindingen aanwezig. Oliesoorten De kleur van aardolie kan, afhankelijk van de vindplaats, variëren van lichtgeel tot bijna zwart. Er zijn oliesoorten die zo taai en stroperig zijn als pek, er zijn ook oliesoorten die doorzichtig zijn en zo dun als water. De aardolie die in Nederland en op de Noordzee wordt gewonnen is een donkerbruine, tamelijk dunne vloeistof.

Aardgas Aardgas bestaat voornamelijk uit methaan, met een wisselend gehalte aan stikstof en – afhankelijk van de vindplaats – geringe hoeveelheden andere alkanen (ethaan, propaan, butaan en pentaan). Er bestaan ook bronnen waarvan het aardgas gasvormige zwavelverbindingen bevat. De consequentie is dat zwaveldioxide, een kleurloos gas met formule SO2, één van de verbrandingsproducten is. Zwaveldioxide is een belangrijke luchtvervuiler. Het lost op in water en deze oplossing is 'zuur'. Zwaveldioxide is geenszins reukloos. De geur is scherp en prikkelend. Sommige mensen zijn er zelfs allergisch voor. De geur kunnen we ruiken bij het afsteken van een lucifer. Daarbij ontstaat ook een klein beetje SO2, doordat de kop zwavel bevat. Een voorbeeld van een brandbare zwavelverbinding is het gas H2S, waterstofsulfide (ook wel eens met de ouderwetse naam 'zwavelwaterstof' aangeduid). Volledige verbranding van waterstofsulfide levert de reactieproducten H2O en SO2(g). De Groningse 'gasbel' Nederland bezit grote voorraden aardgas. De 'gasbel' in de bodem onder Slochteren, in de provincie Groningen, is een van de grootste ter wereld. Bij de ontdekking in 1960 was de voorraad 4000 miljard m3; eind 2005 was er 1500 miljard m3 voorradig. Aardgas is een belangrijke energiebron, zowel voor de huishoudens als voor de industrie: het wordt verbrand. Daarbij gaat het uiteraard om de warmte die vrijkomt bij deze reactie. De verbrandingswarmte van Gronings aardgas is 32 000 kJ m-3 en deze hangt samen met de samenstelling ervan: 81,8 % methaan, 14 % stikstof, 2,7 % ethaan en verder nog geringe hoeveelheden andere alkanen (propaan, butaan en pentaan). Het is een 'schoon' aardgas doordat er vrijwel geen zwavelverbindingen in voorkomen: bij optimale verbranding ontstaan uitsluitend CO2 en H2O. Explosie en explosiegrenzen Voor aardgas, maar ook voor flessengas (butagas of propagas), is het belangrijkste gevaar de kans op explosie. Een explosie is een plotselinge, uiterst snelle verbranding. Deze is mogelijk wanneer een brandbare stof en zuurstof goed gemengd zijn, zodat bij een ontsteking de reactie in de hele ruimte vrijwel tegelijk kan gebeuren. Alle reactiewarmte komt dan in een heel korte tijd vrij en de verbrandingsgassen zetten daardoor heel snel uit. De verhouding gas/zuurstof hoeft niet gelijk te zijn aan de verhouding die de coëfficiënten van de reactievergelijking geven. Er zijn explosiegrenzen. Zo kan een aardgas-lucht mengsel exploderen als het percentage aardgas ligt tussen 5 en 15 %; onder 5 % is er te weinig gas, boven 15 % is er te weinig zuurstof.

Fossiele brandstoffen Fossiele brandstoffen zijn ontstaan uit resten van voorhistorische planten en dieren, die bedolven raakten onder aardkorstlagen. Onder invloed van hoge druk en temperatuur traden reacties op, waarbij het organisch materiaal zuurstof- en waterstofatomen verloor en het koolstofgehalte toenam. Steenkool ontstond in een moerassige omgeving uit plantaardig materiaal. Aardolie, een ingewikkeld mengsel van koolwaterstoffen, is ontstaan vanuit plantaardige en dierlijke resten op de zeebodem. Aardgas bestaat voornamelijk uit methaan; het is een bijproduct van de vorming van steenkool en van aardolie.

Aardolie In Nederland wordt op enkele plekken aardolie gewonnen. Het bekendste is het veld bij Schoonebeek, Drenthe, waar een zeer viskeuze olie wordt opgepompt, die per trein naar Rotterdam wordt vervoerd. Alle ruwe olie gaat naar een raffinaderij. (Raffineren betekent zuiveren, letterlijk 'verfijnen'.) In Rotterdam-Europoort bevindt zich de grootste concentratie van olieraffinaderijen ter wereld. Daar wordt ook de prijs van de dag, in US-dollars per barrel, vastgesteld, op de 'spot-markt'. Voor de komst van de auto was petroleum (kerosine, vroeger ook lampolie geheten) het belangrijkste product uit aardolie en werd de benzinefractie als afval afgefakkeld (verbrand). Tegenwoordig is de vraag naar benzine zo groot, dat alleen destillatie van aardolie niet genoeg zou opleveren. Immers de samenstelling van de ruwe olie is een gegeven, en de meeste olies bestaan voor zo’n 70 % uit de zware fracties gasolie en residu. In de paragraaf 'Aardolieproducten' zullen we zien hoe daar door chemische ingrepen wat aan te doen is. In die paragraaf behandelen we ook de raffinage en verdere verwerking van aardolieproducten.

Aardgas Rond het thema aardgas zijn vele contexten beschikbaar. Het verbruik door een huishouden is een voorbeeld. Ook milieuaspecten bij de verbranding van aardgas en energiebesparing zijn toepasselijke thema's. Huishoudelijk gebruik In alle huizen van ons land wordt aardgas verbrand, gemiddeld ca. 1650 m 3 (in 2006) per jaar per huishouden (de spreiding in het gebruik is overigens groot). Het leeuwendeel van het gas (1200 m 3 in 2006), wordt gebruikt om het huis te verwarmen, meestal via het water in de centrale verwarming. Op de tweede plaats komt het verwarmen van water voor badkamer en keuken (400 m 3 in 2006). In woningen die moeilijk op het aardgasnet aangesloten kunnen worden, gebruikt men meestal flessengas (butagas of propagas). Enkele van de vele webadressen over energie en milieu: energie.nl  (Energieonderzoek Centrum Nederland) en milieucentraal.nl  ("alles over energie en milieu in het dagelijks leven"). Proef: Explosie van een aardgas/lucht mengsel De explosiviteit van een brandbaar gas kunnen we als volgt spannend demonstreren: Neem een blik met een klemdeksel, bijvoorbeeld een oud verfblik. Maak in het deksel een klein gaatje en in de bodem een groter gat. Spoel met een slang via het gat in de bodem gas door het blik, om zo alle lucht te verdrijven en het blik geheel met brandbaar gas te vullen. (Let op: alleen gas, geen gas-lucht mengsel!) Zet het blik dan rechtop neer, op zo'n manier dat het gat in de bodem vrij is. Houd een vlammetje bij het gaatje in het deksel: het gas dat uit het blik komt gaat daar branden. Kijk dan op een afstand van minstens twee meter van opzij toe wat verder gebeurt. De finale kan enkele minuten op zich laten wachten. Probeer de gebeurtenissen te verklaren.

Sk 06.04 Aardolieproducten

Aardolieproducten Aardolie vormt – als mengsel van duizenden koolwaterstoffen – niet alleen een belangrijke bron voor uiteenlopende brandstoffen, maar ook voor grondstoffen die van belang zijn voor de fabricage van plastics, wasmiddelen en vele andere producten. Om de brandstoffen te verkrijgen is het noodzakelijk om het aardoliemengsel te scheiden in een aantal fracties (aardolieraffinage). Om de grondstoffen te maken 'kraakt' men bepaalde fracties (thermolyse van grote moleculen tot kleine moleculen) en zuivert men de stoffen voor verdere bewerking (petrochemische industrie). KraakinstallatieBron: Petrucci, General Chemistry

Aardolieraffinage Aardolie bewerken we in raffinaderijen . Raffineren betekent eigenlijk zuiveren. Door middel van destillatie scheiden we de olie in verschillende fracties. Een aardoliefractie is een bepaald mengsel met een van te voren gekozen, beperkt kooktraject. We spreken daarom van een gefractioneerde destillatie (zie ook 'Destilleren' in het thema 'Mengsels en scheidingsmethoden'). Het kookpunt van koolwaterstoffen neemt toe met de grootte van de moleculen, met het aantal C-atomen per molecuul. De stroperigheid van koolwaterstoffen neemt eveneens toe met de grootte van de moleculen. Een destillatiekolom , ook fractioneerkolom genoemd, kunnen we opvatten als een installatie (enkele tientallen meters hoog!) waarin een groot aantal destillaties na elkaar plaats vinden. De ruwe olie wordt verhit tot 350 °C en in de kolom gepompt. De temperatuur in de kolom loopt van boven naar beneden geleidelijk op (bovenin wordt gekoeld, onderin sterk verhit). Door op verschillende kolomhoogten de gecondenseerde damp af te tappen, verkrijgen we fracties die bestaan uit stoffen van vergelijkbare molecuulgrootte. Voor het aftappen spelen schotellagen en borrelkappen een grote rol: Destilleren van ruwe aardolie, Bron Aardoliefracties Naam fractie Aantal C-atomen per molecuul Kooktraject (°C) Toepasssing gas C1-C4 350 teerproducten; asfalt C25 > 350 teerproducten; asfalt De belangrijkste fracties uit aardolie Samenstelling aardoliefracties De samenstelling van aardoliefracties geven we meestal aan met het aantal C-atomen per molecuul. Zo noemen we de gasfractie ook wel de C1-C4 fractie en het residu de C25+ fractie. Het residu is, bij 350 oC, niet vluchtig. Gasolie, stookolie en het residu noemen we ook wel de 'zware' fracties. De aardoliefracties zijn, in tegenstelling tot ruwe olie, wel toepasbaar voor diverse doeleinden. Het overgrote deel, 90 %, van de totale hoeveelheid ruwe olie die door raffinaderijen wordt bewerkt, gebruiken we als brandstof voor auto’s, schepen, vliegtuigen, elektriciteitscentrales en industrie. Slechts 10% dient als grondstof voor de chemie (zie 'Petrochemische industrie' in deze paragraaf). Het is niet nodig om zuivere stoffen te gebruiken als brandstof. Mengsels voldoen, mits deze beantwoorden aan bepaalde eisen die verband houden met vluchtigheid, kooktraject, stroperigheid (viscositeit), ontbrandingstemperatuur en verbrandingssnelheid. Benzine bijvoorbeeld mag niet te vluchtig zijn, maar ook niet te stroperig. Het blijkt dat een kooktraject van ruwweg 40 tot 180 °C voor auto's in ons klimaat goed voldoet.

Petrochemische industrie De petrochemische industrie is de industrie die uitgaat van chemicaliën die indirect afkomstig zijn uit aardolie. Aardolie bevat geen alkenen. In de petrochemische industrie is echter een grote vraag naar alkenen, als grondstoffen voor plastics, wasmiddelen en vele andere producten. De meeste aardoliesoorten bevatten ook relatief veel zware fracties, terwijl er veel vraag is naar lichte fracties, zoals benzine. Kraken Door kraken van bepaalde aardoliefracties ontstaan uit stoffen met grote moleculen een groot aantal stoffen met kleine moleculen, waaronder veel alkenen. Kraken vindt plaats bij hoge temperatuur, uiteraard zonder toetreding van lucht. In feite is het een gedeeltelijke thermolyse. De manier waarop de grote moleculen in stukken breken is volstrekt willekeurig. Met behulp van selectieve katalysatoren kan men het proces tegenwoordig nauwkeurig sturen, zodat het breken minder willekeurig plaatsvindt. Hoe breek je grotere moleculen in kleinere? Bron Bij het kraken van nafta ontstaan onder meer etheen en propeen. Een octaanmolecuul kan bijvoorbeeld in drie stukken breken: een etheen-, een propaan- en een propeenmolecuul. Etheen en propeen zijn de grondstoffen voor de productie van respectievelijk de plastics polyetheen en polypropeen. Voorbeeld van een kraakreactie van octaan Bij het kraken van zware fracties ontstaan lichtere fracties en krijg je de grondstof voor de productie van benzine. Polyetheen en polypropeen Polyetheen en polypropeen zijn synthetische polymeren , polymeren die in chemische fabrieken zijn gemaakt. Ze behoren tot de plastics of kunststoffen . Polymeren bestaan uit zeer grote ketenvormige moleculen (macromoleculen), die zijn opgebouwd uit een of meer repeterende brokstukken. Een polymeermolecuul kan je vergelijken met een halsketting, die bestaat uit aaneengeregen kralen. Etheenmoleculen kunnen zich aaneenrijgen tot een polyetheenmolecuul. Polyetheen is de plastic met het grootste productievolume. We passen het veel toe als verpakkingsmateriaal, bijvoorbeeld plastic zakken en flessen. Uit propeen ontstaat de plastic polypropeen. Polypropeen heeft heel andere materiaaleigenschappen dan polyetheen; het is veel harder en stugger. We passen het toe in vloerbedekking en in plastic buizen en pijpen.

Aardolieproducten Aardolie vormt – als mengsel van duizenden koolwaterstoffen – niet alleen een belangrijke bron voor uiteenlopende brandstoffen, maar ook voor grondstoffen die van belang zijn voor de fabricage van plastics, wasmiddelen en vele andere producten. Om de brandstoffen te verkrijgen is het noodzakelijk om het aardoliemengsel te scheiden in een aantal fracties (aardolieraffinage). Om de grondstoffen te maken 'kraakt' men bepaalde fracties (thermolyse van grote moleculen tot kleine moleculen) en zuivert men de stoffen voor verdere bewerking (petrochemische industrie).

Petrochemische industrie Een belangrijk product uit de petrochemische industrie is benzine, dat we gebruiken in verbrandingsmotoren. De benzinemotor In de cilinder(s) van een benzinemotor wordt een mengsel van lucht en benzinedamp (beter gezegd: benzinenevel) door de zuiger samengeperst. Een vonk van de bougie start de verbranding, die heel snel en heel heftig gaat: een explosie. Door de ontstane hitte zetten de verbrandingsgassen in volume uit en wordt de zuiger weggeslagen. Deze beweging wordt via de krukas omgezet in een draaiende beweging. Aan de hand van schitterende animaties kun je bestuderen hoe de vrijkomende energie een auto kan laten rijden. LuchtverontreinigingStikstofoxiden (NOx) hebben een prikkelende geur en ze zijn schadelijk voor onze gezondheid. Als bestanddeel van de uitlaatgassen komen ze in de atmosfeer en daar kunnen ze onder invloed van zonlicht allerlei reacties aangaan; NOx is zodoende een luchtvervuiler. Tegenwoordig moeten de uitlaatgassen van een auto door een 'katalysator'. Daardoor wordt de emissie van koolwaterstoffen, CO en NOx minder.

Chemische binding Chemische binding is de wijze waarop deeltjes (atomen, ionen, moleculen) in een stof aan elkaar zijn gebonden. Het bindingstype (microscopisch niveau), dat vooral wordt bepaald door de elektronenconfiguratie van atomen, is in hoge mate bepalend voor de fysische eigenschappen van een stof (macroscopisch niveau). Op basis van deze stofeigenschappen kunnen we stoffen indelen in vier soorten: zouten, metalen, moleculaire stoffen en netwerkstoffen. Verschillende uitgaven van het beroemde boek van Linus Pauling:The Nature of the Chemical Bond (1947) Bron: Special Collections Staff - Jason Hughson

Sk 07.01 Atoombouw

Elektronenconfiguratie De elektronen in een atoom kunnen zich slechts in bepaalde schillen bevinden: er is structuur in de elektronenwolk. De verdeling van de elektronen over de schillen noemen we de elektronenconfiguratie van een atoom. Er is een direct verband tussen de elektronenconfiguratie van een atoomsoort en de plaats van de atoomsoort in het periodiek systeem. De chemische binding tussen atomen komt tot stand omdat de atomen streven naar een edelgasconfiguratie. Dit kan op twee manieren: door vorming van ionen of door vorming van atoombindingen. Periodiek systeem

Structuur in de elektronenwolk Een atoom is opgebouwd uit een positief geladen kern met daaromheen een negatief geladen elektronenwolk (zie 'Atoommodel van Rutherford' in het thema 'Atomen en moleculen'). In 1913, enkele jaren na Rutherford, kwam de Deense geleerde Niels Bohr met een bepaalde structuur voor deze elektronenwolk. Het atoommodel van Bohr beschrijft een atoom als een soort mini-zonnestelsel: rondom de kern cirkelen elektronen in banen met verschillende diameter, zoals planeten die in verschillende banen rondom de zon bewegen. Deze banen noemde hij 'schillen'. Over die schillen zegt Bohr’s model het volgende: Elke schil komt overeen met een bepaalde energie. Per schil is plaats voor slechts een bepaald aantal elektronen, waarbij het maximum afhankelijk is van het type schil. De eerste ('binnenste') schil kan maximaal 2 elektronen bevatten, de tweede maximaal 8, de derde maximaal 18 en de vierde schil maximaal 32. De verdeling van de elektronen over de schillen noemen we de elektronenconfiguratie van een atoom. In de tabel onder de + knop zijn de elektronenconfiguraties van de eerste twintig atoomsoorten weergegeven. Periode in periodiek systeem Aantal schillen per atoom Atoom- nummer Symbool Kernlading Aantal elektronen in schil 1  2  3  4 1 1 1 H 1+ 1     2 He 2+ 2 2 3 3 Li 3+ 2  1     4 Be 4+ 2  2     5 B 5+ 2  3     6 C 6+ 2   4     7 N 7+ 2  5     8 O 8+ 2  6     9 F 9+ 2  7     10 Ne 10+ 2  8 3 3 11 Na 11+ 2  8  1     12 Mg 12+ 2  8  2     13 Al 13+ 2  8  3     14 Si 14+ 2  8  4     15 P 15+ 2  8  5     16 S 16+ 2  8  6     17 Cl 17+ 2  8  7     18 Ar 18+ 2  8  8 4 4 19 K 19+ 2  8  8  1     20 Ca 20+ 2  8  8  2 Een andere manier om de elektronenconfiguraties weer te geven is die met tekeningen, waarin we de schillen voorstellen als concentrische cirkels met de atoomkern als middelpunt. De elektronenconfiguratie van ieder element is uitgebreid te vinden op Webelements, door een element te kiezen en vervolgens te kijken bij 'electronic properties'.

Periodiek systeem en elektronenconfiguratie De elektronenconfiguratie, met name het aantal elektronen in de buitenste schil, bepaalt de chemische eigenschappen van een atoom. Deze elektronen noemen we ook wel valentie-elektronen . De valentie-elektronen zijn betrokken bij de vorming van bindingen tussen atomen. Verband tussen groep en atoombouw In het periodiek systeem zijn juist die elementen in een groep samengebracht, die hetzelfde aantal valentie-elektronen hebben. Hierdoor bezitten de elementen uit één groep overeenkomstige chemische eigenschappen. Voor een atoomsoort kunnen we de elektronenconfiguratie afleiden uit het periodiek systeem: Het atoomnummer geeft het totaal aantal elektronen aan. Het nummer van de periode komt overeen met het nummer van de buitenste schil. Het nummer van de groepen 1 en 2 en de groepen 13 tot en met 18 bepaalt het aantal valentie-elektronen. Van de atoomsoorten uit de groepen 3 tot en met 12 kunnen we het aantal valentie-elektronen niet ondubbelzinnig afleiden uit het periodiek systeem. Nummer groep Aantal valentie- elektronen 1 1 2 2 13 3 14 4 15 5 16 6 17 7 18 8 Verband tussen periode en atoombouw Periode 1 bestaat uit twee atoomsoorten, H en He. H heeft atoomnummer 1 en heeft dus 1 elektron. He, met atoomnummer 2, heeft 2 elektronen in de eerste schil. Daarmee is de eerste schil vol. In periode 2 wordt van Li (nr. 3) tot en met Ne (nr. 10) de tweede schil opgevuld. Het Li- atoom heeft 1 elektron in de tweede schil, het Ne-atoom 8. Voor de periode 1 en 2 geldt dus: het aantal atoomsoorten is gelijk aan het maximale aantal elektronen in de eerste respectievelijk de tweede schil. In periode 3 is de derde schil de buitenste schil. Het Na-atoom (nr. 11) heeft 1 elektron in de derde schil, het Ar-atoom (nr. 18) 8. Daarna begint periode 4, terwijl de derde schil nog niet vol is! Voor periode 3 geldt dus: het aantal atoomsoorten (8) is niet gelijk aan het maximaal aantal elektronen in de derde schil (18). In periode 4 is de vierde schil de buitenste schil. Bij K (nr. 19) en Ca (nr. 20) bevinden zich 1 respectievelijk 2 elektronen in de vierde schil. Bij de verdere opbouw van periode 4, wordt eerst de meer naar binnen gelegen derde schil opgevuld met 10 elektronen (atoomsoorten Sc tot en met Zn). Daarna wordt de vierde schil verder gevuld. Bij Kr bevat de buitenste, vierde schil dan 8 elektronen. Na Kr begint de vijfde periode, terwijl de vierde schil nog niet vol is! De afwijkende opvulling van de derde, de vierde en ook de hogere schillen is een gevolg van het feit dat de schillenopbouw ingewikkelder is dan hiervoor is besproken. Elektronenschillen zijn eigenlijk onderverdeeld in subschillen. (zie tabblad 'Verdieping' van deze paragraaf). Voor verklaring van de eigenschappen van atomen, is deze onderverdeling echter niet van belang. Energie Bij iedere schil hoort een bepaalde energie, die in hoofdzaak wordt bepaald door de afstand tot de kern. De eerste schil heeft de laagste energie. De schillen worden gevuld vanaf de laagste energie. De elektronen in een atoom worden zodanig over de schillen verdeeld, dat de totale energie van het atoom zo laag mogelijk is. Door onderlinge elektronenafstoting is de totale energie van een atoom in de derde en hogere schillen niet meer alleen afhankelijk van de afstand tot de kern. Dat is de reden dat elektronen in een volgende schil terechtkomen, terwijl de meer naar binnen gelegen schil nog niet vol is (voor het eerst bij de atoomsoort K). Daarom betekent het einde van de derde en hogere perioden niet automatisch dat dan ook de schil vol is.

Edelgasconfiguratie Elke periode eindigt met een edelgas. Edelgassen hebben een volle buitenste schil, die 8 elektronen bevat (2 voor He). Een dergelijke situatie is zeer stabiel, zodat ze geen bindingen aangaan met andere atomen; ze zijn inert (niet-reactief). We noemen een elektronenverdeling als van een edelgas een edelgasconfiguratie. De octetregel stelt dat het aantal elektronen in de buitenste schil van een atoom niet meer dan acht kan bedragen. Uitzondering hierop is waterstof, met maximaal twee elektronen. Bij de vorming van bindingen tussen atomen verandert er alleen iets in de buitenste schil van de betrokken atomen. Een atoom zal zodanig veranderen, dat het een edelgasconfiguratie krijgt, of deze zo dicht mogelijk benadert. Er zijn twee manieren waarop een atoom een edelgasconfiguratie kan bereiken: door vorming van een ion (zie 'Ionen: atomen met een lading') of door vorming van (polaire) atoombindingen (zie de paragraaf 'Bindingstypen').

Ionen: atomen met een lading Een ion is een atoom (of atoomgroep) met een elektrische lading. Een positief ion ontstaat als een atoom één of meer elektronen afstaat. Een negatief ion ontstaat als een atoom één of meer elektronen extra opneemt. In een ion is het aantal elektronen dus niet gelijk aan het aantal protonen. Metaalatomen kunnen uitsluitend positieve ionen vormen. Niet-metaalatomen vormen negatieve ionen. Door vorming van ionen krijgen de atomen een stabiele edelgasconfiguratie , een elektronenverdeling waarbij de buitenste schil vol is. Grootte van de lading Het aantal elektronen in de buitenste schil, de valentie-elektronen, bepaalt de lading van het ion. De lading die het ion krijgt in een verbinding noemen we elektrovalentie of kortweg valentie . De lading van het ion zetten we rechts boven het symbool van de atoomsoort. Voor ionen die ontstaan uit de atomen van de elementen uit de groepen 1, 2 en 13 tot en met 18 in het periodiek systeem is de valentie gemakkelijk te voorspellen. Deze ionen hebben namelijk alle een edelgasconfiguratie. Nummer groep Valentie 1 1 + 2 2 + 13 3 + 14 4 + 15 3 – 16 2 – 17 1 – 18 0 De ladingen die de atomen uit de groepen 4 tot en met 12, metaalatomen dus, krijgen, zijn meestal niet af te leiden uit het periodiek systeem. De atomen uit de groepen 4 tot en met 12 vormen in reacties ook positieve ionen, maar die hebben meestal geen echte edelgasconfiguratie. Dit hangt samen met het feit dat de elektronenschillen veel ingewikkelder van structuur zijn dan hier is uitgelegd. De ladingen die de ionen uit deze groepen krijgen, zijn meestal niet af te leiden uit het periodiek systeem. Bovendien kunnen deze atomen vaak meer dan één soort ionen vormen. Zo kunnen ijzeratomen zowel tweewaardige als driewaardige ionen vormen: Fe2+ en Fe3+. Hoe het komt dat beide ionsoorten stabiel zijn, is niet eenvoudig te verklaren en daar gaan we hier niet op in.

Elektronenconfiguratie De elektronen in een atoom kunnen zich slechts in bepaalde schillen bevinden: er is structuur in de elektronenwolk. De verdeling van de elektronen over de schillen noemen we de elektronenconfiguratie van een atoom. Er is een direct verband tussen de elektronenconfiguratie van een atoomsoort en de plaats van de atoomsoort in het periodiek systeem. De chemische binding tussen atomen komt tot stand omdat de atomen streven naar een edelgasconfiguratie. Dit kan op twee manieren: door vorming van ionen of door vorming van atoombindingen. Periodiek systeem

Elektronenwolk Het aantrekkelijke van Bohrs model was, dat het leek op de banen van planeten om de zon. Alsof het onvoorstelbaar grote van het heelal zich herhaalt in het onvoorstelbaar kleine van het atoom. De meeste (populaire) tekeningen van atomen lijken op dit 'planetenmodel' : rondom de kern cirkelen elektronen in banen met verschillende diameter. Deze banen moeten we echter niet te letterlijk nemen. Volgens de huidige (quantummechanische) atoommodellen is het beter om te spreken van 'gebieden' rond de atoomkern waarin de kans dat zich daar een elektron bevindt groot is (zie tabblad 'Verdieping'). Het zijn de elektronen in de buitenste schil van een atoom die betrokken zijn bij de binding tussen atomen. Mogelijke misconcepten Over elektronenschillen bestaan een paar al te simpele voorstellingen: Een elektronenschil is als een eierschaal: dun en hard. Een elektronenwolk is als een regenwolk: de elektronen vormen de druppeltjes van de wolk.

Overgangsmetalen Het verband tussen de plaats in het periodiek systeem en de elektronenconfiguratie is moeilijk voor de elementen in de groepen 3 -12. Onder het tabblad 'Verdieping' gaan we hier uitvoerig op in. Hier is alvast een voorproefje voor de liefhebbers: Voor de atoomsoorten in de groepen 3 - 12 wordt een baan gevuld die, per periode, plaats biedt aan 10 elektronen. Deze 4 maal 10 elementen heten met een ouderwets woord overgangsmetalen. Moderner is: d-elementen, naar de d-elektronenbanen die dan worden opgevuld. In de 6e en in de 7e periode wordt twee keer een f-subschil gevuld die plaats biedt aan 14 elektronen. De elementen 58-71 (4f) heten de lanthaniden (of zeldzame aarden) en de elementen 90-103 (5f) de actiniden.

Elektronenconfiguratie Het schillenmodel van Bohr is later verfijnd met behulp van een quantumchemisch atoommodel . Elektronenschillen zijn eigenlijk onderverdeeld in subschillen en binnen die subschillen zijn er verschillende elektronenbanen, in het Engels orbitals . Er bestaan vier soorten subschillen, die met letters worden aangegeven: s, p, d en f. Iedere subschil is weer onderverdeeld in een bepaald maximum aantal banen die ieder maximaal twee elektronen kunnen bevatten. Deze maxima zijn voor een s-subschil 1 baan (maximaal 2 elektronen), voor een p-subschil 3 banen (maximaal 6 elektronen), voor een d-subschil 5 banen (maximaal 10 elektronen), en voor een f-subschil 7 banen (maximaal 14 elektronen). Volgens dit model bestaat de eerste schil alleen uit een s-subschil en kan dus maximaal 2 elektronen bevatten. De tweede schil bestaat uit een s- en een p-subschil en kan maximaal 2 + 6 = 8 elektronen bevatten. De derde schil bestaat uit een s-, een p- en een d-subschil en kan maximaal 2 + 6 + 10 = 18 elektronen bevatten. De vierde schil bestaat uit een s-, een p-, een d- en een f-subschil en kan maximaal 2 + 6 + 10 + 14 = 32 elektronen bevatten. Volgorde opvulling elektronenschillenBron: McMurry & Fay, Chemistry De energie van een elektron wordt in hoofdzaak bepaald door het nummer van de schil, maar in een s-baan is de energie lager dan in een p-baan, en deze is weer lager dan in een d-baan, etc. Nadat van de derde schil de p-subschil vol is (totaal 8 elektronen in s en p), komt het volgende elektron niet in de d-subschil, maar in de s-subschil uit de vierde schil. De reden is dat de energie van de vierde s-subschil lager is dan de energie van de derde d-subschil. Er begint in het periodiek systeem een nieuwe periode! Vanaf het kaliumatoom is de buitenste schil dus de vierde schil, terwijl de derde, meer naar binnen gelegen schil nog niet vol is. Bij Ca bevinden zich twee elektronen in de vierde s-subschil en is deze vol. Bij de verdere opbouw wordt de d-subschil (totaal 10 elektronen) van de derde schil gevuld en niet de p-subschil uit de vierde schil. De opvulling van de derde d-subschil gebeurt bij de atomen met de atoomnummers 21 tot en met 30. Daarna wordt de p-subschil van de vierde schil verder opgevuld. Als deze p-subschil vol is (bij Kr) komt het volgende elektron in de vijfde schil terecht (Rb). Samengevat In de eerste periode van het periodiek systeem wordt de eerste schil gevuld (1s, 2 atoomsoorten, H en He). In de tweede periode wordt de tweede schil gevuld (2s + 2p; totaal 8 atoomsoorten, Li tot en met Ne). In de derde periode is de derde schil de buitenste schil, maar deze is nog niet vol. In de derde periode worden gevuld: 3s en 3p (totaal 8 atoomsoorten, Na tot en met Ar). In de vierde periode is de vierde schil de buitenste schil, maar ook deze is nog niet vol. In de vierde periode worden achtereenvolgens gevuld: 4s, 3d en 4p (totaal 18 atoomsoorten, K tot en met Kr). In de groepen 1 en 2 van het periodiek systeem worden de s-subschillen gevuld. In de groepen 13 t/m 18 worden de p-subschillen gevuld (eindigend met een edelgas). Kortom, iedere keer als de buitenste schil 8 elektronen heeft (2 voor de eerste periode) wordt een edelgasconfiguratie bereikt en komt het volgende elektron in de volgende schil, die dan dus de buitenste schil wordt. In het periodiek systeem begint dan een nieuwe periode.

Sk 07.02 Bindingstypen

Bindingstypen Bindingstypen hangen samen met de elektronenconfiguraties van atoomsoorten, die aan de binding deelnemen. De ionbinding is de binding tussen tegengesteld geladen ionen, (meestal) metaalatomen met een positieve lading en niet-metaalatomen met een negatieve lading. De binding tussen metaalatomen in metalen noemen we metaalbinding. De binding tussen twee neutrale niet-metaalatomen is een atoombinding of polaire atoombinding. Hierbij ontstaan moleculen. De binding tussen de moleculen onderling noemen we intermoleculaire binding. Impressie van de splitsing door een foton van de atoombinding in een H2-molecuul Bron: PHYSORG.com

Ionbinding De ionbinding of elektrovalente binding is de binding tussen positieve en negatieve ionen in een vast zout. Deze binding ontstaat doordat de elektrostatische aantrekking tussen deze ionen groter is dan de elektrostatische afstoting tussen ionen van gelijke lading (zie ook 'Zouten' in de paragraaf 'Soorten stoffen: structuur en eigenschappen'). Elektrostatische (Coulomb)krachten zijn sterke krachten: de ionbinding is een sterke binding. Uit de elektriciteitsleer is bekend dat + en -ladingen elkaar aantrekken en dat + en + ladingen, evenals - en - ladingen, elkaar afstoten. Deze elektrostatische krachten zijn sterk, zeker als de afstand tussen de ladingen klein is. Volgens de wet van Coulomb, F = f × Q1×Q2 / r2, is de kracht tussen ionen (coulombkracht) recht evenredig met de grootte van de ionladingen (Q1 en Q2) en omgekeerd evenredig met het kwadraat van de afstand r tussen de (middelpunten van de) ionen (f is een constante). Hoe ontstaan ionen? Ionen ontstaan niet zomaar. Positieve en negatieve ionen zijn het product van chemische reacties tussen metalen en niet-metalen, waarbij overdracht van elektronen plaatsvindt van de metaalatomen naar de niet-metaalatomen. Als een metaalatoom één of meer elektronen afstaat, moet een ander (niet-metaal)atoom die elektronen opnemen, want losse elektronen komen niet voor. De elektronenconfiguratie van de atomen bepaalt de lading van de ionen. Voorbeeld Bij de reactie tussen natrium en chloor ontstaat het zout natriumchloride (NaCl, keukenzout), een stof die is opgebouwd uit Na+- en Cl--ionen. We kunnen dit begrijpen als we naar de elektronenconfiguraties van het Na- en Cl-atoom kijken. Als een natriumatoom (2-8-1) zijn buitenste elektron afstaat, ontstaat een Na+-ion met de stabiele edelgasconfiguratie van neon (2-8). (De getallen tussen haakjes geven de verdeling van de elektronen over de schillen aan.) In vergelijking: Als een chlooratoom (2-8-7) een elektron opneemt, ontstaat een Cl--ion met de edelgasconfiguratie van argon (2-8-8). In vergelijking: Overzicht (animatie) van de vorming van de ionbinding: http://www.lgl.lu/~steffenm/Ionenbindung1.html Voor verdieping zie Ionic bonding.

Metaalbinding Een metaal bestaat uit één soort atomen, afgezien van enkele mengsels (legeringen). De atomen van het metaal hebben géén edelgasconfiguratie. Doordat de buitenste schil van naburige metaalatomen elkaar overlappen, kunnen de valentie-elektronen van het ene atoom naar het andere overspringen. De metaalbinding is de binding tussen de metaalatomen ten gevolg van de sterke aantrekkende krachten tussen de positieve kernen van de metaalatomen en de vrij bewegende valentie-elektronen (zie ook 'Metalen' in de paragraaf 'Soorten stoffen: structuur en eigenschappen'). Voor verdieping zie Metallic bonding.

Atoombinding Een atoombinding of covalente binding is een binding tussen twee neutrale atomen van niet-metalen. Het is een binding waarbij twee atomen een elektronenpaar delen. Elk atoom levert per atoombinding één elektron. De atoombinding komt tot stand, omdat atomen streven naar een edelgasconfiguratie. Waterstofmolecuul Waterstof komt in alle aggregatietoestanden (gas, vloeibaar, vast) voor als twee-atomige moleculen (H2). De vorming van de H - H binding in H2 komt als volgt tot stand. Als twee waterstofatomen dicht bij elkaar in de buurt komen, overlappen de elektronenwolken elkaar. Dat wil zeggen dat de elektronenwolk van het ene atoom onder invloed komt van de kern van het andere atoom en omgekeerd. De aantrekkende krachten tussen de twee atomen zijn groter dan de afstotende krachten. Aantrekking en afstoting tussen twee atomenBron: McMurry & Fay, Chemistry Er vormt zich een atoombinding tussen beide waterstofatomen. Elk atoom levert per atoombinding één elektron. Formeel is dit aan te geven door het elektronenpaar gemeenschappelijk te zien. We spreken van een gemeenschappelijk elektronenpaar of bindend elektronenpaar. In een structuurformule geven we zo’n atoombinding weer met een streepje tussen de symbolen van beide atomen: H - H Gemeenschappelijk elektronenpaarBron: McMurry & Fay, Chemistry Op deze manier kunnen beide atomen een edelgasconfiguratie bereiken: in het waterstofmolecuul heeft elk waterstofatoom twee elektronen om zich heen. We noemen dit een schijnbare edelgasconfiguratie , namelijk die van helium. Chloormolecuul De vorming van de Cl - Cl binding in Cl2 komt op dezelfde wijze tot stand. Als twee chlooratomen dicht bij elkaar in de buurt komen, overlappen de buitenste schillen van hun elektronenwolken elkaar. Een chlooratoom heeft zeven valentie-elektronen. Door de vorming van een atoombinding tussen beide chlooratomen ontstaat het chloormolecuul. In het chloormolecuul heeft elk chlooratoom acht elektronen om zich heen, waarvan twee gemeenschappelijk met het andere atoom. Ieder atoom heeft een schijnbare edelgasconfiguratie, namelijk die van argon. Een elektronenpaar dat niet deelneemt aan de koppeling tussen de atomen noemen we een niet-bindend of 'vrij' elektronenpaar. Aantal bindingsmogelijkheden van een atoom Op analoge wijze vormen de atomen van de andere niet-metalen ook atoombindingen. Elk streepje in een structuurformule stelt een gemeenschappelijk elektronenpaar voor. Het aantal gemeenschappelijke elektronenparen dat een atoom heeft met een of meer andere atomen noemen we de covalentie van het atoom. Dit is dus het getal dat aangeeft hoeveel bindingen die atoomsoort in een molecuul kan aangaan. Een H-atoom is steeds maar met één ander atoom verbonden en heeft dus maar maar één bindingsmogelijkheid: waterstof heeft covalentie 1. Een C-atoom heeft vier bindingsmogelijkheden: koolstof heeft covalentie 4. Atoomsoort Covalentie H, F, Cl, Br, I 1 O, S 2 N, P 3 C, Si 4 Covalenties van enkele atoomsoorten De covalentie van een niet-metaalatoom hangt samen met het aantal valentie-elektronen en volgt, voor de groepen 14 tot en met 18, uit het nummer van de groep waarin het atoom staat. Dit leggen we uit in het thema 'Moleculaire stoffen' (zie 'Elektronenformules'). Het is mogelijk dat twee atomen twee elektronenparen delen, zoals in zuurstofmoleculen en etheenmoleculen. We spreken dan van een dubbele binding. Er zijn dan vier elektronen betrokken bij de binding tussen die atomen. Bij drie gemeenschappelijke elektronenparen, zoals in een stikstofmolecuul, spreken we van een drievoudige binding. Voorbeelden van een dubbele bindingBron: http://www.chemguide.co.uk/ Voor verdieping zie Covalent bonding.

Polaire atoombinding Polaire atoombinding is de binding tussen atomen met verschillende elektronegativiteit. Het meest elektronegatieve atoom krijgt hierbij een klein overschot aan negatieve lading. Polaire atoombinding komt in beginsel altijd voor tussen atomen van twee verschillende niet-metalen. Zuivere atoombindingen komen alleen voor bij twee-atomige homonucleaire verbindingen zoals H2, N2, O2 en F2. Elektronegativiteit Als twee verschillende atoomsoorten een atoombinding vormen, ligt het gemeenschappelijk elektronenpaar in het algemeen niet precies in het midden tussen de twee atomen. Het ene atoom trekt er als het ware wat harder aan dan het andere. Het bindend elektronenpaar is daardoor iets verschoven in de richting van het atoom dat er het hardst aan trekt. De mate waarin een atoom een bindend elektronenpaar naar zich toe trekt noemen we elektronegativiteit. In tabel 40A van BINAS zijn de elektronegativiteiten van de elementen met een getalwaarde aangeduid. De meest elektronegatieve atoomsoort in de tabel is fluor (4,1). Cesium en francium zijn het minst elektronegatief (0,9). Aangezien de definitie van elektronegativiteit niet ondubbelzinnig vast ligt en directe meting niet mogelijk is, zijn er ook andere getallen in omloop (zie Webelements). Voorbeeld In een molecuul waterstofchloride bevindt zich het gemeenschappelijk elektronenpaar dichter bij het chlooratoom dan bij het waterstofatoom. Chemici formuleren dit als volgt: chloor is elektronegatiever dan waterstof. Het gevolg is dat het Cl-atoom een klein overschot aan negatieve lading draagt (d-) en dat het H-atoom in dezelfde mate positief (d+) is. In formule: Er is een asymmetrische verdeling van het gemeenschappelijk elektronenpaar in een molecuul HCl. Hierdoor is sprake van een polaire atoombinding of polair covalente binding tussen beide atomen: een binding tussen twee niet-metaalatomen met verschillende elektronegativiteit. Deze binding heet ook wel kortweg polaire binding. Atoombinding, polaire atoombinding of ionbinding? Bepalend voor de mate van polariteit van een atoombinding (de grootte van d+ en d-) is het verschil in elektronegativiteit van de twee atomen, en niet het feit of het een enkele, dubbele of drievoudige binding betreft. We noemen een atoombinding polair als het verschil in elektronegativiteit (aanzienlijk) groter is dan nul. Als ondergrens wordt vaak 0,5 gehanteerd. Is het verschil in elektronegativiteit erg groot dan spreken we van een ionbinding. Als ondergrens hanteren we vaak een verschil van 1,7. Het gemeenschappelijk elektronenpaar wordt dan geheel tot het meest elektronegatieve atoom gerekend. De bindingstypen atoombinding, polaire atoombinding en ionbinding lopen in elkaar over. Van ionbinding via polaire binding tot atoombinding, van totale elektronenoverdracht via gedeeltelijke elektronenoverdracht tot symmetrische elektronenverdelingBron: McMurry & Fay, Chemistry Verschil in elektronegativiteit Bindingstype Voorbeeld Minder dan 0,5 (apolaire) atoombinding Cl : Cl 0,5 – 1,7 polaire atoombinding H   : Cl Meer dan 1,7 ionbinding Na+   :Cl- Bron: AGFA- Gevaert N.V. Voor verdieping zie Electronegativity.

Intermoleculaire binding Een moleculaire stof bestaat uit een verzameling neutrale moleculen. De binding tussen de moleculen onderling, de intermoleculaire binding of molecuulbinding, is van een ander type en veel zwakker dan de sterke binding tussen de atomen in een molecuul: de atoombinding of polaire atoombinding. De aard van de intermoleculaire binding komt uitvoerig aan de orde in het thema 'Moleculaire stoffen'.

Bindingstypen Bindingstypen hangen samen met de elektronenconfiguraties van atoomsoorten, die aan de binding deelnemen. De ionbinding is de binding tussen tegengesteld geladen ionen, (meestal) metaalatomen met een positieve lading en niet-metaalatomen met een negatieve lading. De binding tussen metaalatomen in metalen noemen we metaalbinding. De binding tussen twee neutrale niet-metaalatomen is een atoombinding of polaire atoombinding. Hierbij ontstaan moleculen. De binding tussen de moleculen onderling noemen we intermoleculaire binding.

Wat is een chemische binding? Met de theorie van de chemische binding proberen we eigenschappen van stoffen te verklaren, op grond van eigenschappen van atomen en moleculen en op grond van de krachten tussen de atomen en moleculen, de bindingen. VoorbeeldHet is duidelijk dat de elektronen die de elektronenwolk vormen niet alle gelijkwaardig zijn; zo zijn van de 6 elektronen die het C-atoom in totaal heeft 4 elektronen betrokken bij de binding met andere atomen. Zo bepaalt deze eigenschap van het koolstofatoom het aantal en de aard van te vormen chemische bindingen. Wisselwerking tussen atomen? Behalve kennis van de eigenschappen van de atomen zelf is vooral kennis van de wisselwerking tussen atomen van belang voor de theorie van de chemische binding. Bij deze benadering gaat het vooral om het begrip hoe en waarom een chemische binding tot stand komt. Dat is theoretisch interessant en belangrijk, maar brengt het gevaar met zich mee dat de chemische binding zelf in de uiteindelijke stof en de daarmee samenhangende eigenschappen te weinig aandacht krijgt. Onderzoek leert dat de benadering van chemische binding vanuit de atomen tot veel onbegrip kan leiden. Hieronder volgen enkele bevindingen uit de publicatie: LiteratuurKeith Taber (2002) Chemical misconceptions - prevention, diagnosis and cure, Royal Society of Chemistry, London Wat is een chemische binding? Je zou de chemische binding kunnen omschrijven als de kracht die een chemisch systeem bij elkaar houdt. Of, beter gezegd, het is een evenwicht van aan- en afstotingskrachten, dat het systeem bij elkaar houdt. Er is altijd arbeid nodig om het systeem uit dit evenwicht te krijgen. Het gaat dus altijd over elektrostatische interacties afkomstig uit de positief geladen atoomkernen en de negatief geladen elektronen. Een chemisch systeem kan een atoom, een ion, een molecuul of een kristalrooster zijn. Dus een natriumion, een waterstofmolecuul en een ijskristal zijn alle stabiel door dezelfde soort elektrostatische interacties. Voor leerlingen kan dit vreemd zijn; bij een element (als stof) wordt er niet aan een chemische binding gedacht, evenmin als bij intermoleculaire krachten. Als er geen quantumchemische beperkingen zouden zijn voor de plaats waar elektronen zich kunnen bevinden in een chemisch systeem, zou de chemische binding een stuk eenvoudiger zijn. De quantumchemie leidt tot bepaalde aantallen elektronen in elektronenwolken die een bepaalde vorm hebben, tot configuraties, elektronegativiteiten, ionisatie-energieën etc. Dit heeft geleid tot de classificering van chemische bindingen, zoals bijvoorbeeld covalente binding en waterstofbinding. Helaas is daardoor het begrip van de uiteindelijke chemische binding op de achtergrond geraakt: simpele elektrostatische aantrekking en afstoting . Als leraar zou je soms de woorden binding, aantrekking of kracht door elkaar kunnen gebruiken. Voor leerlingen geeft dit meestal verwarring, omdat ieder aan deze woorden een verschillende betekenis toe kan kennen. Modellen voor chemische binding Het is van groot belang te benadrukken dat we modellen gebruiken. Voor de covalente binding kan het elektrostatische model van een gemeenschappelijk elektronenpaar aangetrokken door twee kernen gebruikt worden naast het model van overlap van atoomorbitalen tot molecuulorbitalen. Twee bindingstypen? Onderzoek wijst uit dat aan het eind van de middelbare school leerlingen twee typen chemische binding onderscheiden: de covalente binding en de ionbinding. Elektronen worden gedeeld tussen niet-metaalatomen respectievelijk elektronen worden overgedragen van metaalatomen naar niet-metaalatomen. Het principe van elektrostastische interactie wordt niet of nauwelijks gezien. Polaire binding en intermoleculaire binding zijn voor leerlingen moeilijk te plaatsen. De beperkte visie van slechts twee soorten binding is een belangrijke hinderpaal in latere studie.

Misconcepties en aanbevelingen Mogelijke misconcepten Leerlingen denken bij binding aan afzonderlijke moleculen en hebben daarom geen begrip van ionbinding, metaalbinding en covalente netwerken. Bij ionbinding wordt de binding gezien als een eigenschap van een molecuul. Binding wordt alleen maar in verband gebracht met gemeenschappelijke elektronen of elektronenoverdracht. Wisselwerking tussen deeltjes in een kristalrooster wordt niet als binding gezien. Aanbevelingen Leg de nadruk op elektrostatische interacties als allesbepalend; verschillen in bindingstype komen voort uit de verschillende atomen die bij de binding betrokken zijn. De octetregel en het delen van elektronenparen als streven, werkt misleidend voor het bindingsbegrip. Benadruk de overeenkomsten tussen de verschillende bindingstypen en niet de verschillen. Benadruk het niet-moleculaire karakter van niet-moleculaire roosters. Om het denken in moleculen te voorkomen (behalve natuurlijk bij molecuulrooster) en om een toenemende moeilijkheidsgraad te verkrijgen zou de volgorde van behandeling moeten zijn: metaalrooster, ionrooster, atoomrooster, molecuulrooster. Probeer niet de chemische binding te verklaren vanuit de atomen die een verbinding gaan vormen, maar ga uit van de verbinding (moleculen, ionen, roosters) als een verzameling van atoomrompen en wolken van valentie-elektronen in plaats van een verzameling atomen. Chemische bindingen kunnen worden begrepen als de fysische krachten die chemische systemen zoals moleculen en roosters bij elkaar houden. Er is dus altijd energie nodig om bindingen te verbreken. De nadruk ligt meestal te veel op het vormen van de binding, waarbij dan uitgegaan wordt van de atomen, hetgeen zelden realistisch is. Logischer is om uit te gaan van de stof waarin de betreffende binding voorkomt en de bijbehorende eigenschappen van die stof. Literatuur Gilbert, J. (2002) Towards Research-based Practice, Chemical Education, Kluwer Academic Publishers. Taber, K.S. (2001) Building the structural concepts of chemistry: some considerations from educational research, Chemistry Education: Research and Practice in Europe, 2(2), 123-158. http://www.uoi.gr/cerp/2001_May/pdf/09Taber.pdf Kind, V. (2004) Beyond appearances: students’ misconceptions about basic chemical ideas, 2nd Ed.,Royal Society of Chemistry. http://www.chemsoc.org/networks/LearnNet/miscon.htm

Ionbinding Literatuur Keith Taber (2002) Chemical misconceptions - prevention, diagnosis and cure, Royal Society of Chemistry, London. Bevindingen Leerlingen koppelen ionbinding vaak aan elektronenoverdracht. De vorming van ionen uit de losse atomen is dan het kenmerk van de ionbinding. Dit idee is consistent met het idee dat alles de atomen als basis heeft, dat er bindingen worden gevormd om een volle buitenste schil te bereiken en dat er na binding zoiets als een molecuul moet worden gevormd. Als ionbinding wordt behandeld na covalente binding kan zo'n alternatief beeld gemakkelijk ontstaan. Veel leerlingen hebben dus een moleculaire referentie om ionbinding te beschrijven in plaats van het correcte elektrostatische kader. In onderstaande tabel wordt dit gehanteerde moleculaire model vergeleken met het correcte elektrostatische model.             Moleculair model        Elektrostatisch model Rol van moleculen Ionparen gedragen zich als moleculen in een ionogene stof. Ionroosters bevatten geen discrete ionparen. Nadruk De elektronenoverdracht waardoor de ionen worden gevormd. De kracht tussen tegengesteld geladen ionen in het ionrooster. Valentie-idee De elektronenconfiguratie bepaalt het aantal ionbindingen dat wordt gevormd (een natriumion kan slechts één ionbinding vormen met één chloorion). Het aantal bindingen hangt af van het coördinatiegetal, niet van de valentie of ionlading. Historie-idee Bindingen worden alleen gevormd tussen atomen die elektronen opnemen/afstaan (in natriumchloride is een chloride-ion alleen gebonden aan het natriumion waarvan het extra elektron van het chloride-ion afkomstig is). Elektrostatische krachten hangen af van ladingsgrootte en afstand, niet van vorige configuraties van het systeem (in natriumchloride is elk chloride-ion primair gebonden aan zes naburige natrium-ionen). Krachten-idee Ionen hebben interactie met tegenionen eromheen, maar met de meeste zijn dit geen bindingen, maar alleen krachten (een natriumion heeft een binding met een chloride-ion, en wordt verder nog aangetrokken door vijf andere chloride-ionen). Een chemische binding is het resultaat van elektrostatische krachten. Ionbindingen zijn niets meer dan dat (de krachten tussen een chloride-ion en ieder van de zes buur-natriumionen zijn gelijk. Er zijn zes gelijkwaardige ionbindingen). Maak voor leerlingen duidelijk dat een kristal natriumchloride niet bestaat uit individuele ionenparen van Na+- en Cl--ionen. Vast NaCl bestaat uit een driedimensionaal netwerk van ionen, regelmatig geordend in een ionrooster (zie ook 'Zouten' in de paragraaf 'Soorten stoffen: structuur en eigenschappen' en het thema 'Zouten'). De notatie van de molecuulformule voor een zout (zoals NaCl voor keukenzout) kan aanleiding geven tot misconcepties.

Metaalbinding Veel leerlingen weten niet goed raad met dit bindingstype, omdat het geen deel uitmaakt van de tweedeling atoombinding/ionbinding. Het kenmerk van de metaalbinding is de vrije gedelokaliseerde valentie-elektronen. Als we die even apart beschouwen blijven er metaalionen over, die elkaar afstoten, maar de aantrekkingskrachten tussen ionen en vrije elektronen houdt de boel toch bij elkaar. Je kunt natuurlijk ook zeggen dat het om atomen gaat (netto is dat ook zo), maar dan is het denk iets moeilijker uit te leggen wat ze bij elkaar houdt. Je zou het metaalrooster kunnen vergelijken met een ionrooster, waarin de negatieve ionen oneindig klein zijn en geen vaste plaats hebben. Mogelijke misconcepten Er is geen binding in metalen. Metalen hebben wel een soort binding, maar het is geen echte chemische binding. Ook hier worden elektrostatische krachten niet als binding gezien. Er is geen elektronenoverdracht of gelokaliseerd gemeenschappelijk gebruik van elektronen, maar het is een associatie van metaalionen met de elektronen die ze hebben 'verloren' (gedelokaliseerde elektronen).

Atoombinding Noch in de vloeibare toestand, noch in de vaste toestand geleidt Cl2 de elektrische stroom. Er zijn dus geen ionen aanwezig, zoals in een zout, en ook geen vrije elektronen, zoals in een metaal. Verder heeft men uit metingen kunnen opmaken dat de elektronendichtheid tussen de twee atomen van een chloormolecuul groter is dan in de rest van het molecuul. Literatuur Keith Taber (2002) Chemical misconceptions - prevention, diagnosis and cure, Royal Society of Chemistry, London. Bevindingen Elektrostatisch gezien is een gemeenschappelijk elektronenpaar in eerste instantie onbegrijpelijk; elektronen stoten elkaar immers af. Het model van een gemeenschappelijke elektronenwolk (waarin zich ergens twee elektronen bevinden) die door twee kernen wordt aangetrokken is duidelijker. Bij veel leerlingen staat het voldoen aan de octetregel door een gemeenschappelijk elektronenpaar veel meer centraal dan de totale elektrostatische interactie. Het delen van elektronen wordt meer als een sociaal proces gezien dan als een fysische interactie! Volgens sommige leerlingen heeft een covalente binding dan ook niets te maken met aantrekkingskrachten. Energie Een plaatje met de energie als functie van de afstand tussen twee waterstofkernen kan helpen. Bij een relatief kleine afstand treedt er teveel afstoting op tusen de atoomkernen. Bij een grote afstand is er geen wisselwerking meer tussen de atomen: er is geen binding. Daartussen ligt een afstand waarbij er een optimum is tussen aantrekking en afstoting: de bindingsafstand tussen de kernen in een H2-molecuul (0,074 nm = 74 pm). Potentiële energie als functie van de afstand tussen twee waterstofatomenBron: University of Waterloo, California (USA)

Polaire atoombinding Elektronegativiteit Het begrip elektronegativiteit is voor leerlingen erg moeilijk. Na uitleg van de betrekkelijk simpele omschrijving blijkt dit toch nauwelijks te beklijven. Na enige tijd weet bijna niemend meer wat ermee wordt bedoeld. Veel leerlingen denken dat er de lading van een ion mee wordt bedoeld. In plaats van de polariteit in de binding tussen H en F aan te geven met d+ en d- kan het ook met behulp van een pijl, die wijst van + naar -. De pijl kun je ook zien als een dipoolmomentvector (wordt behandeld in het thema 'Moleculaire stoffen'). De scalaire waarde van het dipoolmoment is gelijk aan het product van de lading d en de afstand tussen de atoomkernen. De eenheid is Cm. Dus: De polaire binding Literatuur Keith Taber (2002) Chemical misconceptions - prevention, diagnosis and cure, Royal Society of Chemistry, London. Bevindingen In elektrostatische termen kan een polaire binding worden beschouwd als iets tussen een covalente binding en een ionbinding. De elektronendichtheid in de gemeenschappelijke molecuulorbitaal is rond de ene kern groter dan rond de andere kern. Of in een ander model: het gemeenschappelijk elektronenpaar wordt sterker aangetrokken door de ene kern dan door de andere. Als een leerling alleen denkt in de tweedeling covalent of ionogeen, dan zal hij de polaire binding waarschijnlijk zien als een modificatie van de covalente binding: een covalente binding tussen twee verschillende niet-metaalatomen. De polariteit van de binding komt dan al snel op de achtergrond of wordt helemaal over het hoofd gezien. Dat is waarschijnlijk de reden dat een polaire binding later nauwelijks meer wordt herkend. Zeker in een figuur, zoals hieronder is getekend is van polariteit weinig te zien. Je zou uit deze tekening zelfs kunnen denken dat het gemeenschappelijk elektronenpaar dichter bij het waterstofatoom zit, dan bij het fluoratoom. Molecuul waterstoffluoride Veel leerlingen denken dat bij het breken van de binding de splitsing altijd homolytisch is: de elektronen van het gemeenschappelijk elektronenpaar gaan ieder weer terug naar hun eigen atoom. Als er een notie is van polariteit in de binding, is een heterolytische splitsing gemakkelijker te plaatsen. Overgang van atoombinding naar ionbinding Dat atoombinding geleidelijk overgaat in ionbinding zien we in onderstaande figuur. Bij een polaire binding kunnen we de polariteit uitdrukken in het percentage ionbinding. We beschouwen de polaire binding dan als het resultaat van een ionogene bijdrage en van een covalente bijdrage. Zelfs bij een groot verschil in elektronegativiteit is een binding nog niet 100% ionbinding! Percentage ionogeen karakter van een binding als functie van het verschil in elektronegativiteitBron: Petrucci, General Chemistry

Sk 07.03 Soorten stoffen: structuur en eigenschappen

Soorten stoffen: structuur en eigenschappen Op basis van fysische eigenschappen (macroscopisch niveau) kunnen we stoffen indelen in soorten: zouten, metalen, moleculaire stoffen en netwerkstoffen. De eigenschappen van een stof worden op het niveau van de kleinste deeltjes (microscopisch niveau) bepaald door: de aard van de deeltjes (atomen, ionen of moleculen); de aard van de krachten tussen de deeltjes (bindingtype); de wijze waarop de deeltjes zijn geordend (de structuur van de stof).   Structuur van de keramische supergeleider YBa2Cu3O7 Bron: Brady & Senese, Chemistry

Structuur van stoffen Kristallijne stoffen Verreweg de meeste stoffen bestaan in vaste toestand uit kristallen: ze zijn kristallijn. In een kristalrooster zitten de kleinste deeltjes (atomen, ionen of moleculen) op vaste plaatsen en op regelmatige afstanden van elkaar. De regelmatige stapeling op het niveau van de kleinste deeltjes komt op macroscopisch niveau tot uiting in het regelmatige uiterlijk van een kristal. De wijze waarop de deeltjes in een stof ten opzichte van elkaar zijn gerangschikt noemen we de structuur van een stof. Kristalroosters Voor een beschrijving van kristalroosters komt de ruimtelijke meetkunde van pas. Geometrisch blijken er zeven hoofdtypen kristalroosters te bestaan, meer niet. Daarvan is het kubische kristalrooster het regelmatigst en het meest bekend: de kleinste deeltjes vormen een kubisch patroon, ze nemen als het ware de hoekpunten van een kubus in. In de kristallografie, een specialisatie van de chemie, onderzoeken we de ruimtelijke structuur van vaste stoffen. De zeven hoofdtypen kristalroosters hebben mooie namen: kubisch, hexagonaal, trigonaal, tetragonaal, rhombisch, monoklien en triklien. In deze volgorde neemt de mate van symmetrie af. Het patroon dat de moleculen vormen is ook op macroscopisch niveau zichtbaar: kristallen hebben de geometrie van het kristalrooster van de moleculen. Vormen de moleculen een kubisch kristalrooster, dan hebben de kristallen ook een kubische vorm. (Het werkelijke onderzoek ging omgekeerd. De regelmatige patronen van veel kristallen brachten natuurwetenschappers op het idee dat de bouwstenen van vaste stoffen in overeenkomstige 'kristalroosters' aan elkaar vast zaten.) Wanneer je korreltjes suiker of zout onder een loep bekijkt, is goed te zien dat ze een bepaalde vorm hebben. Aan de meeste vaste stoffen is dat niet zo goed te zien. Dat komt doordat de meeste vaste stoffen op aarde niet netjes molecuul voor molecuul zijn ontstaan. Mooi gevormde kristallen zijn dan ook objecten voor verzamelaars. In vaste (kristallijne) stoffen onderscheiden we vier soorten kristalroosters, afhankelijk van het soort binding tussen de deeltjes waaruit het kristal is opgebouwd: ionroosters, metaalroosters, molecuulroosters en atoomroosters. De aard van de binding is in belangrijke mate bepalend voor de eigenschappen van de stof, dus voor de soort stof. Een belangrijke aanwijzing over de bouw van een stof is het elektrisch geleidingsvermogen. Als een stof elektrische stroom geleidt, moeten er in die stof geladen deeltjes aanwezig zijn die zich vrij kunnen bewegen: vrije elektronen of ionen. Soort stof Kristalrooster Bindingstype Soort deeltjes Zout ionrooster ionbinding ionen Metaal metaalrooster metaalbinding metaalatomen Moleculaire stof molecuulrooster intermoleculaire binding moleculen Netwerkstof atoomrooster (polaire) atoombinding niet-metaalatomen Indeling van stoffen Amorfe stoffen Er bestaan ook stoffen waarin de deeltjes net niet regelmatig genoeg zijn geordend om kristallen te vormen. We noemen dit glasachtige of amorfe stoffen (amorf = vormeloos). Voorbeelden zijn glas, plastics en rubber. Het meest kenmerkende verschil met kristallijne stoffen is dat amorfe stoffen geen scherp smeltpunt hebben, maar langzaam week worden bij toenemende temperatuur.

Zouten Algemene en kenmerkende eigenschappen ze zijn hard en bros; ze hebben hoge smelt- en kookpunten; ze zijn elektrisch geleidend in vloeibare en in opgeloste toestand; ze zijn elektrisch niet geleidend in vaste toestand. Voorbeelden van zouten zijn: keukenzout, gips, kalksteen, roest en magnesiumoxide. Ionrooster Zouten zijn opgebouwd uit een driedimensionaal netwerk van positief en negatief geladen ionen, regelmatig geordend in een ionrooster . We noemen ze daarom ook wel ionogene verbindingen . Een ionrooster is elektrisch neutraal, er zijn altijd evenveel plusladingen als minladingen aanwezig. Als we in onderstaande figuur het ionrooster van NaCl goed bekijken, dan zie we dat elk Na+-ion direct is omringd door zes Cl--ionen en elk Cl--ion door zes Na+-ionen. Er treedt elektrostatische aantrekking op tussen een Na+-ion en de zes omringende Cl--ionen. Een Na+-ion ondervindt ook elektrostatische afstoting van verderaf gelegen Na+-ionen. Aangezien elektrostatische krachten afnemen als de afstand toeneemt, blijft er netto een aantrekkende kracht over. Hetzelfde geldt voor een Cl--ion. Dit heeft tot gevolg dat elk ion gebonden is. De netto-elektrostatische aantrekking in het ionrooster noemen we ionbinding (zie ook 'Ionbinding' in de paragraaf 'Bindingstypen'). Voor verdieping zie Ionic structures. Ionrooster van NaCl(s) Om de ruimtelijke bouw goed te laten zien, tekenen we de ionen meestal op een afstand van elkaar (linkerfiguur). In werkelijkheid zitten de ionen dicht op elkaar (rechterfiguur).Bron: McMurry & Fay, Chemistry Het is dus niet zo dat er in een zout tussen één bepaald positief ion en één bepaald negatief ion één gelokaliseerde ionbinding bestaat. Daarom zijn in een ionrooster geen moleculen aan te wijzen en noteren we NaCl(s) bij voorkeur als Na+Cl-(s). Zo geven we nadrukkelijk aan dat deze vaste stof uit ionen is opgebouwd en niet uit moleculen bestaat. We spreken ook niet van een molecuulformule, maar van een verhoudingsformule van een zout. De verhoudingsformule voor NaCl geeft wél aan dat er in natriumchloride evenveel Na+- als Cl--ionen aanwezig zijn (zie verder 'Ionroosters en ionbinding' in het thema 'Zouten'). Ionbinding en stofeigenschappen Elektrostatische krachten houden ionen in een ionrooster bijeen. Dit leidt onder meer tot starheid van het ionrooster, waarmee we de brosheid van zoutkristallen kunnen verklaren. Als een zoutkristal buigt, schuiven de ionlagen over elkaar, totdat gelijknamig geladen ionen naast elkaar komen te liggen. In plaats van een aantrekkende kracht is er dan een afstotende kracht tussen de ionlagen: het kristal breekt. Er is veel kracht nodig om dit te bewerkstelligen, het kristal is sterk. De sterke ionbinding verklaart dat zouten hoge smelt- en kookpunten hebben: er is veel kracht nodig om de ionen van elkaar los te laten komen. Alle zouten zijn bij kamertemperatuur vast. De ionen kunnen zich in een ionrooster niet verplaatsen. Vandaar dat een vast zout geen elektrische stroom geleidt. Een elektrische stroom bestaat immers uit een stroom geladen deeltjes. In een vloeibaar zout en in een oplossing van een zout in water kunnen de ionen zich wel verplaatsen en is er dus wel elektrisch geleidingsvermogen. Een vloeibaar zout kan bijvoorbeeld ook ontleed worden, zoals getoond op onderstaande video: Gesmolten keukenzout kun je ontleden in het metaal natrium en het gas chloor door er gelijkstroom doorheen te sturen. Bron

Metalen Algemene en kenmerkende eigenschappen ze hebben een metaalglans: ze zijn smeedbaar en buigzaam; ze zijn sterk en meestal ook hard, uitgezonderd kwik; ze hebben hoge smelt- en kookpunten, uitgezonderd kwik; ze zijn elektrisch goed geleidend, zowel in vaste als in vloeibare toestand; ze zijn thermisch geleidend. Voorbeelden van metalen zijn: natrium, magnesium, ijzer en uraan. Legeringen (mengsels van metalen) hebben zelf ook metaaleigenschappen. Voorbeelden van legeringen zijn: messing, soldeer, brons en roestvrij staal. Metaalrooster De regelmatige ordening van de atomen in een vast metaal noemen we het metaalrooster . Tussen de positieve kernen van metaalatomen en de negatieve elektronen treedt elektrostatische aantrekking op, die voor de stof leidt tot metaalbinding (zie ook 'Metaalbinding' in de paragraaf 'Bindingstypen'). Voor verdieping zie Metallic structures. Metaalbinding en stofeigenschappen Aangezien de metaalbinding sterk is, kost het veel energie om metaalatomen van elkaar te brengen. De meeste metalen hebben hoge smelt- en kookpunten. Hoe het komt dat sommige metalen lage smeltpunten hebben, in het bijzonder kwik, is moeilijk uit te leggen. De buigzaamheid en smeedbaarheid van metalen is te verklaren doordat de atoomlagen in een metaal langs elkaar kunnen schuiven, zonder dat de samenhang wordt verbroken. De beweeglijke valentie-elektronen vormen als het ware een vloeibare 'lijm', die het metaalrooster bijeen houdt. Een goudsmid kan door hameren de vorm van een goudplaatje veranderen. Bron Hoe maken we aluminiumfolie uit aluminiumblokken? Bron Het goede elektrisch geleidingsvermogen van een metaalkristal is te verklaren met de beweeglijkheid van de vrije elektronen. Elektrische stroom is immers verplaatsing van lading. De positieve kernen van de metaalatomen bezitten in de vaste fase geen bewegingsvrijheid: zij zitten op vaste plaatsen in het rooster. Het goede warmtegeleidingsvermogen van metalen kunnen we ook verklaren met de vrije elektronen: deze transporteren de warmte snel door het metaal. De metaalglans wordt ook door de vrije elektronen veroorzaakt. Waarom metalen goede stroomgeleiders zijn. Bron Voorkomen en winning In de natuur komen metalen zelden in zuivere vorm voor. Alleen de edele metalen en soms ook koper en kwik worden in gedegen toestand gevonden, dit wil zeggen dat de metalen dan niet gereageerd hebben met andere stoffen. Verreweg de meeste metalen hebben in de geologische geschiedenis met andere stoffen, bijvoorbeeld zuurstof, gereageerd tot steenachtige stoffen, zoals roest. In gesteentes komen metalen voor in wat we noemen gebonden vorm, dit wil zeggen in gereageerde toestand. Gesteentes waaruit we op economische wijze metalen kunnen vrijmaken noemen we ertsen. Het vrijmaken van een metaal uit een erts is altijd een chemisch proces. 'Economisch' wil zeggen dat de winning economisch rendabel moet zijn. Klei bijvoorbeeld bevat ook ijzer en aluminium in gebonden vorm, maar het is te duur om deze metalen uit klei vrij te maken. Klei is daarom geen aluminium- of ijzererts. Hoe win je aluminium? Bron Metalen ontstaan niet uit andere stoffen. Alles wat de aarde aan metalen bevat, is er al sinds het ontstaan van de aarde. De hoeveelheden van alle metalen waar de mens ooit over zal kunnen beschikken liggen bij voorbaat vast. Op is op. Als er geen kopererts meer is, zal de mens alleen over koper kunnen beschikken door het bestaande koper te hergebruiken (recycleren).

Moleculaire stoffen Algemene en kenmerkende eigenschappen ze zijn zacht, gemakkelijk breekbaar, soms taai en rekbaar; ze hebben lage smelt- en kookpunten; ze zijn elektrisch niet geleidend, noch in vaste, noch in vloeibare, noch in opgeloste toestand. Voorbeelden van moleculaire stoffen (verreweg de grootste groep stoffen) zijn: water, zuurstof, zwavel, suiker, kaarsvet en alcohol. Er is een groep stoffen die vaak als een aparte groep stoffen wordt gezien, namelijk de macromoleculaire stoffen . Dat zijn stoffen die uit macromoleculen bestaan, zoals: rubber, eiwitten, plastics, papier, zetmeel, wol en katoen. Molecuulrooster Een kristal van een moleculaire stof bestaat uit moleculen, die geordend zijn in een molecuulrooster. De krachten tussen de moleculen onderling leiden tot de intermoleculaire binding (zie ook 'Intermoleculaire binding' in de paragraaf 'Bindingstypen'). De aard van deze binding komt uitvoerig aan de orde in het thema 'Moleculaire stoffen' (zie 'Intermoleculaire krachten'). Molecuulrooster van methaan (smeltpunt -182 oC)Bron: Petrucci, General Chemistry Voor verdieping zie Molecular structures. Molecuulbinding en stofeigenschappen De intermoleculaire binding of molecuulbinding is een zwakke kracht. Vandaar dat moleculaire stoffen altijd zacht zijn en lage smelt- en kookpunten hebben. Bedenk hierbij dat bij smelten en verdampen van een moleculaire stof de moleculen zelf intact blijven. Slechts de (zwakke) krachten tussen de moleculen onderling worden verbroken. Alle stoffen die bij kamertemperatuur vloeibaar of gasvormig zijn behoren tot de moleculaire stoffen, uitgezonderd kwik. Deze regel mag je niet omdraaien: er bestaan ook talrijke vaste moleculaire stoffen. Een moleculaire stof bevat geen vrije elektronen, zoals de metalen, of ionen, zoals de zouten. Noch in vaste, noch in vloeibare vorm zal een moleculaire stof elektrische stroom kunnen geleiden.

Netwerkstoffen Algemene en kenmerkende eigenschappen ze zijn extreem hard, behalve grafiet; ze hebben extreem hoge smelt- en kookpunten; ze zijn elektrisch niet geleidend, behalve grafiet. Voorbeelden van netwerkstoffen (een zeer kleine groep vergeleken met de andere soorten stoffen) zijn: diamant en grafiet (beide zuiver koolstof), siliciumcarbide (SiC), silicium (Si) en kwarts (siliciumdioxide, SiO2). Atoomrooster Netwerkstoffen kristalliseren in een atoomrooster: een regelmatige stapeling van atomen die onderling uitsluitend met atoombindingen of polaire atoombindingen met elkaar zijn verbonden (zie ook 'Atoombinding' en 'Polaire atoombinding' in de paragraaf 'Bindingstypen'). In een atoomrooster zijn geen aparte groepjes atomen (moleculen) te onderscheiden. Er is sprake van grote covalente netwerkmoleculen. Er bestaan verschillende soorten atoomroosters. Grafiet (a) en diamant (b)Bron: McMurry & Fay, Chemistry Voor verdieping zie Giant covalent structures. Atoombinding, atoomrooster en stofeigenschappen Atoombindingen zijn sterk en een atoomrooster is een sterk rooster. De atomen kunnen zich door de sterke bindingen met de naburige atomen heel weinig verplaatsen. Deze starheid van het rooster uit zich in de grote hardheid van netwerkstoffen. Door de sterke atoombinding hebben netwerkstoffen ook extreem hoge smelt- en kookpunten. Diamant Het diamantrooster is het meest regelmatige soort: elk koolstofatoom is met vier atoombindingen aan vier andere koolstofatomen gebonden. De afstanden tot de vier naburige atomen zijn alle gelijk. Behalve bij diamant komt dit sterkste en starste type rooster ook voor bij enkele andere stoffen, zoals siliciumcarbide (SiC). Grafiet Het grafietrooster is een apart soort rooster: de koolstofatomen zijn in vlakke lagen geordend. In een laag is elk koolstofatoom met atoombindingen aan drie andere koolstofatomen gebonden. Zo ontstaat een vlakke honingraatstructuur. Het vierde valentie-elektron van elk koolstofatoom heeft geen vaste plaats en kan zich min of meer vrij in een laag bewegen. Zo ontstaat het elektrisch geleidingsvermogen van grafiet. Tussen de lagen onderling heerst een zwakke binding. Ten gevolge van de zwakke binding tussen de lagen in grafiet, kunnen de lagen gemakkelijk langs elkaar afschuiven. Daardoor is de stof zacht en geschikt als smeermiddel.

Soorten stoffen: structuur en eigenschappen Op basis van fysische eigenschappen (macroscopisch niveau) kunnen we stoffen indelen in soorten: zouten, metalen, moleculaire stoffen en netwerkstoffen. De eigenschappen van een stof worden op het niveau van de kleinste deeltjes (microscopisch niveau) bepaald door: de aard van de deeltjes (atomen, ionen of moleculen); de aard van de krachten tussen de deeltjes (bindingtype); de wijze waarop de deeltjes zijn geordend (de structuur van de stof).

Kristallen kweken Je kunt thuis zelf mooie kristallen maken door ze heel langzaam te laten 'groeien'. Je maakt een verzadigde oplossing van een vaste stof in water en hangt er aan een draadje een heel klein begin-kristalletje in. Aan dat 'ent-kristal' kristalliseert de opgeloste vaste stof dan langzaam uit. Een goed voorschrift is het volgende: Bij de drogist is aluin ([KAl(SO4)2.12H2O]) te koop. In 625 mL water kan 125 gram aluin oplossen, dan is de oplossing 'verzadigd' (meer aluin kan er niet in oplossen). Het is het makkelijkst iets minder water (of iets meer aluin) te nemen, af en toe het mengsel te schudden, en na enkele dagen te filtreren. De verzadigde aluin-oplossing giet je in een schone, met een kurk afsluitbare fles. Als ent-kristal bind je een klein schilfertje aluin aan een draadje dat aan de kurk is vastgemaakt. Dit wordt in de oplossing gehangen. Het geheel laat je trillingsvrij enkele dagen, of weken, staan. Meer over aluinkristal kweken

Zouten Het volgende plaatje toont een doorsnede van het ionrooster van natriumchloride. Naar aanleiding hiervan werd aan 300 leerlingen aan het eind van de middelbare school (in Engeland) een aantal stellingen voorgelegd, waaronder de volgende: Een chloride-ion is alleen gebonden aan het natriumion waarvan het een elektron heeft opgenomen. Mee eens: 56%. In het diagram zijn geen moleculen te zien. Mee eens: 33%. Bijbehorende stellingen, uitwerkingen en werkblad van de Royal Society of Chemistry: http://www.chemsoc.org/networks/learnnet/word_files/miscon2/Ionic_bonding.doc Onder het tabblad Toets 07.03 vind je de toets met de stellingen, uitwerkingen en testbladen in een Word-document. Mogelijke misconcepten Leerlingen vinden het klaarblijkelijk moeilijk om niet in termen van moleculen te denken, indien we het zout aangeven met de verhoudingsformule. Ze zien de verhoudingsformule aan voor een molecuulformule en beschouwen de binding als een eigenschap van het molecuul. Ze zien de wisselwerking tussen deeltjes in een kristalrooster niet; ze denken niet in termen van elektrostatische krachten (literatuur 1). Dit leidt tot misconcepties van het volgende type: In een ionrooster is er alleen ionbinding binnen een ionenpaar of ionengroep (de elektronenconfiguratie bepaalt het aantal betrokken ionen en het aantal bindingen). In een ionrooster zitten moleculen van ionenparen (of van meerdere ionen, afhankelijk van de formule). Aantrekking tussen twee ionen leidt tot een neutraal molecuul. Ionbinding houdt moleculen in een ionrooster bij elkaar. Binnen die moleculen is er atoombinding tussen de atomen. Mogelijke oorzaak De oorzaak van het denken in moleculen ligt waarschijnlijk in het opstellen van de formule vanuit de elektrovalenties. Ook het principe van de gevulde buitenste schil kan hiertoe bijdragen. In plaats van gemeenschappelijk gebruik van elektronen vindt er nu overdracht van elektronen plaats om een molecuul te vormen (literatuur 2). Meestal behandelen we de atoombinding met sterke nadruk op de octetregel. Daarna leggen we de nadruk op de vorming van ionen uit atomen via elektronenoverdracht en het opstellen van de verhoudingsformule. Hierdoor ontstaan een aantal van bovengenoemde misconcepties. Aanbevelingen Ga uit van het ionrooster zelf en niet van de atomen die na elektronenoverdracht een ionrooster kunnen vormen. Begin dus niet met het mechanisme voor de vorming van het ionrooster. Herhaal steeds wat het verschil is tussen een verhoudingsformule en een molecuulformule. Leg de nadruk op de elektrostatische interacties als allesbepalend. Breng de eigenschappen van stoffen met een ionrooster in verband met de bouw en eigenschappen van het ionrooster. In een ionrooster van een zout zonder kristalwater bevinden zich géén moleculen. Dat houdt in dat er geen groepjes atomen te onderscheiden zijn, die geen elektrische lading hebben en daardoor ook als zodanig in vrije toestand kunnen voorkomen. Een ionrooster is te vergelijken met een schaakbord waarin zwarte en witte velden elkaar afwisselen. Het is niet mogelijk te zeggen dat een bepaald wit veld bij één bepaald zwart veld hoort. Dat is een groot verschil met een molecuulrooster, waarin wél moleculen zijn te onderscheiden, die alle gelijk zijn (in een zuivere stof uiteraard). De analogie van een molecuulrooster zou een tegelvloer van alle dezelfde tegels zijn. Literatuur Butts, B. and Smith, R. (1987) HSC Chemistry students’ understanding of the structure and properties of molecular and ionic compounds, Research in Science Education 17, 192 - 201. Taber, K.S. (1997) Student understanding of ionic bonding: molecular versus electrostatic framework?, School Science Review 78(285), 85 – 95. Taber, K.S. (1998) The sharing out of nuclear attraction: or 'I can’t think about physics in chemistry', International Journal of Science Education 20(8), 1001-1014. Taber, K.S. (2002) Chemical misconceptions – prevention, diagnosis and cure, Volume 1: theoretical background, Royal Society of Chemistry. Gilbert, J. ed. (2002) Towards Research-based Practice, Chemical Education, Kluwer Academic Publishers. Kind, V. (2004) Beyond appearances: Students’ misconceptions about basic chemical ideas, 2nd Ed.,Royal Society of Chemistry.http://www.chemsoc.org/networks/LearnNet/miscon.htm

Metalen In het werkblad op de hieronder vermelde site van de Royal Society of Chemistry vind je een aantal stellingen over het rooster van ijzer, die je moet beantwoorden met 'waar' of 'niet waar'. Ook de uitwerking ervan is bijgevoegd. http://www.chemsoc.org/networks/learnnet/word_files/miscon2/Iron.doc Onder het tabblad Toets 07.03 vind je de bovengenoemde toets met uitwerking en werkbladen als Word-document.

Moleculaire stoffen Voor de meeste leerlingen is de norm voor een echte chemische binding het bereiken van de edelgasconfiguratie. Intermoleculaire bindingen worden dan niet als chemische binding gezien. Intermoleculaire bindingen (vanderwaalsbinding, waterstofbinding, solvatatie) worden door leerlingen meestal alleen als krachten omschreven en niet gerekend tot de chemische binding. Grootste moeilijkheid De allergrootste moeilijkheid bij moleculaire stoffen is het kunnen onderscheiden van inter- en intramoleculaire krachten. Binnen de moleculen zijn meestal sterke atoombindingen tussen de samenstellende atomen aanwezig. Die atoombindingen spelen echter geen directe rol om het molecuulrooster bij elkaar te houden. Bij het smelten of oplossen van een vaste moleculaire stof zijn alleen de zwakke molecuulbindingen van belang.

Netwerkstoffen Het atoomrooster wordt door leerlingen meestal gezien als een molecuulrooster. Misschien omdat er geen metaalatomen in voorkomen. Omgekeerd benoemen leerlingen ook veel moleculaire stoffen als atoomroosters. Waarschijnlijk omdat in moleculaire stoffen meestal ook atoombindingen voorkomen. Dit pleit ervoor om het woord atoomrooster te vermijden. In de praktijk hebben leerlingen toch al vaak moeilijkheden met het begrip rooster in de zin van kristalrooster. Een extra moeilijkheid is de ruimtelijke bouw (netwerk van atoombindingen) van het rooster, die in dit geval belangrijker is dan bij de andere roosters om de eigenschappen van de stof te begrijpen. Duidelijke plaatjes zijn van essentieel belang.

Chemische Binding Toets : Geef de juiste binding aan Deze toets is afkomstig van de Royal Society of Chemistry. http://www.chemsoc.org/networks/learnnet/word_files/miscon2/Spot_the_bonding.doc Toets: Metaalrooster Toets: Ionrooster

Meerkeuzetoetsen chemische binding

Toelichting Inhoud toetsen Deze toetsen zijn geschikt voor 4/5 havo en 4/5 vwo of 5/6 vwo en gaan grotendeels over de inhoud van dit thema. Een aantal vragen gaan over thema's 8 (Moleculaire stoffen) en 9 (Zouten), die u beiden kunt opvatten als uitbreidingen van onderdelen van thema 7, waarin we de belangrijkste kenmerken van moleculaire stoffen en zouten reeds noemen. Waar te vinden? De toetsen zijn gekoppeld aan enkele gangbare scheikundemethodes (Chemie, Chemie Overal, Curie en Pulsar Chemie) en te vinden binnen deze tabbladenset (zie tablabels). Nadere omschrijving Elke set meerkeuzevragen heeft twee toetsversies met identieke toetsvragen, die in een verschillende volgorde staan. De toetsen zijn voorzien van docenthandleidingen, diagnosebladen met leeradviezen, toetsanalysebladen, scoreprofielen, antwoordsleutels en modellen voor de omzetting van een score in een cijfer. Naast toepassing kunnen deze bijlagen ook belangrijke voorbeelden of hulpmiddelen zijn bij het ontwikkelen en evalueren van nieuwe toetsen of toetsvragen.

Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4 HAVO / 5 HAVO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO: Stoffen-1 Stoffen-2 Docentenhandleiding 4 VWO / 5 VWO Toetsen 4 VWO / 5 VWO Stoffen-1 Stoffen-2

Chemie Overal Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Stoffen-1 Stoffen-2 Toetsen 5 VWO / 6 VWO Stoffen

Curie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets te openen. Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Stoffen-1 Stoffen-2 Toetsen 4 VWO / 5 VWO Stoffen-1 Stoffen-2

Pulsar - Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Stoffen Toetsen 4 VWO/ 5 VWO Stoffen

Moleculaire stoffen Moleculaire stoffen bestaan uit moleculen. De variatie in ruimtelijke bouw en eigenschappen binnen deze groep stoffen is groot. We onderscheiden polaire en apolaire stoffen. Intermoleculaire krachten leiden tot onderlinge binding van moleculen. Er bestaat een direct verband tussen de aard en de grootte van deze krachten en een aantal fysische eigenschappen van de stof. Verschillen in oplosbaarheid van moleculaire stoffen verklaren we met het verbreken en vormen van intermoleculaire bindingen. Een stukje van een ingewikkeld molecuul: DNABron: McMurry & Fay, Chemistry

Sk 08.01 Ruimtelijke bouw van moleculen

De ruimtelijke bouw van moleculen De ruimtelijke bouw van eenvoudige moleculen kunnen we voorspellen aan de hand van de elektronenformule. Hierbij maken we gebruik van de VSEPR-methode. Deze methode berust op de onderlinge afstoting van bindende en niet-bindende elektronenparen rond een centraal atoom. Het aantal elektronenwolken dat elkaar onderling afstoot noemen we het omringingsgetal. Dit bepaalt de basisgeometrie van het molecuul. Ruimtelijke moleculaire structuren van (a) SO2, (b) C2H4O2, (c) NH3 en (d) H2. Bronfiguur: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry. De oorspronkelijke figuur is van Prof. Andrew J. Pounds, Mercer University, Macon, GA, en Dr. Mark A. Iken, Scientific Visualization Laboratory, Georgia Institute of Technology, Atlanta, GA. We hebben de lay-out hiervan aangepast.

Elektronenformules Een elektronenformule van een molecuul (ook Lewis-formule genoemd) is een structuurformule, aangevuld met de niet-bindende elektronenparen. Een niet-bindend of 'vrij’ elektronenpaar is een elektronenpaar dat niet deelneemt aan de koppeling tussen atomen. In een elektronenformule zijn dus alle valentie-elektronen aangegeven. Een enkel elektron stellen we voor door een punt, een elektronenpaar door een streepje (soms door twee puntjes). Met behulp van elektronenformules kunnen we de ruimtelijke structuur van veel moleculen voorspellen en de vaste aantalverhoudingen waarin atomen met elkaar samengaan tot moleculen verklaren. Voor het opstellen van elektronenformules gelden de volgende regels: Een enkel atoom heeft zoveel mogelijk valentie-elektronen in ongepaarde toestand. Meer dan vier ongepaarde elektronen komen niet voor. Bij de vorming van atoombindingen zullen de ongepaarde elektronen van een atoom gemeenschappelijke elektronenparen vormen met de ongepaarde elektronen van een ander atoom. In een molecuul zal ieder atoom een schijnbare edelgasconfiguratie hebben. De octetregel stelt dat elk atoom acht valentie-elektronen (vier elektronenparen) om zich heen heeft (de gemeenschappelijke elektronenparen meegerekend). Uitzondering hierop is waterstof, met maximaal twee elektronen. Strikt genomen geldt de octetregel alleen voor atoomsoorten uit de tweede periode van het periodiek systeem (C, N, O en F). Atomen uit de derde en hogere perioden wijken soms af van de octetregel. Met inachtneming van bovenstaande regels kunnen we aan de hand van het periodiek systeem de elektronenformules van moleculen afleiden. Het aantal valentie-elektronen van een niet-metaalatoom volgt, voor de groepen 14 t/m 18, uit het nummer van de groep waarin het atoom staat. Het aantal gemeenschappelijke elektronenparen dat een atoom heeft met een of meer andere atomen noemen we de covalentie van het atoom. Dit is dus het getal dat aangeeft hoeveel bindingen die atoomsoort in een molecuul kan aangaan. Nummer groep Aantal valentie- elektronen Covalentie 14 4 4 15 5 3 16 6 2 17 7 1 18 8 0 Voorbeelden van elektronenformules Elektronenformules van waterstof (H2), fluor (F2), zuurstof (O2) en stikstof (N2) Elektronenformules van waterstoffluoride (HF), water (H2O), ammoniak (NH3) en methaan (CH4) Elektronenformules van ethaan (C2H6), hydrazine (N2H4) en waterstofperoxide (H2O2) Ontstaan van de elektronenformule van hydrazine, N2H4 Bron: McMurry & Fay, Chemistry

VSEPR-methode Met behulp van de Valence Shell Electron Pair Repulsion-methode kunnen we de ruimtelijke bouw van een klein molecuul of van een fragment van een groot molecuul voorspellen uit de elektronenformule van het molecuul. Onder de ruimtelijke bouw van een molecuul verstaan we de onderlinge posities van de atomen: de afstanden tussen de atomen en de hoeken die de atoombindingen met elkaar maken. Deze hoeken noemen we bindingshoeken . De VSEPR-methode beschouwt de bindende en niet-bindende ('vrije') elektronenparen rond een centraal atoom als negatieve ladingswolken die elkaar afstoten. Deze methode kunnen we als volgt samenvatten: De bindende en niet-bindende elektronenparen rond een centraal atoom tellen we op. Dubbele en drievoudige elektronenparen rekenen we als één elektronenpaar (één negatieve ladingswolk). Het aantal aldus getelde elektronenparen noemen we het omringingsgetal. De elektronenparen stoten elkaar af en zullen daardoor ruimtelijk zo ver mogelijk van elkaar zijn verwijderd. Het omringingsgetal bepaalt de basisgeometrie van het molecuul. Omringingsgetal Basisgeometrie Bindingshoek 2 lineair 180o 3 gelijkzijdige driehoek 120o 4 tetraëder 109,5o Afwijkingen van de basisgeometrie zijn het gevolg van de ongelijkwaardigheid van de verschillende elektronenparen. Een grotere negatieve lading veroorzaakt een grotere afstoting. De grootte van de negatieve lading van de elektronenparen neemt toe in de volgorde: enkelvoudige binding Afwijkingen van de basisgeometrie zijn het gevolg van de ongelijkwaardigheid van de verschillende elektronenparen. Een grotere negatieve lading veroorzaakt een grotere afstoting. De grootte van de negatieve lading van de elektronenparen neemt toe in de volgorde: enkelvoudige binding < dubbele binding < drievoudige binding < vrij elektronenpaar We bespreken de vorm en de ruimtelijke bouw van enkele eenvoudige moleculen met omringingsgetallen 2, 3 en 4 aan de hand van voorbeelden. Een overzicht van verschillende omringingen en bijbehorende moleculen is te vinden op: http://www.chemmybear.com/shapes.html

Omringingsgetal 2 Indien er slechts twee negatieve ladingswolken rond een centraal atoom zijn, dan zijn deze het verst van elkaar verwijderd als ze in tegengestelde richting wijzen. Er ontstaat een lineaire structuur en een bindingshoek van 180o: de drie atomen liggen op één lijn. Voorbeelden: BeCl2, CO2 en HCN. Elektronenformules van BeCl2, CO2 en HCN Modellen van CO2 en HCNBron: McMurry & Fay, Chemistry

Omringingsgetal 3 Indien een atoom door drie negatieve ladingswolken is omgeven, ontstaat een vlakke structuur. Het centrale atoom zit in het zwaartepunt van een gelijkzijdige driehoek en de elektronenparen wijzen naar de drie hoekpunten. De bindingshoeken zijn 120o. We spreken ook wel van een trigonale structuur (trigonaal betekent driehoekig). Voorbeelden: BF3, HCHO (methanal) en SO2. Elektronenformules van BF3, HCHO en SO2 BF3 heeft met drie (gelijkwaardige) enkelvoudige bindingen een trigonale structuur met bindingshoeken van 120o. In HCHO is het centrale C-atoom met een dubbele binding aan het O-atoom en met enkelvoudige bindingen aan twee H-atomen gebonden. De HCH-hoek van 117o is iets kleiner dan de voorspelde: de dubbele binding veroorzaakt een grotere afstoting dan een enkelvoudige binding. Model van HCOHBron: McMurry & Fay, Chemistry SO2 is een molecuul met één dubbele binding, één enkelvoudige binding en een niet-bindend elektronenpaar. De structuur van SO2 noemen we vaak een gehoekte structuur . De feitelijke vorm van het molecuul wordt immers slechts bepaald door drie atomen. Door de trigonale omringing heeft het molecuul echter een gehoekte in plaats van een lineaire structuur, met een bindingshoek van ongeveer 120o in plaats van 180o. Model van SO2 Bron: McMurry & Fay, Chemistry

Omringingsgetal 4 Indien een atoom door vier negatieve ladingswolken is omgeven, zijn de elektronenparen naar de vier hoekpunten van een tetraëder gericht. Het centrale atoom bevindt zich in het zwaartepunt van het regelmatige viervlak. We spreken van een tetraëdrische structuur. De bindingshoeken zijn 109,5o, de zogenoemde tetraëderhoek. Voorbeelden: CH4, NH3 en H2O. CH4 heeft met vier (gelijkwaardige) enkelvoudige bindingen een regelmatige tetraëdrische structuur met hoeken van 109,5o. Model van CH4 Bron: McMurry & Fay, Chemistry Bij NH3 heeft het centrale stikstofatoom drie enkelvoudig bindende elektronenparen en een niet-bindend elektronenpaar. De grotere afstoting van het vrij elektronenpaar duwt de NH-bindingen naar elkaar toe, zodat de HNH-hoek 107,3o is geworden. De ruimtelijk bouw van een NH3-molecuul omschrijven we ook wel als een (trigonale) piramide. De vorm van het molecuul wordt immers slechts bepaald door vier atomen. Model van NH3 Bron: McMurry & Fay, Chemistry In H2O is het O-atoom omringd door twee enkelvoudige bindingen en twee vrije elektronenparen. De geometrie is daarom ook hier gebaseerd op een tetraëder. Het molecuul H2O heeft daardoor geen lineaire maar een gehoekte structuur. De bindingshoek is 104,5o, i.p.v. 109,5o door de nog sterkere vervorming van de tetraëder door de aanwezigheid van de twee vrije elektronenparen. Model van H2OBron: McMurry & Fay, Chemistry

De ruimtelijke bouw van moleculen De ruimtelijke bouw van eenvoudige moleculen kunnen we voorspellen aan de hand van de elektronenformule. Hierbij maken we gebruik van de VSEPR-methode. Deze methode berust op de onderlinge afstoting van bindende en niet-bindende elektronenparen rond een centraal atoom. Het aantal elektronenwolken dat elkaar onderling afstoot noemen we het omringingsgetal. Dit bepaalt de basisgeometrie van het molecuul.

Omringingsgetal Omringingsgetallen groter dan 4 kunnen ook voorkomen. Bij 5-omringing is de geometrie een trigonale bipiramide, bij 6-omringing een octaëder, bij 7-omringing een pentagonale bipiramide. Zie hiervoor ook de genoemde website: http://www.chemmybear.com/shapes.html Belangrijk is dat leerlingen in staat zijn om vanuit de elektronenconfiguratie van de atomen de elektronenformule (Lewis-formule) van een molecuul te tekenen. Vervolgens moet het centrale atoom worden herkend en daarna het correcte omringingsgetal. Belangrijk is te begrijpen dat het omringingsgetal niet hetzelfde hoeft te zijn als het aantal bindingen. Dubbele en drievoudige bindingen worden in dit model immers beschouwd als één gelokaliseerde ladingswolk, vergelijkbaar met de ladingswolk van een enkele binding. Ook vrije elektronenparen van het centrale atoom tellen als equivalente gelokaliseerde ladingswolken. Bedenk dat het bij leerlingen kan ontbreken aan voldoende ruimtelijk inzicht. Omdat we structuurformules nu eenmaal in het platte vlak tekenen is ook het idee van een ruimtelijke structuur soms vreemd, zoals het dat ook was vóór de twintigste eeuw. Van 't Hoff heeft ook in dit verband een pioniersrol gehad. Oefening Literatuur C. Furió, M. Calatayud (1996) Difficulties with the Geometry and Polarity of Molecules, Journal of Chemical Education, 73(1), 36 - 41. R. Gillespie (2004) Teaching Molecular Geometry with the VSEPR Model,Journal of Chemical Education, 81(3), 298-304.

08.02 Polariteit

Polariteit In een molecuul kan, door het optreden van polaire atoombindingen, ladingsscheiding optreden: het molecuul is een dipoolmolecuul. Een kwantitatieve maat voor de polariteit van een molecuul is het dipoolmoment. Stoffen waarvan de moleculen een dipoolmoment hebben, noemen we polaire stoffen. Stoffen waarvan de moleculen geen dipoolmoment hebben, heten apolaire stoffen. Chloormethaan is een dipoolmolecuul De pijl staat voor de dipoolmomentvector Het rechterplaatje suggereert de twee verschillende ladingskanten van het molecuulBron: McMurry & Fay, Chemistry

Dipoolmolecuul en dipoolmoment Dipoolmolecuul Door ladingsscheiding binnen een molecuul, is een molecuul een dipoolmolecuul of polair molecuul. Een dipoolmolecuul is een molecuul met twee polen: de ene kant van het molecuul is iets positief geladen (d+), de andere iets negatief (d-). Een molecuul heeft een dipool als aan twee voorwaarden is voldaan: er moeten polaire atoombindingen in het molecuul aanwezig zijn (elke binding is dan een dipool, een zogeheten bindingsdipool ); de bindingsdipolen mogen elkaar, als gevolg van de ruimtelijke bouw en de daarmee samenhangende symmetrie van het molecuul, niet opheffen. Dipoolmoment De sterkte van een dipool drukken we uit in het dipoolmoment m. Het dipoolmoment is een vectorgrootheid: een grootheid met een grootte en een richting. In het molecuul geven we het weer met een pijl die wijst van het centrum van de d+ lading naar dat van de d- lading. Een eenvoudig voorbeeld is het waterstoffluoridemolecuul met één polaire atoombinding, één bindingsdipool. Het H-atoom is iets positief en het F-atoom iets negatief geladen: De grootte van het dipoolmoment is gelijk aan: m = lading (d+) x afstand van ladingsmiddelpunten (d+ en d-) In het SI-eenhedenstelsel heeft het dipoolmoment de eenheid coulomb meter (Cm). In BINAS tabel 55 staan de dipoolmomenten van enkele eenvoudige anorganische en organische stoffen. Een belangrijk voorbeeld van een molecuul met dipool is het H2O-molecuul. Het is een gehoekt molecuul met twee polaire atoombindingen, twee bindingsdipolen. De partiële dipoolmomenten kunnen we vectorieel optellen tot het netto dipoolmoment van het molecuul. Een ander voorbeeld van een molecuul met dipool is het NH3-molecuul. Dipool van een H2O-molecuul en een NH3-molecuulBron: Brady & Senese, Chemistry

Polaire en apolaire stoffen Een stof die uit dipoolmoleculen bestaat is een polaire stof. Het dipoolmoment, dat we kunnen meten, is een kwantitatieve maat voor de polariteit van een stof. Voorbeelden van polaire stoffen zijn water (H2O), ammoniak (NH3) en trichloormethaan (CHCl3). Een apolaire stof is een stof die uit apolaire moleculen bestaat. Een apolair molecuul is een molecuul zonder dipool. Voorbeelden van apolaire stoffen zijn: zuurstof (O2), methaan (CH4), tetrachloormethaan (CCl4), en koolstofdioxide (CO2). In het O2-molecuul is geen polaire atoombinding aanwezig en dus geen ladingsscheiding (d+ en d-). In de andere drie moleculen heffen de bindingsdipolen elkaar op vanwege de symmetrie van de moleculen: de vectorsom van de partiële dipoolmomenten is gelijk aan nul. Tetrachoormethaan: de rode en blauwe vector (som van twee zwarte vectoren) heffen elkaar op, geen dipool               Trichloormethaan: de rode vector is de som van de partiële dipoolmomenten, wel een dipool                                                             Bron: Petrucci, General Chemistry Aangezien we dipoolmomenten kunnen meten, is de hierboven geschetste gang van zaken in de praktijk juist omgekeerd. Gegeven het feit dat CO2 twee polaire atoombindingen heeft en voor deze stof een dipoolmoment = 0 is gemeten, kunnen we de conclusie trekken dat een CO2-molecuul lineair is. Het meten van dipoolmomenten geeft dus informatie over de ruimtelijke vorm van kleine moleculen. Kooldioxide heeft geen dipoolmoment: de somvector is nulBron: McMurry & Fay, Chemistry

Polariteit In een molecuul kan, door het optreden van polaire atoombindingen, ladingsscheiding optreden: het molecuul is een dipoolmolecuul. Een kwantitatieve maat voor de polariteit van een molecuul is het dipoolmoment. Stoffen waarvan de moleculen een dipoolmoment hebben, noemen we polaire stoffen. Stoffen waarvan de moleculen geen dipoolmoment hebben, heten apolaire stoffen.

Dipoolmoment Belangrijk is om te benadrukken dat het dipoolmoment een vector is. De eenheid is Cm (coulombmeter). Zie BINAS tabel 55. Als dit te moeilijk is voor de doelgroep kun je het dipoolkarakter van een molecuul ook toelichten door te spreken over het centrum van de positieve lading (zwaartepunt van positieve lading) en het centrum van de negatieve lading. Als deze niet samenvallen is het molecuul een dipool. Het dipoolmoment van een molecuul is de vectoriële som van de deeldipoolmomenten langs ieder polaire binding in het molecuul (zie de figuur in de Vakinhoud). Met behulp van dipoolmoment en bindingslengte is de grootte van δ+ te berekenen. Ook hier is enig ruimtelijk inzicht van belang.

Sk 08.03 Intermoleculaire krachten

Intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten is een verzamelnaam voor drie soorten krachten die tussen moleculen kunnen optreden: de London-VanderWaalskracht, de dipool-dipoolaantrekking en de waterstofbrug. Deze krachten leiden tot onderlinge binding van moleculen: de intermoleculaire binding of molecuulbinding.  Deze krachten bepalen de samenhang (cohesie) tussen de moleculen van een moleculaire stof. Bron

London-VanderWaalskracht De London-VanderWaalskracht is een zwakke kracht, die altijd werkzaam is tussen atomen en moleculen. Bij apolaire moleculen is dit de enige onderlinge bindingskracht die optreedt. De grootte van deze kracht is ongeveer evenredig met het totaal aantal elektronen in een molecuul. Moleculen met meer elektronen hebben in de regel ook een grotere massa en een grotere omvang (groter interactie-oppervlak). In het algemeen zal tussen moleculen met een grotere massa dus een sterkere London-VanderWaalsbinding optreden. De London-VanderWaalskracht werkt over zeer korte afstand. Op een afstand van één molecuuldiameter is deze kracht al nauwelijks meer merkbaar: de moleculen moeten elkaar vrijwel raken voordat van onderlinge aantrekking sprake is. Bij dezelfde molecuulmassa is daardoor de wisselwerking tussen langwerpige moleculen groter dan die tussen bolvormige moleculen (langwerpige moleculen hebben een groter contactoppervlak dan bolvormige moleculen). Dit komt bijvoorbeeld tot uiting in het verschil in kookpunt van pentaan en dimethylpropaan. Het meest bolvormige molecuul is de stof met het laagste kookpunt. Zie ook 'Smeltpunt en kookpunt' in de paragraaf 'Molecuulbouw en stofeigenschappen'. Effect van de molecuulvorm Links: Pentaan, C5H12, M = 72, kookpunt 309 K Rechts: 2,2-Dimethylpropaan, C5H12, M = 72, kookpunt 283 KBron: McMurry & Fay, Chemistry

Dipool-dipoolaantrekking De dipool-dipoolaantrekking is een zwakke kracht die ontstaat door wisselwerking van dipoolmoleculen onderling. De dipolen richten zich naar elkaar, waardoor netto een zwakke extra aantrekking ontstaat. De dipool-dipoolaantrekking is ongeveer even sterk als de London-VanderWaalsbinding, of iets kleiner. Dipool-dipoolaantrekkingBron: Petrucci, General Chemistry Dipool-dipoolaantrekking en London-VanderWaalsbinding noemen we kortweg VanderWaalskracht, of VanderWaalsbinding. Voor verdieping zie: Intermolecular bonding - van der Waals forces.

Waterstofbrug De waterstofbrug of H-brug ontstaat door interactie van een waterstofatoom aan een O-, N- of F-atoom met een vrij elektronenpaar van een ander O-, N- of F-atoom. De waterstofbrug is, net als de dipool-dipoolaantrekking, een extra binding die naast de altijd aanwezige London-VanderWaalsbinding werkzaam kan zijn. In het algemeen zijn waterstofbruggen de sterkste intermoleculaire interacties. In formules geven we de waterstofbrug aan met een stippellijn. Vorming van H-bruggen tussen H2O-moleculen onderling en tussen NH3-moleculen onderlingBron: McMurry & Fay, Chemistry Verdieping met bijpassende video. Waterstofbruggen in vloeibaar water en in ijs In de vloeibare fase kunnen watermoleculen vrij bewegen. Er worden voortdurend H-bruggen verbroken en steeds weer nieuwe H-bruggen gevormd. Bij ijs zitten de watermoleculen op een vaste plaats in het molecuulrooster en worden de H-bruggen niet meer verbroken. In ijs is ieder watermolecuul via waterstofbruggen met vier naburige watermoleculen verbonden (tetraëders). Zo ontstaat een patroon met zeshoekige holtes; ijs heeft een zeer open kristalstructuur. De ruimte tussen de moleculen water in ijs is veel groter dan de ruimte tussen de moleculen in vloeibaar water. Animatie vorming H-bruggen Flashanimatie vorming en verbreking H-bruggen H-bruggen in vloeibaar waterBron: McMurry & Fay, Chemistry H-bruggen in ijsBron: McMurry & Fay, Chemistry Bij het smelten van ijs 'stort het kristalrooster in'; een deel van de H-bruggen wordt verbroken. Daardoor heeft water bij 0°C een grotere dichtheid dan ijs (ijs drijft op water). De watermoleculen kunnen wat dichter bij elkaar komen, maar niet alle ordening gaat volledig verloren. Pas bij 4°C zijn zoveel waterstofbruggen verbroken, dat de moleculen de dichtst mogelijke pakking hebben. Bij die temperatuur heeft water de grootste dichtheid, 1 kg dm-3. Bij verdere toename van de temperatuur is de toenemende warmtebeweging de oorzaak van grotere tussenruimten tussen de moleculen, waardoor de dichtheid van water weer afneemt. Warm water is 'lichter' dan koud water. Het gedrag van ijs en water is een hoge uitzondering. Bij vrijwel alle andere stoffen neemt de dichtheid bij het smelten af. In een vaste stof ordenen de deeltjes zich in het algemeen zo dat zij de beschikbare ruimte zoveel mogelijk opvullen. In een vloeistof is de ruimte tussen de deeltjes iets groter, omdat de deeltjes zich ten opzichte van elkaar kunnen verplaatsen. Dit uit zich in het feit dat, in bijna alle gevallen, de dichtheid van een stof in de vloeibare fase lager is dan die van de vaste fase.

Sterkte van interacties De onderlinge sterktes van krachten en bindingen tussen en in moleculen verhouden zich ongeveer als: London-VanderWaals : waterstofbrug : atoombinding = 1 : 10 : 100 De dipool-dipoolaantrekking is ongeveer even sterk als de London-VanderWaalsbinding. Deze verhouding geeft slechts een ruw idee. Bij kleine moleculen, met weinig elektronen, zal bijvoorbeeld de waterstofbrug sterker zijn dan de London-VanderWaalsbinding, maar bij heel grote moleculen kan de laatste kracht overheersen. De binding tussen de atomen in een molecuul, de atoombinding of polaire atoombinding, is van een ander type en veel sterker dan de intermoleculaire binding of molecuulbinding.

Intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten is een verzamelnaam voor drie soorten krachten die tussen moleculen kunnen optreden: de London-VanderWaalskracht, de dipool-dipoolaantrekking en de waterstofbrug. Deze krachten leiden tot onderlinge binding van moleculen: de intermoleculaire binding of molecuulbinding.  Deze krachten bepalen de samenhang (cohesie) tussen de moleculen van een moleculaire stof.

Kracht of binding? Er kan verwarring ontstaan doordat de woorden kracht en binding door elkaar worden gebruikt: VanderWaalskracht, VanderWaalsbinding, cohesiekracht, waterstofbrug, molecuulbinding, intermoleculaire kracht etc. Dat is de reden dat leerlingen dit niet herkennen als een chemische binding: een elektrische wisselwerking die de boel bij elkaar houdt. Het kost energie om de binding te verbreken. Bij moleculaire stoffen moeten we scherp onderscheid maken tussen twee soorten krachten: De krachten in elk molecuul, die de atomen van een molecuul bijeenhouden (intramoleculaire krachten). Dit zijn de (al dan niet polaire) atoombindingen. De krachten tussen de moleculen onderling: de intermoleculaire krachten. Deze krachten bepalen de samenhang (cohesie) tussen de moleculen van de stof. Deze krachten leiden tot onderlinge binding van moleculen: de intermoleculaire binding of molecuulbinding.

Waterstofbrug Voor de vorming van een waterstofbrug zijn twee 'pijlers' nodig. Elke pijler moet een atoom zijn uit de verzameling: zuurstof, stikstof of fluor. Het waterstofatoom, dat sterk d+ is, vormt als het ware de brug tussen de twee pijlers, die elk sterk d- zijn. Aangezien voor een waterstofbrug èn een waterstofatoom èn een vrij elektronenpaar nodig is, kan een watermolecuul met vier waterstofbruggen aan andere watermoleculen zijn verbonden. Vier H-bruggen tussen een watermolecuul en andere watermoleculen: tetraëdrische omringingBron: Brady, Chemistry De pijlers behoeven niet atomen van dezelfde soort te zijn. Op deze manier kunnen ook waterstofbruggen tussen twee verschillende moleculen ontstaan, bijvoorbeeld tussen een watermolecuul en een molecuul van een in water opgeloste stof. Er kunnen ook waterstofbruggen worden gevormd tussen twee groepen van hetzelfde molecuul. Grote biomoleculen, zoals eiwitten en nucleïnezuren, danken hun stabiliteit aan de vorming van deze (intramoleculaire) waterstofbruggen.

Sk 08.04 Molecuulbouw en stofeigenschappen

Molecuulbouw en stofeigenschappen De waarneembare macroscopische eigenschappen van een moleculaire stof kunnen we verklaren op grond van de structuur van de stof op moleculair niveau. Er bestaat een direct verband tussen de aard en de grootte van de intermoleculaire krachten en een aantal fysische eigenschappen van de stof. De bijzondere eigenschappen van water zijn te danken aan het feit dat watermoleculen sterk polair zijn en gemakkelijk waterstofbruggen vormen. Water op een schone glasplaat (links) en op een ingevette glasplaat (rechts): verschil in intermoleculaire wisselwerkingBron: Petrucci, General Chemistry

Smeltpunt en kookpunt Bij faseveranderingen blijven de moleculen intact. Bij smelten en verdampen zijn dus alleen de intermoleculaire krachten van belang. Van verbreken van de veel sterkere atoombindingen in een molecuul is geen sprake. De smelt- en kookpunten van een moleculaire stof zijn een maat voor de grootte van de intermoleculaire krachten. Het is echter niet eenvoudig om de hoogte ervan precies te voorspellen. We beperken ons tot het vergelijken van smelt- en kookpunten van verschillende stoffen. Soms zijn smelt- en kookpunten niet te meten, omdat verbindingen voor die tijd ontleden. Apolaire stoffen Bij moleculen zonder dipoolmoment is de zwakke London-VanderWaalskracht de enige onderlinge bindingskracht die optreedt. Daardoor zijn de smelt- en kookpunten van apolaire stoffen extreem laag. Veel stoffen zijn bij kamertemperatuur vloeistoffen of gassen. Hoe groter de molecuulmassa van een stof, des te sterker is de London-VanderWaalskracht. Als gevolg hiervan zijn bijvoorbeeld H2, F2 en Cl2 bij kamertemperatuur gassen, is Br2 een vloeistof en is I2 een vaste stof. Halogeen Smeltpunt (K) Kookpunt (K) F2 53,5 85,0 Cl2 172,2 238,6 Br2 265,9 331,9 I2 386,7 457,5 Het effect van de vorm van moleculen komt bijvoorbeeld tot uiting in de kookpunten van koolwaterstoffen met dezelfde molecuulformule, maar met verschillende structuur. In de tabel staan de kookpunten van de drie isomeren van pentaan, C5H12. Het meest bolvormige molecuul is de stof met het laagste kookpunt. Zie ook 'London-VanderWaalskracht' in de paragraaf 'Intermoleculaire krachten'. Isomeer Kookpunt (K) n-pentaan 309 2-methylbutaan 301 2,2-dimethylpropaan 283 Polaire stoffen Bij moleculen met een dipoolmoment zijn de intermoleculaire krachten door de dipool-dipoolaantrekking iets sterker, maar veel verschil zal dat niet maken. De algemene trend is dat smelt- en kookpunten stijgen met toenemende molecuulmassa. Sommige stoffen, zoals H2O, NH3 en HF, wijken duidelijk af van deze trend. Ze hebben vanwege de vorming van waterstofbruggen aanzienlijk hogere kookpunten dan we op grond van de molecuulmassa kunnen verwachten. Kookpunten van enkele waterstofverbindingenBron: McMurry & Fay, Chemistry

Smeltwarmte en verdampingswarmte De smelt- en verdampingwarmte van een stof is ook een maat voor de sterkte van de krachten tussen de moleculen onderling. Water, met netto twee waterstofbruggen per molecuul, heeft een beduidend hogere verdampingswarmte (en kookpunt) dan ammoniak en methaan. Ammoniak heeft weer een beduidend hogere verdampingswarmte (en kookpunt) dan methaan, dat uit apolaire moleculen bestaat. Stof Formule Kookpunt (K) Verdampingswarmte (kJmol-1) Water H2O 373 40,7 Ammoniak NH3 240 23,4 Methaan CH4 112 8,2

Viscositeit Viscositeit of stroperigheid van een vloeistof is een maat voor de weerstand die een vloeistof biedt tegen stroming. Hoe viskeuzer de vloeistof is, des te trager stroomt hij. De viscositeit van een vloeistof wordt bepaald door de krachten tussen de moleculen onderling en, bij grote en lange moleculen, ook door de vorm van de moleculen. Sterkere intermoleculaire krachten belemmeren de beweging van de moleculen meer dan zwakkere. Stoffen met moleculen die waterstofbruggen kunnen vormen hebben aanzienlijk hogere viscositeit dan apolaire moleculen, waar alleen London-VanderWaalskrachten werkzaam zijn. De alkanen met kleine moleculen, bijvoorbeeld pentaan, hebben een zeer lage viscositeit. De viscositeit neemt toe naarmate de keten langer wordt. Dit is deels toe te schrijven aan de toename van de London-VanderWaalsbinding, maar voor een belangrijk deel ook aan het feit dat de lange moleculen in elkaar haken en daardoor moeilijker langs elkaar kunnen bewegen, het 'spaghetti-effect'. In tabel 11 van BINAS staat de viscositeit van een aantal vloeistoffen. Van de meeste vloeistoffen neemt de viscositeit af bij toenemende temperatuur.

Oppervlaktespanning Een vloeistofoppervlak gedraagt zich als een soort elastisch vlies, dat altijd een zo klein mogelijk oppervlak aanneemt. Dit verschijnsel heet oppervlaktespanning. Midden in de vloeistof wordt een molecuul van alle kanten even sterk aangetrokken. Moleculen aan het oppervlak hebben aan één kant geen buren en ondervinden daardoor netto een binnenwaarts gerichte kracht. Het gevolg hiervan is dat altijd zo min mogelijk moleculen zich aan het vloeistofoppervlak zullen bevinden en dat het vloeistofoppervlak daardoor altijd zo klein mogelijk zal zijn. De sterkte van de intermoleculaire krachten bepaalt de oppervlaktespannning. Water heeft een driemaal zo hoge oppervlaktespanning als de meeste andere vloeistoffen (zie BINAS tabel 11). Oppervlaktespanning ontstaat door asymmetrische krachten op moleculen aan het vloeistofoppervlakBron: Petrucci, General Chemistry Door de hoge oppervlaktespanning van kwik treedt er snel druppelvorming opBron: McMurry & Fay, Chemistry

Bijzondere eigenschappen van water Water is een moleculaire stof met heel bijzondere eigenschappen; zonder water is leven op aarde niet mogelijk. Deze eigenschappen zijn te danken aan het feit dat watermoleculen sterk polair zijn en gemakkelijk waterstofbruggen kunnen vormen. Water heeft de grootste dichtheid bij 4 oC en niet bij het smeltpunt, zoals alle andere stoffen. Dit heeft belangrijke gevolgen: oppervlaktewater van 4 oC dat verder afkoelt, blijft boven en water bevriest dus steeds van bovenaf. Omdat ijs aanzienlijk lichter is dan water, blijft het drijven en werkt als een isolerende laag. Water heeft een hoog smeltpunt en kookpunt, vergeleken met andere moleculaire stoffen met ongeveer dezelfde molecuulmassa. Hierdoor is het temperatuurgebied waarbinnen water vloeibaar is (het vloeistoftraject), uitzonderlijk gunstig voor de chemie van levende organismen. Water heeft de hoogste oppervlaktespanning van alle vloeistoffen (uitgezonderd kwik). Dit heeft belangrijke gevolgen voor de druppelvorming (regen), voor allerlei grensvlakverschijnselen en voor het bestaan van stabiele biomembranen. Water heeft de hoogste soortelijke warmte van alle vloeistoffen (uitgezonderd ammoniak): er is dus veel warmte vereist om het van temperatuur te doen veranderen. Daardoor heeft water een stabiliserend effect op de omgevingstemperatuur en voorkomt dat organismen in water onderworpen zijn aan abrupte temperatuurveranderingen. Deze eigenschap maakt water ook geschikt als koelmiddel in machines. Water heeft de hoogste verdampingswarmte van alle vloeistoffen. Hierdoor heeft het een stabiliserend effect op het klimaat en veroorzaakt een belangrijk warmtetransport van water naar lucht (de verdampingswarmte komt weer vrij bij condensatie). Ook deze eigenschap maakt water geschikt als koelmiddel in machines. Water heeft de hoogste diëlektrische constante van alle gewone vloeistoffen en is daardoor een zeer goed oplosmiddel voor zouten (zie 'De rol van het oplosmiddel' in het thema 'Zouten'). Water is een sterk polair oplosmiddel en mede door de vorming van waterstofbruggen een uitstekend oplosmiddel voor vele stoffen.   IJs als isolator op citrusfruitBron: Petrucci, General Chemistry

Molecuulbouw en stofeigenschappen De waarneembare macroscopische eigenschappen van een moleculaire stof kunnen we verklaren op grond van de structuur van de stof op moleculair niveau. Er bestaat een direct verband tussen de aard en de grootte van de intermoleculaire krachten en een aantal fysische eigenschappen van de stof. De bijzondere eigenschappen van water zijn te danken aan het feit dat watermoleculen sterk polair zijn en gemakkelijk waterstofbruggen vormen.

Kookpunt De enige kracht tussen edelgasatomen is de London-VanderWaalsbinding. De kookpunten van de edelgassen vertonen duidelijk een relatie met het totaal aantal elektronen per atoom, zoals blijkt uit het diagram van onderstaande figuur. Kookpunt als functie van het aantal elektronen per molecuul De invloed van waterstofbruggen is goed merkbaar bij het kookpunt van verbindingen. In het verloop van de kookpunten van de reeks H2O, H2S, H2Se en H2Te in de figuur valt op dat water een aanzienlijk hoger kookpunt heeft, dan is te verwachten op grond van het totaal aantal elektronen per watermolecuul. De overige moleculen in deze reeks hebben wel een dipool, maar kunnen geen waterstofbruggen vormen. De aanwezigheid van de dipool komt tot uiting in een wat hoger kookpunt voor deze verbindingen. Zonder waterstofbruggen zou water een kookpunt hebben dat in de buurt ligt van het kookpunt van methaan: 112 K.

Oppervlaktespanning Door de oppervlaktespanning kunnen bepaalde insecten (zoals schrijvertjes) op het water staan. Door indeuking van het wateroppervlak wordt het oppervlak vergroot. De oppervlaktespanning trekt het vloeistofoppervlak zo klein mogelijk samen, waardoor een opwaartse kracht ontstaat. Juist bij water is dit effect sterk, omdat water, na kwik, de grootste oppervlaktespanning heeft. Ook droge zandkorrels of kleine metalen voorwerpen, zoals paperclips, kunnen op het water drijven door dit verschijnsel. Als de oppervlaktespanning van het water wordt verlaagd, door bijvoorbeeld zeep aan water toe te voegen, zinken deze voorwerpen onmiddellijk. Zie ook onder de knop Hydrolysereacties, subknop Zeep bij Vakinhoud 15.02.

Bijzondere eigenschappen van water Verwarmingscurve van ijs/water/waterdamp Bron: McMurry/Fay, Chemistry Let op de grote hoeveelheid warmte die nodig is om water te verdampen.

Sk 08.06 Oplossen van moleculaire stoffen

Oplossen van moleculaire stoffen Verschillen in oplosbaarheid van moleculaire stoffen kunnen we op moleculair niveau verklaren met het verbreken en vormen van intermoleculaire bindingen (theorie van oplossen). Apolaire stoffen lossen op in apolaire oplosmiddelen en polaire stoffen lossen op in polaire oplosmiddelen. In water lossen alleen moleculaire stoffen op waarvan de moleculen waterstofbruggen kunnen vormen. Vorming van een oplossing van een moleculaire stof, uitgaande van een vaste stof en een vloeistof of van twee vloeistoffenBron: McMurry & Fay, Chemistry

Oplosbaarheid De maximale hoeveelheid van een stof die per volume oplosmiddel kan oplossen noemen we de oplosbaarheid van die stof in het oplosmiddel (zie ook 'Oplossingen en oplosbaarheid' in het thema 'Mengsels en scheidingsmethoden'). De oplosbaarheid van de meeste stoffen is beperkt. Onder een verzadigde oplossing van een stof verstaan we een oplossing die de maximale hoeveelheid opgeloste stof bevat. Elke extra hoeveelheid stof die we toegevoegen, blijft onveranderd op de bodem liggen. In een onverzadigde oplossing kunnen we nog wat van de stof oplossen. De begrippen oplosbaarheid en mengbaarheid zijn synoniem. Bij vaste stoffen in vloeistoffen gebruiken we meestal de term oplosbaarheid, en bij twee vloeistoffen de term mengbaarheid. Meestal gebruiken we de eenheid: gram opgeloste stof per kilogram oplosmiddel. Een oververzadigde oplossing bevat meer opgeloste stof dan er eigenlijk op kan lossen en is niet stabiel. Het teveel aan opgeloste stof zal uitkristalliseren . Dit houdt in dat er in de vloeistof vaste stof ontstaat, totdat de oplossing juist weer verzadigd is. Een oververzadigde oplossing kan bijvoorbeeld ontstaan als we een verzadigde oplossing snel afkoelen. De oplosbaarheid van bijna alle vaste stoffen neemt immers meestal af bij dalende temperatuur. Bij het oplossen of mengen van stoffen treedt een warmte-effect op: de mengwarmte of oploswarmte. Soms wordt een oplossing koud, als er sprake is van een endotherm proces en soms wordt de oplossing warm, als het oplossen exotherm is (zie ook het energiediagram in 'Theorie van oplossen').

Theorie van oplossen Om verschillen in oplosbaarheid en mengbaarheid te kunnen verklaren, moeten wij ons verdiepen in hetgeen zich afspeelt op moleculair niveau bij het oplossen en mengen van stoffen. Het warmte-effect leert ons dat energie hierbij een belangrijke rol speelt. Verbreken en vormen van intermoleculaire bindingen Interacties bij oplossenBron: McMurry & Fay, Chemistry Bij oplossen worden de intermoleculaire bindingen tussen de deeltjes van de op te lossen stof en de intermoleculaire bindingen tussen de deeltjes van het oplosmiddel verbroken en worden er nieuwe bindingen gevormd tussen de deeltjes op te lossen stof en deeltjes oplosmiddel. Het verbreken van bindingen kost energie, bij het ontstaan van bindingen komt energie vrij. Als de energie die nodig is voor het verbreken van bindingen ongeveer even groot is als de energie die vrijkomt bij de vorming van nieuwe bindingen, zullen deeltjes op te lossen stof zich kunnen verdelen tussen deeltjes oplosmiddel: de stof lost op. Energiediagram van oplossenBron: McMurry & Fay, Chemistry Anders gezegd: indien de molecuulbindingen die worden verbroken ongeveer even sterk zijn als de molecuulbindingen die worden gevormd, zullen deeltjes op te lossen stof kunnen mengen met deeltjes oplosmiddel. Deeltjes mengen in beginsel dus alleen als ze gelijksoortig zijn: gelijken lossen gelijken op, of: soort zoekt soort. Vuistregels In apolaire oplosmiddelen lossen alleen apolaire stoffen op. In polaire oplosmiddelen lossen polaire stoffen op. In water, of andere H-brugvormende oplosmiddelen, lossen op: moleculaire stoffen waarvan de moleculen ook waterstofbruggen kunnen vormen; een groot aantal zouten (een zout bestaat niet uit dipoolmoleculen maar uit ionen; het 'Oplossen van zouten' bespreken we apart in het thema 'Zouten').

Oplossen van moleculaire stoffen Apolaire stoffen Tussen apolaire moleculen werkt alleen de London-VanderWaalsbinding. Deze is heel zwak en werkt over zeer korte afstand. Het maakt daardoor vaak niet zoveel uit of we apolaire moleculen van verschillende vorm en/of grootte mengen, de onderlinge wisselwerking is ongeveer gelijk: apolaire stoffen lossen op in apolaire vloeistoffen. De oplosbaarheid van apolaire stoffen in polaire vloeistoffen neemt af naarmate het verschil in polariteit groter is. Polaire stoffen Als moleculen een dipool hebben, is er ook nog de extra dipool-dipoolaantrekking werkzaam. De cohesie tussen dipoolmoleculen is daardoor iets sterker dan tussen moleculen met uitsluitend London-VanderWaalsbinding. Naarmate de dipool van de moleculen sterker is, zal de oplosbaarheid van polaire stoffen in apolaire vloeistoffen afnemen. Er moeten dan sterkere bindingen worden verbroken dan er worden gevormd. Water als oplosmiddel Water is een polaire stof, maar neemt een bijzondere plaats in vanwege de ongewoon sterke cohesie tussen de watermoleculen door de waterstofbruggen . Compensatie voor het verbreken van deze relatief sterke intermoleculaire aantrekkingskracht is alleen mogelijk indien de op te lossen moleculen zelf ook waterstofbruggen kunnen vormen. Apolaire stoffen lossen dus niet op in water, om redenen hiervoor beschreven en toegelicht. Soms echter lossen kleine apolaire moleculen toch een weinig op in water. Dit kan als de moleculen ervan zo klein zijn dat zij hier en daar in de intermoleculaire ruimten tussen de watermoleculen passen (bijvoorbeeld O2, Cl2, CH4). Polaire stoffen lossen vaak slecht op in water als er geen waterstofbruggen kunnen worden gevormd, ook al hebben de moleculen ervan een even sterke dipool als watermoleculen. Een dipool alleen levert niet voldoende compensatie voor het verbreken van de waterstofbruggen. Goed oplosbaar in water zijn bijvoorbeeld methanol (CH3OH), ethanol (C2H5OH) en suiker (C12H22O11). Een suikermolecuul heeft acht OH-groepen, waarmee waterstofbruggen kunnen worden gevormd, methanol- en ethanolmoleculen hebben elk één OH-groep die een waterstofbrug kan vormen. Methanol en ethanol behoren tot de alkanolen. Een alkanol is een alkaan waarin een H-atoom is vervangen door een OH-groep. Het is begrijpelijk dat alkanolen slechter oplosbaar zijn, naarmate de koolwaterstofketen langer wordt. Dat betekent immers dat het molecuul een groter apolair gedeelte heeft. Zo lost pentanol (C5H11OH) al bijna niet meer op in water. Oplossen van een polaire moleculaire stof in water (let op de oriëntatie van de watermoleculen)Bron: Brady & Senese, Chemistry

Oplossen van moleculaire stoffen Verschillen in oplosbaarheid van moleculaire stoffen kunnen we op moleculair niveau verklaren met het verbreken en vormen van intermoleculaire bindingen (theorie van oplossen). Apolaire stoffen lossen op in apolaire oplosmiddelen en polaire stoffen lossen op in polaire oplosmiddelen. In water lossen alleen moleculaire stoffen op waarvan de moleculen waterstofbruggen kunnen vormen.

Oplosbaarheid Warmte-effect bij oplossen Deze paragraaf gaat niet alleen over het oplossen van moleculaire stoffen. Het warmte-effect bij oplossen is namelijk gemakkelijk te demonstreren door het oplossen van enkele geschikte zouten in water. Neem bijvoorbeeld NaOH om een exotherm oplosproces te laten zien. Het oplossen van ammoniumnitraat is een voorbeeld van een endotherm oplosproces. Je kunt het temperatuureffect met een thermometer laten zien, maar het is zeker zo verrassend om in eerste instantie de leerlingen de reageerbuisjes te laten voelen. Bijna iedereen heeft namelijk het idee dat er bij oplossen niets anders gebeurt dan hetgeen je ziet. Men denkt niet aan een warmte-effect. Het voorspellen van het warmte-effect is niet eenvoudig, omdat het de som is van een aantal energie-effecten (zie 'Theorie van oplossen' in de Didactiek van deze paragraaf). Roosterenergie en hydratatie-energie zijn de belangrijkste. Oplosbaarheid als functie van de temperatuur De oplosbaarheidsverandering als functie van de temperatuur is waarschijnlijk hoofdzakelijk thermodynamisch bepaald: zolang DH - TDS negatief is, wordt de evenwichtsoplosbaarheid (verzadigde oplossing) nog niet bereikt. DS heeft bij het oplossen van een vaste stof altijd een positieve waarde, zodat de uitdrukking bij hogere temperatuur vrijwel zeker negatief zal zijn. Aangezien DS bij het oplossen van gassen negatief is, zal de uitdrukking bij hogere temperatuur eerder gelijk worden aan nul. Er lost dan dus minder van het gas op. Het is een redelijke veronderstelling dat DH bij oplossen van een gas negatief is: bij de solvatatie komt meer energie vrij dan er nodig is om de gasmoleculen van elkaar los te maken.

Theorie van oplossen Ook deze paragraaf gaat niet exclusief over het oplossen van moleculaire stoffen. Drie processen Het is belangrijk om het oplossen van een vaste stof te zien als een som van drie processen: Het losmaken van elkaar van de deeltjes van de vaste stof. Dit kost energie: de roosterenergie (Binas tabel 60). Het losmaken van elkaar van de deeltjes van de vloeistof. Dit kost energie, maar die is meestal klein t.o.v. de rooster-energie. Het aantrekken van de deeltjes van de op te lossen stof en de deeltjes van het oplosmiddel. Dit levert energie op: de solvatatie-energie of hydratatie-energie (als het oplosmiddel water is, Binas tabel 61). Hydratatie en solvatatie Als een stof is opgelost in water zijn de deeltjes gehydrateerd : omgeven door een mantel van watermoleculen. Het aantal watermoleculen en de geometrie van het complex is afhankelijk van de grootte en de eventuele lading van het centrale deeltje. Jodium, opgelost in water geven we aan met de notatie: I2(aq), hetzelfde als I2(H2O)n. Jodium, opgelost in hexaan geven we aan met: I2(solv). De deeltjes I2 zijn gesolvateerd: omgeven door een mantel van oplosmiddelmoleculen. Solvatatie is dus een algemenere term dan hydratatie: hydratatie is solvatatie door watermoleculen. Solvatatie gebruik je voor alle andere oplosmiddelen.

Oplossen van moleculaire stoffen Het mechanisme van het oplosproces is al uitvoerig in de vorige paragrafen besproken. Stoffen die niet moleculair met water mengen noemen we wel hydrofoob (watervrezend), stoffen die wel goed oplossen in water zijn hydrofiel (waterminnend). Zoals in de vorige paragraaf al is opgemerkt gaat het bij deze termen om het eindresultaat van de drie mogelijke wisselwerkingen tussen de betrokken moleculen. Het losmaken van elkaar van de deeltjes van het oplosmiddel wordt gemakkelijk vergeten bij het mengen van twee vloeistoffen. Het volgende voorbeeld kan dit toelichten: Waarom lost olie niet goed op in water? Het antwoord 'omdat er geen goede wisselwerking is tussen oliemoleculen en watermoleculen' is niet juist. Immers de druppels olie verspreiden zich onmiddellijk als een dunne film over het wateroppervlak, indien mogelijk zelfs tot een monomoleculaire laag. Dat wil zeggen dat er weldegelijk een goede wisselwerking is tussen olie- en watermoleculen, vergelijkbaar of sterker dan die tussen oliemoleculen onderling (die wisselwerking wordt immers verbroken). Toch treedt er geen menging op omdat de wisselwerking tussen watermoleculen onderling veel groter is dan de andere twee wisselwerkingen. Het kost teveel energie om de watermoleculen uit elkaar te krijgen. De entropiewinst kan daar niet tegen op! Het kan dus misleidend zijn om de termen hydrofoob en hydrofiel te gebruiken. Voor leerlingen wordt dit natuurlijk al gauw te ingewikkeld.

Zouten Zouten zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen , die regelmatig zijn gerangschikt in een ionrooster . Een ionbinding houdt de ionen bijeen, maar een zout splitst in ionen als het oplost. De ionen bewegen zich vrij door het oplosmiddel, waardoor een zoutoplossing een goede stroomgeleider is. Bij het mengen van twee verschillende zoutoplossingen kunnen positieve en negatieve ionen bij elkaar komen die samen een slecht oplosbaar zout vormen; er ontstaat een neerslag. Van deze kennis maken we gebruik bij de ontharding van water, en bij de synthese, zuivering en analyse van zouten. Model voor het oplossen van het zout NaCl in waterBron: McMurry & Fay, Chemistry

Sk 09.01 Structuur van zouten

Structuur van zouten Een zout bestaat niet uit moleculen. In een zout zijn positief en negatief geladen ionen regelmatig geordend in een ionrooster. De formule van een zout is dan ook een verhoudingsformule en geen molecuulformule, m.a.w. NaCl(s) noteren we bij voorkeur als Na+Cl-(s).  Kubusvormige structuur van keukenzout, macroscopisch (links) en microscopisch (rechts)Bron: McMurry & Fay, Chemistry

Ionroosters en ionbinding Ionrooster Zouten bestaan - in vaste vorm - uit een ionrooster, een driedimensionale netwerk van positief en negatief geladen ionen. Als we het ionrooster van NaCl goed bekijken, dan zie we dat ieder Na+-ion omringd wordt door zes Cl--ionen en ieder Cl--ion door zes Na+-ionen. Het is dus niet zo dat er tussen één bepaald Na+-ion en één bepaald Cl--ion één gelokaliseerde ionbinding bestaat. Daarom zijn in een ionrooster geen moleculen aan te wijzen. Ionrooster van NaCl(s) Om de ruimtelijke bouw goed te laten zien, tekenen we de ionen meestal op een afstand van elkaar (linkerfiguur). In werkelijkheid zitten de ionen dicht op elkaar (rechterfiguur).Bron: McMurry & Fay, Chemistry Ionbinding Doordat de ionen zodanig in ionroosters zijn gerangschikt dat de aantrekkingskrachten tussen positief en negatief geladen ionen maximaal en de afstoting tussen ionen met eenzelfde soort lading minimaal is, overheersen de aantrekkende coulombkrachten. Dit heeft tot gevolg dat elk ion gebonden is. De optredende ionbinding is sterk en verklaart dat zouten hoge smelt- en kookpunten hebben. Alle zouten zijn vast bij kamertemperatuur. Zie ook 'Ionbinding' en 'Zouten' in het thema 'Chemische binding'. Uit de elektriciteitsleer is bekend dat + en -ladingen elkaar aantrekken en dat + en + ladingen, evenals - en - ladingen, elkaar afstoten. Deze elektrostatische krachten zijn sterk, zeker als de afstand tussen de ladingen klein is. Volgens de wet van Coulomb, F = f × Q1×Q2 / r2, is de kracht tussen ionen recht evenredig met de grootte van de ionladingen (Q1 en Q2) en omgekeerd evenredig met het kwadraat van de afstand r tussen de (middelpunten van de) ionen (f is een constante). Verhoudingsformule Vast natriumchloride, NaCl(s), noteren we ook wel als Na+Cl-(s). Zo geven we nadrukkelijk aan dat deze vaste stof uit ionen is opgebouwd. Een zout bestaat niet uit moleculen, maar uit een driedimensionaal netwerk van ionen. We spreken daarom niet van een molecuulformule, maar van een verhoudingsformule van een zout. Voor keukenzout is de verhoudingsformule NaCl, waaraan je kunt zien dat positieve en negatieve ionen in de aantalverhouding 1 : 1 voorkomen. Structurele verschillen tussen ionroosters Ionroosters van zouten kunnen onderling van elkaar verschillen qua structuur. Echter, ze hebben wel met elkaar gemeen dat een zekere regelmaat valt te ontdekken in het rooster. Structuureenheden van de ionroosters van ZnS en CaF2 Bron: Petrucci, General Chemistry

Structuur van zouten Een zout bestaat niet uit moleculen. In een zout zijn positief en negatief geladen ionen regelmatig geordend in een ionrooster. De formule van een zout is dan ook een verhoudingsformule en geen molecuulformule, m.a.w. NaCl(s) noteren we bij voorkeur als Na+Cl-(s).

Welke formule? Mogelijke misconcepten Leerlingen vinden het moeilijk om niet in termen van moleculen te denken, indien we het zout aangeven met de verhoudingsformule. Ze zien de verhoudingsformule aan voor een molecuulformule en beschouwen de binding als een eigenschap van het molecuul. Ze zien de wisselwerking tussen deeltjes in een kristalrooster niet; ze denken niet in termen van elektrostatische krachten1. Dit leidt tot misconcepties van het volgende type: In een ionrooster is er alleen ionbinding binnen een ionenpaar of ionengroep (de elektronenconfiguratie bepaalt het aantal betrokken ionen en het aantal bindingen). In een ionrooster zitten moleculen van ionenparen (of van meerdere ionen, afhankelijk van de formule). Aantrekking tussen twee ionen leidt tot een neutraal molecuul. Ionbinding houdt moleculen in een ionrooster bij elkaar. Binnen die moleculen is er atoombinding tussen de atomen. Oorzaak misconcepten De oorzaak van het denken in moleculen ligt waarschijnlijk in het opstellen van de formule vanuit de elektrovalenties. Ook het principe van de gevulde buitenste schil kan hiertoe bijdragen. In plaats van gemeenschappelijk gebruik van elektronen vindt er nu overdracht van elektronen plaats om een molecuul te vormen2. Overzicht (animatie) opstellen formule voor een zout vanuit elektrovalenties:http://www.lgl.lu/~steffenm/Ionenbindung1.html Meestal behandelen we de atoombinding met sterke nadruk op de octetregel. Daarna leggen we de nadruk op de vorming van ionen uit atomen via elektronenoverdracht en het opstellen van de verhoudingsformule. Hierdoor ontstaan een aantal van bovengenoemde misconcepties. Aanbevelingen Ga uit van het ionrooster zelf en niet van de atomen die na elektronenoverdracht een ionrooster kunnen vormen. Begin dus niet met het mechanisme voor de vorming van het ionrooster. Herhaal steeds wat het verschil is tussen een verhoudingsformule en een molecuulformule. Leg de nadruk op de elektrostatische interacties als allesbepalend. Breng de eigenschappen van stoffen met een ionrooster in verband met de bouw en eigenschappen van het ionrooster. Ad 2  Verschil met molecuulrooster In een ionrooster van een zout zonder kristalwater bevinden zich géén moleculen. Dat houdt in dat er geen groepjes atomen te onderscheiden zijn, die geen elektrische lading hebben en daardoor ook als zodanig in vrije toestand kunnen voorkomen. Een ionrooster is te vergelijken met een schaakbord waarin zwarte en witte velden elkaar afwisselen. Het is niet mogelijk te zeggen dat een bepaald wit veld bij één bepaald zwart veld hoort. Dat is een groot verschil met een molecuulrooster, waarin wél moleculen zijn te onderscheiden, die alle gelijk zijn (in een zuivere stof uiteraard). De analogie van een molecuulrooster zou een tegelvloer van alle dezelfde tegels zijn. Binnen de moleculen zijn gelokaliseerde atoombindingen tussen de samenstellende atomen aanwezig. Die atoombindingen spelen echter nauwelijks of geen rol om het molecuulrooster bij elkaar te houden. Bij het smelten of oplossen van een vaste moleculaire stof zijn alleen de (zwakke) molecuulbindingen van belang. Een vloeibare moleculaire stof is niet elektrisch geleidend. Literatuur Butts, B. and Smith, R. (1987) HSC Chemistry students' understanding of the structure and properties of molecular and ionic compounds, Research in Science Education 17, 192 - 201 Taber, K.S. (1997) Student understanding of ionic bonding: molecular versus electrostatic framework?, School Science Review, 78(285), 85 – 95. Taber, K.S. (1998) The sharing out of nuclear attraction: or 'I can't think about physics in chemistry', International Journal of Science Education, 20(8), 1001-1014. Taber, K.S. (2002) Chemical misconceptions – prevention, diagnosis and cure, Volume 1: theoretical background, Royal Society of Chemistry. Gilbert, J. (2002) Towards Research-based Practice, Chemical Education, Kluwer Academic Publishers. Barker, V. (2000) Beyond appearances: Students' misconceptions about basic chemical ideas, Royal Society of Chemistry.http://www.chemsoc.org/networks/LearnNet/miscon.htm

Welke deeltjes? Mogelijk misconcept Leerlingen kunnen soms denken dat een zout een mengsel is, omdat er twee (of meer) soorten deeltjes in voorkomen. Wezenlijk is het inzicht dat een zout een zuivere stof is, met vaste eigenschappen. De ionen bepalen samen de eigenschappen van een zout, ook de chemische eigenschappen. Er kunnen geen stoffen bestaan die uit één ionsoort bestaan. Zouten zijn dus altijd verbindingen.

Welke bindingen? Mogelijke misconcepten De leerlingen hebben kennis gemaakt met vier soorten bindingen: atoombinding, ionbinding, metaalbinding en molecuulbinding. Welke bindingen zijn werkzaam in een ionaire stof? Dat kunnen er meer dan één zijn. In een zout met enkelvoudige ionen, zoals NaCl, is dat de ionbinding. De VanderWaalsbinding is wel aanwezig, maar is zoveel zwakker dan de ionbinding dat hij geen merkbare rol speelt. In een zout met samengestelde ionen, bijvoorbeeld NaOH, komt naast de ionbinding tussen de natrium- en hydroxide-ionen ook atoombinding voor tussen de O en H atomen in één hydroxide-ion. Als we vragen 'Welke binding(en) treffen we aan in een ionaire stof?', vragen we eigenlijk 'Welke binding(en) zijn relevant voor de specifieke eigenschappen van een ionaire stof?' De ionbinding en de verhoudingsformule van een zout bepalen vrijwel geheel de stofeigenschappen als oplosbaarheid in water en smeltpunt. (Voor het kookpunt is het verband al wat onduidelijker.) De atoombindingen spelen daarbij geen rol, omdat die bij oplossen en smelten niet worden verbroken. Het elektrisch geleidingsvermogen van de vloeibare fase bewijst dat een ionaire stof uit ionen bestaat. Dat betekent dat in ieder geval een ionbinding aanwezig is.

Herkenning ionaire stof Een moeilijkheid kan zijn dat aan de chemische formule van een stof op zich niet te zien is of het een moleculaire stof of een zout betreft. Daarvoor is meer kennis nodig. Vergelijk bijvoorbeeld: NaCl (natriumchloride), een ionaire stof. HCl (waterstofchloride), een moleculaire stof. NH4Cl (ammoniumchloride), een ionaire stof. Een verbinding van een metaal en een niet-metaal is bijna altijd een zout. Metaalionen met hoge valenties, 5+ of hoger, soms zelfs al met valentie 4+, kunnen ook netwerkstoffen en moleculaire stoffen vormen. Voorbeelden daarvan zijn: TiC (titaancarbide) is een netwerkstof en TiCl4 (titaantetrachloride) is een moleculaire stof; UC (uraancarbide) is een netwerkstof, UF4 (uraan(IV)fluoride) is een ionaire stof en UF6 (uraanhexafluoride) is een moleculaire stof. Om verwarring te voorkomen lijkt het niet verstandig om daar in dit hoofdstuk op in te gaan. Bij vragen van leerlingen in die richting kunnen we wijzen op het verschijnsel dat er stoffen zijn die een overgang vormen van moleculair naar ionair, of van ionair naar netwerkstoffen. Het bestaan van ammoniumzouten laat zien dat een zout ook opgebouwd kan zijn uit uitsluitend niet-metalen.

Sk 09.02 Zouten met enkelvoudige ionen

Soorten zouten Keukenzout (NaCl) bestaat uit twee atoomsoorten en kan splitsen in twee soorten ionen, Na+ en Cl-, die elk één atoomsoort vertegenwoordigen. We spreken dan van enkelvoudige ionen. Er bestaan ook talloze zouten die uit meer dan twee atoomsoorten bestaan, maar toch slechts twee soorten ionen bevatten. Bij deze zouten bestaan sommige ionen uit twee of meer atomen. We noemen deze ionen samengestelde ionen, bijvoorbeeld CO32- ionen in Na2CO3.

Zouten met enkelvoudige ionen De rol van elektronegativiteit Niet alle atoomsoorten kunnen zomaar elektronen opnemen of afstaan. Metaalatomen vormen vrij gemakkelijk positieve ionen en atomen van niet-metalen vormen in de regel negatieve ionen. De verklaring hiervoor volgt uit de elektronegativiteit. Niet-metalen zijn sterk elektronegatief. Voor metalen geldt dit niet. Ze binden elektronen juist zwak. In BINAS tabel 40A staat voor een groot aantal atoomsoorten de lading van het ion dat eruit ontstaat. De grootte van ionladingen drukken we uit in elementaire ladingseenheden. Zie ook 'Ionen: atomen met een lading' in het thema 'Chemische binding'. Omdat de massa van een elektron verwaarloosbaar is, is de massa van een ion (ionmassa) gelijk aan de massa van het atoom waaruit het is ontstaan. Verhoudingsformules Met de namen en valenties van enkelvoudige positieve en negatieve ionen kunnen we de verhoudingsformules van een groot aantal zouten afleiden. Positieve ionsoorten Metalen uit de eerste groep van het periodiek systeem hebben elektrovalentie 1+, ze vormen dus eenwaardig positieve ionen. Bijvoorbeeld, het natriumion (Na+) en het kaliumion (K+). Ook het zilverion heeft elektrovalentie 1+: Ag+. De metalen uit de tweede groep hebben elektrovalentie 2+, hieruit ontstaan tweewaardig positieve ionen. Bijvoorbeeld : Mg2+, Ca2+, Sr2+. In de dertiende groep staan metalen die elektrovalentie 3+ hebben en driewaardig positieve ionen vormen. Bijvoorbeeld het aluminiumion, Al3+. De meeste andere metalen hebben elektrovalentie 2+. Bijvoorbeeld Co2+, Pb2+, Ni2+, Zn2+, Hg2+. Van sommige metalen bestaan verschillende ionen. Er bestaan bijvoorbeeld twee soorten ijzerionen: Fe2+ en Fe3+. Om deze ionen in hun naamgeving te onderscheiden geven we de ionlading in de namen van de zouten aan met Romeinse cijfers. Bijvoorbeeld: FeSO4: ijzer(II)sulfaat, uitgesproken als ijzer-twee-sulfaat. Negatieve ionsoorten De niet-metalen uit groep 17 hebben elektrovalentie 1- en vormen eenwaardig negatieve ionen. Dit zijn de halogenide-ionen: F- (fluoride-ion), Cl- (chloride-ion), Br- (bromide-ion) en I- (jodide-ion). De niet-metalen uit groep 16 hebben elektrovalentie 2-. Bijvoorbeeld: het oxide-ion O2- en het sulfide-ion S2-. In groep 15 staan niet-metalen die elektrovalentie 3- hebben en driewaardig negatieve ionen vormen. Bijvoorbeeld het nitride-ion, N3- en het fosfide-ion P3-. Een zout of ionogene stof bestaat per definitie uit positieve en negatieve ionen. Met de hierboven genoemde ionsoorten zijn heel wat combinaties, dus heel wat verschillende zouten, mogelijk. Bijvoorbeeld de combinatie van Ca2+- en Cl- ionen, calciumchloride geheten. Het feit dat calciumchloride - zoals elke stof - elektrisch neutraal is bepaalt de aantalverhouding tussen deze ionsoorten. Dus moeten op elk Ca2+-ion twee Cl- -ionen aanwezig zijn. De (verhoudings)formule van calciumchloride is Ca2+(Cl-)2 of CaCl2.

Zouten met samengestelde ionen Omschrijving Er bestaan talloze zouten die zijn opgebouwd uit drie of meer atoomsoorten. Ook deze vaste stoffen hebben een hoog smeltpunt en geleiden alleen elektrische stroom in gesmolten toestand of opgelost in water. Het zijn dus ionogene stoffen, die uit positieve en negatieve ionen bestaan. Ze bestaan uit meer dan twee atoomsoorten, maar toch maar uit twee soorten ionen. De verklaring is dat sommige ionen uit twee of meer atomen bestaan. We noemen deze ionen samengestelde ionen. Voorbeelden en verduidelijking Voorbeelden van zouten met een samengesteld ion zijn Na2CO3, NaOH, K2SO4, en Ca3(PO4)2. Voor NaOH, natriumhydroxide, is het positieve ion Na+; het negatieve ion is het hydroxide-ion , OH-. Het bestaat uit twee atomen, maar gedraagt zich als één deeltje. Het ionrooster van dit zout bestaat dus uit Na+ ionen en OH-ionen, in de aantalverhouding 1 : 1. Binnen het hydroxide-ion is er een atoombinding tussen O en H. Het hydroxide-ion bestaat dus niet uit de ionen O2- en H+. Naamgeving Officiële namen De officiële naam van een zout volgt uit de namen van de ionen waaruit het zout bestaat. De naam van het positief ion staat voorop, gevolgd door de naam van het negatief ion. We geven een voorbeeld van de afleiding van de formule van een zout waarin samengestelde ionen voorkomen: calciumwaterstofcarbonaat. Dit zout bestaat uit Ca2+-en HCO3--ionen. De verhoudingsformule wordt dus Ca(HCO3)2. De index in deze formule komt niet terug in de naam. De naam van het zout Ca(HCO3)2 is dus niet calciumdiwaterstofcarbonaat, maar calciumwaterstofcarbonaat. Triviale namen Sommige zouten hebben naast de officiële naam ook nog een zogenaamde triviale naam. Triviale namen gebruiken we vaak,bijvoorbeeld keukenzout i.pv. natriumchloride. In BINAS tabel 66A staan de officiële en triviale namen van een groot aantal chemische stoffen. Formules en namen belangrijke samengestelde ionen In de volgende tabel staan de formules en de namen van een aantal belangrijke samengestelde ionen. Zie ook BINAS tabel 66B. In onderstaande uitklapbare ruimte hebben we een overzicht gemaakt van een aantal samengestelde ionen en hun ruimtelijke structuren. Over niet-metaal ionen als positief ion Van de niet-metaal ionen in bovenstaande tabel is alleen het ammoniumion positief geladen: NH4+. In verschillende kunstmestzouten is dit het positieve ion. Het vormt zouten met negatieve ionen, op dezelfde manier als metaalionen dit doen. Bijvoorbeeld: ammoniumchloride, NH4Cl, is een zout vergelijkbaar met NaCl.

Soorten zouten Keukenzout (NaCl) bestaat uit twee atoomsoorten en kan splitsen in twee soorten ionen, Na+ en Cl-, die elk één atoomsoort vertegenwoordigen. We spreken dan van enkelvoudige ionen. Er bestaan ook talloze zouten die uit meer dan twee atoomsoorten bestaan, maar toch slechts twee soorten ionen bevatten. Bij deze zouten bestaan sommige ionen uit twee of meer atomen. We noemen deze ionen samengestelde ionen, bijvoorbeeld CO32- ionen in Na2CO3.

Zouten met enkelvoudige ionen Romeinse cijfers Leerlingen verwarren de Romeinse cijfers vaak met de index. Voor ijzer(II)sulfaat bijvoorbeeld geven ze dan de foutieve formule Fe2SO4, of andersom. Het is niet fout als een leerling Romeinse cijfers gebruikt in namen waarbij dat niet hoeft en normaliter ook nooit wordt gedaan. Voorbeeld: natrium(I)chloride is strikt genomen correct. Oude systeem Vroeger gaven we in plaats van met Romeinse cijfers de ionlading aan met de uitgang -o of -i achter de Latijnse naam van de atoomsoort. Zo heette ijzer(II) ferro en ijzer(III) ferri. Er bestaan dus twee verschillende ijzerchlorides: ijzer(II)chloride en ijzer(III)chloride: ferrochloride en ferrichloride. Het is niet aan te raden om dit oude naamsysteem te noemen of te bespreken. Het werkt verwarrend en deze oude namen komen we nog zelden tegen. Kationen, anionen, kathode, anode Over de begrippen kation, anion, kathode en anode kan bij leerlingen veel verwarring ontstaan, zodat we vaak terug moeten grijpen naar ezelsbruggetjes. Het is daarom beter om deze benamingen te vermijden. Kationen en anionen Positieve en negatieve ionen worden ook vaak aangeduid als kationen respectievelijk anionen. Na+ is een kation, Cl- een anion. (Ezelsbruggetje: Anne, anion - negatief ion.) De woorden kation en anion zijn afgeleid van de namen kathode en anode voor de twee elektroden bij een elektrolyse. Kathode en anode Kationen zijn positief geladen: bij elektrolyse bewegen ze naar de kathode, de negatieve elektrode. Anionen zijn negatief geladen: bij elektrolyse bewegen ze naar de anode, de positieve elektrode. Ezelsbruggetje: knap, k athode n egatief, a node p ositief. Let op het verschil tussen positief geladen ion (kation) en de plus-pool bij elektrolyse (anode). Zie verder het thema 'Elektrochemie'.

Zouten met samengestelde ionen Lading en periodiek systeem Het verdient aanbeveling zoveel mogelijk gebruik te maken van het periodiek systeem. Het structureert de kennis en gaat het uit het hoofd leren van trucjes tegen. Om snel met het periodiek systeem te kunnen werken is het van belang om hoofdgroepen (groepen 1, 2, 13 t/m 18, de eerste twee en de laatste zes kolommen) en nevengroepen (groepen 3 t/m 12, het 'middenblok') te onderscheiden. De elementen uit het middenblok, en ook de lanthaniden en actiniden, zijn allemaal metalen en kunnen ionen met verschillende valenties vormen. Namen van ionen van deze elementen moeten dus allemaal een Romeins cijfer hebben. Belangrijke ionsoorten Om vertrouwd te raken met verschillende zouten en hun betekenis is het gewenst dat leerlingen de volgende ionsoorten kennen of kunnen vinden in het periodiek systeem: 1+: de ionen uit groep 1 van het periodiek systeem (alkalimetalen; bijvoorbeeld Na+ en K+), Ag+, NH4+ (ammonium); 2+: de ionen uit groep 2 (bijvoorbeeld Mg2+ en Ca2+), de meeste metaalionen uit het middenblok kunnen de valentie 2+ hebben, naast andere valenties; 3+: de metaalionen uit hoofdgroep 13, bijvoorbeeld Al3+; 1-: de negatieve ionen van groep 17, de halogenide-ionen: F- (fluoride), Cl- (chloride), Br- (bromide), I- jodide; OH- (hydroxide), NO3-(nitraat), CH3COO- (acetaat). 2-: de negatieve ionen van groep 16: O2- (oxide), S2- (sulfide), etc.; samengestelde ionen: CO32- (carbonaat), SO42- (sulfaat); 3-: de negatieve ionen van groep 15: N3- (nitride); samengesteld ion PO43- (fosfaat); 4-: samengesteld ion SiO44- (silicaat). Verwarring door onvolledige informatie In scheikundemethoden of op websites is regelmatig informatie te vinden die bij leerlingen tot verwarring kan leiden. Op deze site staat bijvoorbeeld het volgende: "Wat is een zout? Zouten zijn stoffen die bestaan uit metaalatomen en niet-metaalatomen. Zouten zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen. De metaalatomen leveren altijd de positieve ionen. De niet-metaalatomen leveren altijd de negatieve ionen." Daarmee is de suggestie gewekt dat zouten altijd uit metaalatomen en niet-metaalatomen bestaan. Even verderop staat echter het volgende: "Naamgeving: De naam van een zout krijg je door de namen van het positieve en het negatieve ion achter elkaar te plaatsen. Voorbeelden: Na2CO3 - natriumcarbonaat; NH4Cl - ammoniumchloride; Fe(NO3)3 - ijzer(III)nitraat; Pb(OH)2 - lood(II)hydroxide." Ammoniumchloride is hier een voorbeeld van een zout met een samengesteld ion, maar het positieve ion is géén metaalion! Samengestelde ionen De meeste samengestelde ionen zijn oxocomplexen: ionen die bestaat uit een atoom (niet-metaal maar soms ook metaalatoom) met daaromheen een aantal zuurstofatomen, algemene formule : XOmn-. Voorbeelden met metaalatomen zijn chromaat CrO42- en permanganaat MnO4-. De valentie van het centrale atoom X is af te leiden uit de ionformule: de zuurstofatomen hebben alle valentie 2-. De som van het aantal plus-ladingen op X en het aantal min-ladingen van de zuurstofatomen moet gelijk zijn aan de ionlading. De namen van negatieve ionen eindigen op: -'ide': enkelvoudige ionen, hyroxide en cyanide; -'iet': oxocomplexen XOmn-,  waarbij het centrale atoom X niet zijn hoogste valentie heeft; -'aat': oxocomplexen XOmn-,  waarbij het centrale atoom X wel zijn hoogste valentie heeft. Vergelijk bijvoorbeeld sulfiet SO32- (zwavel 4+) en sulfaat SO42- (zwavel 6+). Leerlingen kunnen, als het begrepen is zelf de formule afleiden van bijvoorbeeld arsenaat AsO43-.

Sk 09.03 Oplossen van zouten

Oplossen van zouten Als zouten oplossen splitsen zij in ionen. Hierbij speelt de polariteit en de diëlektrische constante van het oplosmiddel een grote rol. De ionen kunnen zich vrij bewegen tussen de oplosmiddelmoleculen en zodoende stroomdoorgang mogelijk maken. Een zoutoplossing is een goede stroomgeleider. Niet alle zouten zijn oplosbaar; er zijn oplosbaarheidsregels te formuleren. Ook is oplosbaarheid afhankelijk van de temperatuur. Audiovisuele presentatie van het oplossen van NaCl (macroniveau en microniveau)

Splitsing in ionen Omschrijving en notatie van ionsplitsing Als zouten oplossen, splitsen zij in ionen. Het oplossen van bijvoorbeeld keukenzout in water geven we weer met de vergelijking: NaCl(s)   →   Na+(aq) + Cl-(aq) Het oplossen van NaCl in waterBron: McMurry & Fay, Chemistry Het oplossen leidt tot verbreking van de sterke ionverbinding. Er ontstaan losse ionen, omringd door watermoleculen. Dit omringen noemen we hydratatie. De watermantel geven we weer door achter de formule van het ion '(aq)' te zetten. De oplossing van NaCl in water noteren we als: Na+(aq) + Cl-(aq). Deze notatie is beter dan NaCl(aq), omdat we daarmee aangegeven dat de opgeloste stof als ionen in de oplossing aanwezig is. De oplosbaarheid van NaCl blijkt sterk af te hangen van het gekozen oplosmiddel. Alleen in water lost NaCl uitstekend op; in bijna alle andere oplosmiddelen lost NaCl niet of slecht op. Elektrische geleiding van een zoutoplossing De aanwezigheid van vrije ionen in zoutoplossingen volgt uit het goede elektrisch geleidingsvermogen ervan. De stroomgeleiding van een zoutoplossing was één van de verschijnselen die eind 19e eeuw de Zweedse chemicus Svante Arrhenius tot een theorie bracht, die nog steeds geldig is. Arrhenius stelde dat in een zoutoplossing elektrisch geladen deeltjes aanwezig zijn, die vrij kunnen bewegen tussen de watermoleculen en zodoende stroomdoorgang mogelijk maken. Daar komt de naam ion ook vandaan, naar het Grieks 'ioon' dat 'gaande' of 'bewegende' betekent; ionen zijn dus bewegende deeltjes.

De rol van het oplosmiddel (1); polariteit Solvatatie en hydratatie Een belangrijke voorwaarde voor het oplossen van zouten is dat het oplosmiddel sterk polair is. Zo lossen sommige zouten ook op in ethanol of in vloeibare ammoniak. De moleculen van deze oplosmiddelen hebben een sterke dipool. We spreken in dit geval van solvatatie: het verschijnsel waarbij oplosmiddelmoleculen een ion omringen. Speciaal bij water noemen we dit proces hydratatie. Solvatatie Solvatatie berust op de ion-dipoolbinding. Stel bijvoorbeeld dat de afstand tussen de plus-lading van de dipool en de plus-lading van een positief ion tweemaal zo groot is als de afstand tussen de min-lading van de dipool en de plus-lading van het ion. Dan is, volgens de wet van Coulomb, de afstotende kracht vier maal zo klein als de aantrekkende kracht. Netto is er dus een aantrekkende kracht tussen het positieve ion en het dipoolmolecuul, ondanks het feit dat het dipoolmolecuul als geheel elektrisch ongeladen is. Hydratatie Hydratatie is een bijzonder geval van solvatatie. Water is een goed oplosmiddel voor ionogene stoffen door het grote dipoolmoment van de watermoleculen en de hoge diëlektrische constante. Deze laatste kan worden gezien als een 'verzwakkingsfactor' van de aantrekkingskracht tussen de gehydrateerde ionen in de oplossing. De omvang van ionen bepaalt het aantal watermoleculen om een ion: meer dan zes passen er meestal niet omheen. De notatie Cu2+(aq) betekent in feite: Cu2+(aq) = [Cu(H2O)6]2+.  In woorden: een complex ion dat is samengesteld uit een koper(II)ion en zes watermoleculen. Omdat het aantal watermoleculen van een gehydrateerd koper(II)ion meestal niet van belang is, kiezen we voor de korte schrijfwijze Cu2+(aq). De rol van watermoleculen Watermoleculen spelen een essentiële rol in de splitsing in ionen. Water is een sterk polair oplosmiddel. Een watermolecuul is een dipoolmolecuul: het heeft een positieve en een negatieve kant. De positieve Na+-ionen trekken de negatieve kanten van watermoleculen aan, en de de negatieve Cl--ionen trekken de positieve kanten van de watermoleculen aan: Deze aantrekkende krachten noemen we de ion-dipoolbinding. Ten gevolge van de ion-dipoolbinding omringen watermoleculen de ionen; ze schermen de ionen als het ware af. Het zout lost op. Een gehydrateerd Na+-ion en een gehydrateerd Cl--ion Notatie: Na+(aq) en Cl-(aq) Animaties van het oplossen van een zout Zie ook 'Didactiek animaties' onder het tabblad 'Didactiek' (menu rechts). Audiovisuele presentatie  van het oplossen van NaCl (macroniveau en microniveau). Flashanimatie, Engelstalig. Audiovisuele presentatie (YouTube) van het oplossen van NaCl (macroniveau en microniveau). Engelstalig. Animatie (flash), oplossen op microniveau, met keuze voor close-ups na ca. 11 sec. Engelstalig. Animatie (flash), oplossen op microniveau. Franstalige toelichting. Animatie (flash), oplossen op macroniveau en microniveau; niet ideaal (door suboptimale dosering informatieaanbod), maar met voldoende replay mogelijkheden. Engelstalig.

De rol van het oplosmiddel (2); diëlektrische constante Diëlektrische constante Behalve polariteit speelt nog een andere eigenschap van oplosmiddelen een rol bij het oplossen van een zout, namelijk de diëlektrische constante, ε. Deze constante kunnen we opvatten als een verzwakkingsfactor voor de elektrostatische kracht tussen twee tegengesteld geladen ionen. De Coulombkracht wordt - behalve door de grootte van de ladingen en de afstand tussen de ladingen - ook bepaald door de aard van het medium ofwel het diëlektricum waarin de geladen deeltjes zich bevinden. De Coulombkracht (F = f × Q1×Q2 / r2) is omgekeerd evenredig met ε (de constante f = 1/4p ε). Effect van water op de aantrekkingskracht tussen ionen Metingen hebben uitgewezen dat de elektrostatische aantrekkingskracht tussen bijvoorbeeld een natrium- en een chloride-ion in water 80 maal kleiner is dan in lucht, bij dezelfde afstand tussen de ionen. Water vermindert in hoge mate de aantrekkingskracht van de ionen op elkaar; water heeft een hoge diëlektrische constante. Hierdoor zullen de ionen in water niet in staat zijn een ionrooster op te bouwen; het zout blijft in oplossing. Door deze sterke verzwakking ondervinden ionen in water aanzienlijk minder onderlinge aantrekkingskrachten dan in andere oplosmiddelen. Dat is de reden waarom zouten meestal niet of slecht oplossen in andere vloeistoffen. De meeste andere oplosmiddelen hebben een veel lagere epsilon hebben dan water. Benzeen heeft bijvoorbeeld een e van 2 en water een e van 80. Water heeft de hoogste dielektrische constante van alle gewone vloeistoffen.

Oplosbaarheidsregels Oplosbaarheidstabel Niet alle zouten zijn in water oplosbaar. Als de ionbinding, die verbroken moet worden, te sterk is ten opzichte van de ion-dipoolbindingen, die gevormd moeten worden, is het zout 'onoplosbaar' of beter gezegd slecht of zeer slecht oplosbaar; watermoleculen zullen er niet goed in slagen de ionen 'los te weken'. In BINAS tabel 45A staat een schematisch overzicht van de oplosbaarheid van zouten in water. In deze oplosbaarheidstabel zijn enkele regelmatigheden te ontdekken: Zouten met als positief ion natrium, kalium of ammonium, zijn goed oplosbaar. Zouten met als negatief ion nitraat of acetaat zijn goed oplosbaar. Oplosbaarheidsproduct Het oplosbaarheidsproduct is een term die we in de scheikunde gebruiken om de mate van oplosbaarheid van een zout in een oplosmiddel, meestal water, tot uitdrukking te brengen. Het oplosbaarheidsproduct is een constante die specifiek is voor een zout (het is een evenwichtsconstante, die in H11 uitvoerig aan de orde komt). Voor een zout MX dat in water dissociëert als M+ en X-, is het oplosbaarheidsproduct Ks gegeven door: Ks= [M+][X-], met de eenheid van Ks in dit geval: mol2/L2 Een lage Ks zou betekenen dat het zout slecht oplosbaar is, bijvoorbeeld voor Fe(OH)3 is de Ks = 2,6 x 10-39 mol4/L4. Een hogere Ks zou betekenen dat het zout minder slecht oplosbaar is, bijvoorbeeld CaSO4 (Ks = 7,1 x 10-5 mol2/L2). Bedenk dat je alleen zouten met een gelijk aantal ionen in de formule met elkaar mag vergelijken. Bij Heterogene Evenwichten (H11) gaan we hier nader op in.

Afhankelijkheid temperatuur De oplosbaarheid van zouten is afhankelijk van de temperatuur. In de figuur hieronder is dit grafisch uitgezet voor een aantal zouten met glucose als referentie (glucose is een goed oplosbare moleculaire stof vanwege het grote aantal waterstofbruggen dat kan worden gevormd). De oplosbaarheid van enkele vaste stoffen als functie van de temperatuurBron: McMurry & Fay, Chemistry

Oplosbaarheid van metaaloxiden Uit de oplosbaarheidstabel volgt dat de meeste metaaloxiden slecht oplossen in water. Bij Na2O, K2O, CaO en BaO staat een r, wat staat voor 'reageert met water'. Van deze vier metaaloxiden reageren de O2--ionen met H2O-moleculen tot OH--ionen: O2- + H2O → 2OH- Zo wordt de vergelijking van de reactie tussen natriumoxide en water: Na+2O2-(s) + H2O(l) → 2 Na+OH- (s) Voegen we meer water toe dan strikt nodig is voor bovenstaande reactie, dan ontstaat natronloog, een oplossing van natriumhydroxide in water: Na2O(s) + H2O(l) →  2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) We kunnen dus natronloog maken door natriumhydroxide op te lossen in water, maar ook door natriumoxide op te lossen in water. In het laatste geval is er sprake van een chemische reactie. Kaliumoxide, calciumoxide en bariumoxide reageren op dezelfde manier met water tot respectievelijk kaliloog, kalkwater en barietwater, oplossingen van respectievelijk KOH, Ca(OH)2 en Ba(OH)2. Bij deze vier oxiden kan het oxide-ion met water reageren omdat de oxiden goed oplossen in water, waardoor het oxide-ion vrijkomt. Bij andere metaaloxiden krijgt het oxide-ion die kans niet, omdat het vast blijft zitten in het ionrooster (het oxide lost niet op).

Oplossen van zouten Als zouten oplossen splitsen zij in ionen. Hierbij speelt de polariteit en de diëlektrische constante van het oplosmiddel een grote rol. De ionen kunnen zich vrij bewegen tussen de oplosmiddelmoleculen en zodoende stroomdoorgang mogelijk maken. Een zoutoplossing is een goede stroomgeleider. Niet alle zouten zijn oplosbaar; er zijn oplosbaarheidsregels te formuleren. Ook is oplosbaarheid afhankelijk van de temperatuur. Audiovisuele presentatie van het oplossen van NaCl (macroniveau en microniveau)

Mogelijke misconcepten Ionen vormen zich pas als een zout oplost.Het is hier echt van belang om de begrippen ionorooster en ionbinding (structuur zouten) goed aan de orde te laten komen. Bij het oplossen van een zout combineren de ionen tot moleculen.Combinatie van ionen tot moleculen zou betekenen dat neutrale moleculen in oplossing voorkomen. Dit misconcept is tegen te gaan door een eenvoudige demonstratieproef uit te voeren. Demonstratieproef Aan leerlingen valt goed te demonstreren dat een zoutoplossing naast een zoute smaak nog een eigenschap heeft; het is een goede stroomgeleider. In een zoutoplossing kunnen we een ionenstroom opwekken, die nodig is voor het sluiten van een 'stroomkring'. Kennelijk komen er in gedestilleerd water geen (of niet voldoende) vrije ionen voor. Meet het elektrisch geleidingsvermogen van: - gedestilleerd water; - kraanwater; - gedestilleerd water waaraan we keukenzout toevoegen; - gedestilleerd water waaraan we suiker toevoegen; - gedestilleerd water waaraan we alcohol toevoegen. Vraag aan leerlingen Wwaarom maakt het oplossen van moleculaire stoffen (als suiker of alcohol) water niet stroomgeleidend? Verwarring door illustraties Als we illustraties of animaties aan leerlingen vertonen, kunnen mogelijk misverstanden ontstaan door de geschematiseerde wijze van presenteren. Het microscopisch beeld van het oplossen van zout, waarin zich zowel ionen als oplosmiddelmoleculen in 'een medium' bewegen is hiervan een mooi voorbeeld. Wijs leerlingen erop dat er is geschematiseerd.

Warmte-effect Sommige zouten lossen exotherm op in water, bijvoorbeeld natriumhydroxide; de oplossing wordt warm tijdens het oplossen van het zout. Bij veel zouten wordt de oplossing juist koud tijdens het oplossen. Bij keukenzout is het temperatuureffect zwak waarneembaar, maar bij soda is het effect heel sterk. Dit zijn endotherme processen. Spontaan verlopende endotherme processen zijn in de chemie vrij zeldzaam. De verklaring van het endotherm oplossen ligt in de entropievergroting van het systeem zoutkristal + water door het verdelen van de ionen in de oplossing. Het is in dit stadium niet de bedoeling dat we leerlingen met entropie confronteren. Desgevraagd kan de docent erop wijzen dat er behalve het energie-effect nog een belangrijke factor in het spel is, die meestal op de achtergrond blijft. Alleen bij endotherme processen speelt die factor, entropie, een zichtbare rol. Endotherme processen lijken in tegenspraak met de regel dat elk systeem streeft naar een toestand van minimale energie. Een glas water wordt koud wanneer we er soda in oplossen. Het glas met inhoud neemt daarbij warmte op vanuit de omgeving. De inwendige energie zou daardoor dus toenemen.

Gebruik van oplosbaarheidsregels Gebruik van de beslisboom Het verdient aanbeveling met de leerlingen de beslisboom te oefenen, door steeds een zout te noemen en te laten nagaan of het gegeven zout oplosbaar of onoplosbaar is in water. De methodiek van een beslisboom ligt ten grondslag aan elke chemische analyse. Daarbij herleiden we een probleem door een aantal ja-nee vragen te doorlopen. Voorbeeld beslisboom Leerlingen hebben er veel baat bij om de beslisboom van oplosbaarheid van buiten te kennen. Ze kunnen zich dan concentreren op de structurele aspecten, waar het om te doen is, van het vraagstuk of practicumopdracht waarmee zij bezig zijn, en verdoen niet hun tijd met opzoeken van basale kennis. Vlotte kennis van de namen en formules van de verplichte ionen is essentieel. Dit kunnen we oefenen door bij toerbeurt een leerling de naam van een zout te geven en hem/haar de formule te laten opschrijven, of andersom.

Didactiek animaties Individueel gebruik Indien we animaties inbouwen in een les voor individueel gebruik moeten we ons de vraag stellen of de animatie van voldoende kwaliteit is om de getoonde begrippen zelfstandig te kunnen begrijpen. Daarbij kunnen meerdere vakinhoudelijke - en vakdidactische aspecten een rol spelen. We lichten dit toe (onder +) aan de hand van vier verschillende animaties van het oplossen van een zout, die we ook al noemden in het vakinhoudelijk deel van dit thema. Voorbeeld 1 Beschrijving voorbeeld 1 (klik op figuur voor animatie) Het is van groot belang dat leerlingen als het ware 'heen en weer' kunnen denken tussen macroscopisch en moleculair ('submicroscopische' niveau), dat wil zeggen enerzijds een stof kunnen zien zoals die zich aan ons voordoet, anderzijds in gedachten de stof kunnen 'zien' als een verzameling moleculen. Daarom is deze audiovisuele animatie didactisch sterk. Ze laat het oplossen van zout op beide niveaus zien. In het moleculaire deel is een legenda opgenomen met betrokken moleculen. Het tempo van de animatie lijkt meerdere rustpunten overbodig te maken. Het is echter de vraag of een leerling het Engels volledig begrijpt en bijvoorbeeld ziet dat watermoleculen de positieve natriumionen op een ander manier “in de oplossing trekken” dan de negatieve chloorionen. Zo niet, dan vergt een digitale les de toevoeging van een figuur, waarin de rol van water duidelijker is: Als alternatief kunnen we de animatie via het digibord tonen. Dit biedt de mogelijkheid extra toelichting geven. Of presenteer het begrip ‘oplossen van een zout’ in meerdere illustraties, zoals in de RdMC kennisbank scheikunde (Paragraaf “Het oplossen van zouten”, menu “De rol van het oplosmiddel”). Voorbeeld 2 Audiovisuele presentatie (YouTube) van het oplossen van NaCl (macroniveau en microniveau). Engelstalig. Zie ook beschrijving onder voorbeeld 1. In het geval van voorbeeld 2 is de kwaliteit van visualisering wat minder, maar is er meer aandacht besteed aan de schakeling tussen oplossen op micro- en macroniveau (zie begin en einde van video). Voorbeeld 3 Beschrijving voorbeeld 3 (klik op de figuur voor animatie) Deze animatie toont het oplossen van een zout alleen op moleculair niveau. Ze start met een overzicht van het proces, zonder dat atomen en moleculen nog zijn benoemd. Na 11 sec. kunnen we detailvoorstellingen bekijken. Pas dan vindt een korte uitleg plaats (tekst in stilgezet beeld), waarbij voorkennis wordt verondersteld van het dipoolkarakter van water. De ladingsverdeling van de watermoleculen is echter nergens weergegeven, waardoor een aanvullende figuur is gewenst: Voorbeeld 4 Beschrijving voorbeeld 4 Oplossen op moleculair niveau. Toelichting vindt pas plaats na de visualisatie van het oplossen van zout (via verschillende informatieknoppen). De animatie toont eerst wat er gebeurt en vervolgens hoe het gebeurt. Voorbeeld 5 Beschrijving voorbeeld 5 (klik op de figuur voor animatie) Deze animatie lijkt vakinhoudelijk goed in elkaar te zitten, maar de presentatie geeft verwarring. Er gebeuren te veel dingen tegelijk (verschijnende-/verdwijnende teksten, bewegende moleculen) in een tempo dat net te hoog is. Bovendien is de overgang van macroscopische naar moleculaire gebeurtenissen niet sterk uitgebeeld. En wat te denken van de volgende voorstelling: Een leerling kan de animatie zelf onderbreken met het menu onder de rechter muisknop (terugspoelen, afspelen, etc.), maar we moeten hier wel op wijzen. Het gevolg is dat hij/zij eerst een onvolledig beeld krijgt. Dit alles geeft verwarring in combinatie met de (beperkte) navigatiemogelijkheid binnen de animatie zelf. De presentatie leidt tot cognitieve overload. Het Engels versterkt dit. Van de vier voorbeelden is deze animatie wél het volledigst, omdat ze ook uitlegt hoe de (zout)ionen in oplossing blijven (hydratatieschil/watermantel). Klassikaal gebruik Ook voor klassikaal gebruik van een animatie (projectie, inzet digibord) is het van belang te letten op de vakinhoudelijke en vakdidactische kwaliteit. Als die niet goed is, overweeg dan een alternatief of presenteer opeenvolgende illustraties. Van de getoonde voorbeelden zijn voorbeelden 1, 2 en 3 ook geschikt voor presentatie via projectiescherm of digibord. Voor voorbeeld 1 en 2 kunnen we de Engelstalige toelichting uitzetten en de belangrijkste aspecten zelf goed toelichten. We kunnen deze animaties op verschillende manieren stilzetten (via rechtermuisknop of videomenu) en ontbrekende namen van ionen/moleculen op het bord toevoegen. Het gebruik van voorbeeld 5 is af te raden (zie toelichting bij voorbeeld 5).

Sk 09.04 Neerslagreacties

Neerslagreacties Het samenvoegen van twee zoutoplossingen kan leiden tot het ontstaan van een vaste stof, te zien aan het ontstaan van een troebeling, een neerslag. Deze reactie treedt op wanneer een positieve en een negatieve ionsoort, die samen een onoplosbaar zout vormen, bij elkaar zijn gevoegd. Kennis van neerslagreacties tussen twee zoutoplossingen heeft geleid tot verschillende praktische toepassingen, zoals synthese (het maken van zouten), zuivering (het verwijderen van ongewenste ionen uit een oplossing) en analyse (het aantonen van bepaalde ionen in een oplossing).

Neerslagreacties Het ontstaan van een neerslag Wanneer we twee oplossingen van verschillende zouten bij elkaar voegen, kan er een mengsel ontstaan van vier ionsoorten in water. Zo bevat een mengsel van een oplossing van natriumchloride en een oplossing van kaliumnitraat de volgende ionsoorten: Na+(aq), Cl-(aq), K+(aq) en NO3-(aq). Het samenvoegen van twee zoutoplossingen kan echter ook leiden tot het ontstaan van een vaste stof, te zien aan het ontstaan van een troebeling, een neerslag. Deze reactie treedt op wanneer een positieve ionsoort en een negatieve ionsoort bij elkaar zijn gevoegd, die samen een onoplosbaar zout vormen. Met behulp van de oplosbaarheidstabel (Binas tabel 45A) kunnen we aflezen welke zouten oplosbaar zijn of niet. Zo’n tabel is ook een hulpmiddel bij de synthese of analyse van zouten (Zie 'Toepassingen van neerslagreacties'). Voorbeeld Het volgende voorbeeld maakt de zogenaamde neerslagreactie duidelijk. Bij menging van een oplossing van natriumchloride en een oplossing van zilvernitraat, ontstaat een wit neerslag: De reactie kunnen we op verschillende manieren in een vergelijking weergeven. Eerst noteren we alle vier ionsoorten, dus van de eerste en van de tweede zoutoplossing: Na+(aq) + Cl-(aq) + Ag+(aq) + NO3-(aq) Met behulp van de oplosbaarheidstabel is af te leiden dat de Ag+-ionen en Cl--ionen niet naast elkaar in één oplossing kunnen voorkomen: AgCl is een slecht oplosbaar zout. De ionenvergelijkijking voor de neerslagreactie luidt als volgt: Ag+(aq) + Cl-(aq)  →  AgCl (s) De ionen Na+(aq) en NO3-(aq) uit bovenstaand voorbeeld komen in deze reactievergelijking niet voor, omdat ze niet deelnemen aan de reactie. Deze ionen blijven in oplossing, want NaNO3 is een oplosbaar zout. Ander voorbeeld: neerslag lood(II)jodide Een mengsel van twee heldere vloeistoffen, oplossingen van kaliumjodide (KI) en lood(II)nitraat (Pb(NO3)2), leidt tot een geel neerslag van lood(II)jodide (PbI2). Het begrip 'overmaat' bij neerslagreacties Wanneer de twee zoutoplossingen in de ‘juiste’ verhouding bijeen zijn gevoegd, dan is de resterende oplossing een oplossing van natriumnitraat. Dit is het geval als het aantal zilverionen en het aantal chloride-ionen bij het samenvoegen van de oplossingen aan elkaar gelijk is. Na afloop van de reactie zijn er noch zilverionen, noch chloride-ionen in de vloeistof aanwezig. In de praktijk zal echter één van beide ionen in overmaat aanwezig zijn. Als we bijvoorbeeld een overmaat natriumchloride toevoegen zal het water na afloop van de neerslagreactie ook Cl--ionen bevatten naast Na+- en NO3--ionen.

Toepassen van neerslagreacties Kennis over neerslagreacties tussen twee zoutoplossingen heeft geleid tot verschillende praktische toepassingen, zoals: Synthese: het maken van zouten. Zuivering: het verwijderen van (ongewenste) ionen uit een oplossing. Analyse: het aantonen van (bepaalde) ionen in een oplossing. Synthese Zilverchloride is een lichtgevoelige, witte, vaste stof, die moeilijk te bewaren is, omdat de stof gemakkelijk ontleedt. Als we bijvoorbeeld zilverchloride nodig hebben voor het maken van fotografische films, kan dat door oplossingen van zilvernitraat en natriumchloride bij elkaar te voegen. Na filtratie van de suspensie hebben we zuiver zilverchloride in handen. Overzicht van toepassingen: http://projects.edte.utwente.nl/deeltjesmodel/tabel-zouten.html Zuivering Het verwijderen van (ongewenste) ionen uit een oplossing speelt in de praktijk een grote rol, bijvoorbeeld bij de zuivering van afvalwater en bij de bereiding van leidingwater. Zo verwijderde men met rioolzuiveringsinstallaties in de 60- en 70-er jaren nog veel fosfaten uit afvalwater. Deze fosfaten - zouten met PO43- als negatief ion - waren voornamelijk afkomstig uit waspoeders. Door afspraken tussen producenten van waspoeders zitten geen fosfaten meer in het afvalwater, maar daarvóór verwijderde men het fosfaat door een reactie met ijzerzouten, meestal ijzer(III)chloride. Bij toevoegen van een oplossing van dit zout zal ijzer(III)fosfaat neerslaan en is in deze vorm het fosfaat door bezinken of filtratie te verwijderen. Fosfaten zijn stoffen die op zich volop in de natuur voorkomen, bijvoorbeeld in onze feces. Ze zijn voor planten zelfs nuttig als meststof. Wanneer echter de concentratie van 'fosfaat' in water groot is, neemt de groei van algen en andere waterplanten zo toe, dat 'dood' water ontstaat: zwart, zuurstofarm water, waarin rotting gaat optreden. Om deze zogeheten eutrofiëring te voorkomen moeten we fosfaten uit afvalwater geheel of gedeeltelijk verwijderen. Analyse Stel je hebt twee buisjes met een wit poeder. Het ene poeder is NaCl, het andere Na2CO3. De buisjes hebben geen etiket. Hoe kan je nagaan welk zout in welk buisje zit? Het zijn beide natriumzouten, dus beide zullen oplossen in water. Het verschil zit alleen in de negatieve ionsoort. Door toevoeging van een bepaald metaalion moeten we bewerkstelligen dat er met de ene ionsoort wél een neerslag ontstaat en met de andere niet. Voeg bijvoorbeeld aan beide oplossingen iets kalkwater toe. In het buisje met natriumcarbonaatoplossing zal een witte troebeling optreden, in het buisje met natriumchloride-oplossing niet. Mogelijke toepassingen in lessen: http://www.experimenten.nl/zeewater.html

Neerslagreacties Het samenvoegen van twee zoutoplossingen kan leiden tot het ontstaan van een vaste stof, te zien aan het ontstaan van een troebeling, een neerslag. Deze reactie treedt op wanneer een positieve en een negatieve ionsoort, die samen een onoplosbaar zout vormen, bij elkaar zijn gevoegd. Kennis van neerslagreacties tussen twee zoutoplossingen heeft geleid tot verschillende praktische toepassingen, zoals synthese (het maken van zouten), zuivering (het verwijderen van ongewenste ionen uit een oplossing) en analyse (het aantonen van bepaalde ionen in een oplossing).

Neerslagreacties Demonstratieproeven Een fraaie manier om een neerslagreactie van twee zouten te zien is een uitvoering 'in het platte vlak'. Schenk in een platte glazen schaal (in het lab: een petri-schaal) een dun laagje water. Kies twee oplosbare vaste zouten die een neerslagreactie kunnen vertonen. Leg een paar korreltjes van het ene zout links in het water en rechts een korreltje van het andere zout. Wacht af. Voorbeeld: http://www.thuisexperimenteren.nl/science/diffusiesnelheid/diffusie.htm De proeven in petrischalen zijn ook geschikt om op een overhead projector uit te voeren en te projecteren op een scherm of een witte muur. Een andere bijzondere demonstratie is het uitvoeren van neerslagreacties in grote glazen standcilinders. Zie het artikel van Wobbe de Vos in NVOX, nr.2, pag. 76, februari 2000. Ook zeer instructief zijn reageerbuisproeven die we met een kleine videocamera beeldvullend op een TV scherm kunnen brengen. Over aantoningsreacties, specificiteit en gevoeligheid Een chemicus, die een monster wit poeder krijgt met de vraag uit te zoeken om welke stof(fen) het gaat, heeft daarmee geen eenvoudige opdracht. Zeker niet, wanneer er verder helemaal niets bekend is over de aard van het monster. Er bestaan immers honderdduizenden stoffen die wit en vast zijn. Veel makkelijker wordt de opgave als we de chemicus vragen na te gaan of bijvoorbeeld een wit poeder suiker of zout is. Dan gaat het dus nog slechts om een keuze uit twee mogelijkheden en voor veel stoffen bestaan afzonderlijke, specifieke bevestigingsmethoden. In de scheikunde van de middelbare school beperkt de kwalitatieve analyse zich tot deze tweede soort: hoe kun je aantonen dat een bepaalde stof aanwezig is? Voor een aantoningsreactie is een reagens nodig, een stof die reageert met de aan te tonen stof. Op school hanteren we de meeste reagentia in oplossing. In de praktijk gebruiken we steeds vaker reagentia die in papierstrookjes geadsorbeerd zijn. Zo zijn voor allerlei stoffen tegenwoordig heel specifieke teststrookjes te koop, bijvoorbeeld voor het aantonen van glucose in urine. Een reagens moet selectief zijn: het moet liefst alleen met de bedoelde stof een reactie vertonen. In plaats van selectief kunnen we ook het woord specifiek gebruiken. Een reagens moet liefst ook gevoelig zijn: het moet al een klein beetje van de bedoelde stof kunnen aantonen. Misverstanden tijdens practica Als leerlingen de aanwezigheid van een bepaald ion in een zout willen aantonen met behulp van een neerslagreactie, moeten ze er wel aan denken dat ze het zout eerst moeten oplossen voordat ze er een reagens aan toevoegen. Als het oorspronkelijke zout niet oplost, is dat gegeven op zich al een belangrijk identificatiemiddel. Voorbeeld Een leerling redeneert als volgt: "Ik kan calciumcarbonaat en calciumchloride van elkaar onderscheiden door toevoeging van een oplossing van bariumchloride. In het geval van calciumcarbonaat vormt zich een neerslag van bariumcarbonaat en in het geval van calciumchloride gebeurt er niets." Wat gaat er mis?De uitspraak 'er gebeurt niets' kan op zich al onjuist zijn. Er kunnen ook processen verlopen die geen zichtbare verandering geven. Bovendien gaat de uitspraak impliciet uit van een bepaalde begintoestand. Het is van belang heel duidelijk begin- en eindtoestand te omschrijven. Als een leerling bovenstaande proef uitvoert zal hij merken dat het calciumcarbonaat niet oplost, althans niet zichtbaar! Als de leerling in gedachten impliciet uitgaat van een heldere vloeistof en die blijft troebel, kan hij in verwarring raken. Er gebeurt namelijk iets wat hij niet verwacht.

Sk 09.05 Hard water

Hard water Hard water bevat relatief veel calcium- en/of magnesiumionen, en vaak ook ijzer(III)ionen. Zacht water bevat weinig of geen van deze ionen. Calciumionen zijn vrijwel geheel verantwoordelijk voor de hardheid van water in Nederland. We onderscheiden tijdelijke en blijvende hardheid. Tijdelijke hardheid verdwijnt bij het koken van water, blijvende hardheid niet. Effect van hard water: kalkafzetting op het verwarmingselement van de wasmachine

Tijdelijke en blijvende hardheid Hardheid Als regenwater, dat altijd verzadigd is met koolstofdioxide uit de lucht, in contact komt met kalksteen (aan het oppervlak of in bodems), geeft dit de volgende reactie: CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(aq)  →  Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq) Met magnesiumcarbonaat (eveneens aanwezig in bepaalde bodems) verloopt de reactie analoog. Er ontstaan dus ionen van oplosbare zouten - calciumwaterstofcarbonaat en eventueel magnesiumwaterstofcarbonaat - die terecht komen in achtereenvolgens grondwater, rivierwater en drinkwater. Ze veroorzaken hardheid van water. Tijdelijke hardheid Bij verdamping van het water of bij verwarming van de oplossing boven de 80 °C verloopt de reactie in de omgekeerde richting. Gevormd koolstofdioxide ontwijkt en er ontstaat een vast neerslag van calcium- en of magnesiumcarbonaat: Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq)  →  CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) In ketels en warmwatertoestellen noemen we deze aanslag ketelsteen of kalkaanslag. Bij verhitten neemt de hardheid van het water af. We zeggen: de tijdelijke hardheid verdwijnt. Blijvende hardheid Opgeloste calcium- en/of magnesiumzouten anders dan calciumwaterstofcarbonaat en magnesiumwaterstofcarbonaat, zoals calciumchloride en calciumsulfaat, veroorzaken blijvende hardheid. Blijvende hardheid verdwijnt niet bij het koken van het water. Hardheidsgraad Voor het toekennen van een getalwaarde aan de hardheid van water gebruiken we in Nederland de Duitse hardheidsgraad °D. Eén °D komt overeen met 7,1 mg Ca2+ per liter. De waterhardheid kunnen we in drie trajecten verdelen: 0 - 10 °D zacht water; 10 - 16 °D middelhard water; 16 °D en hoger hard water.

Gevolgen van hard water Verminderde zeepwerking Als leidingwater te 'hard' is kan het hinderlijk veel calciumionen bevatten. Gebruiken we bijvoorbeeld natriumstearaat C17H35COO-Na+(s), als zeep, dan zal calciumstearaat neerslaan: Ca2+(aq) + 2 C17H35COO-(aq)  →   Ca(C17H35COOH)2(s) Het neerslag noemen we ook wel kalkzeep, een onoplosbaar zout door reactie van calcium- en magnesiumionen met de negatieve ionen van detergentia. Het zet zich als een grauw vlokkig aanslag af op wasgoed of de wand van het vat. De waswerking van de zeep vermindert door deze reactie, omdat er minder zeep-ionen beschikbaar zijn voor de vorming van micellen (zie het hoofdstuk 'Koolstofchemie', par. 15.02, 'Zeep'). Verschillende waterleidingbedrijven verlagen de hardheid van het water, dat wil zeggen ontdoen het water van opgeloste calcium- en magnesiumzouten. Dat kan met behulp van een neerslagreactie. Zie 'Ontharden van water'. Oververhitting warmwatertoestellen In ketels en warmwatertoestellen noemen we calciumcarbonaat, dat neergeslagen is door verhitting van water, ketelsteen of kalkaanslag. Gewoonlijk is ketelsteen iets bruin gekleurd, door aanwezigheid van een weinig ijzer(III)carbonaat. Ketelsteen ontstaat door verhitting van hard water, doordat de calciumionen reageren met waterstofcarbonaationen: Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq)  "   CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) Ketelsteen op een verwarmingselement is ongewenst, omdat het de warmteoverdracht belemmert. In een wasmachine bijvoorbeeld kan het verwarmingselement daardoor oververhit raken en doorbranden. Ook in de industrie, waar veel met stoom gewerkt wordt, moet men terdege rekening houden met dit verschijnsel. Ketelsteen, kalk, op een verwarmingselement van een warmwatertoestel

Ontharden van water Bij de bespreking van onderstaande vier methoden voor waterontharding geven we alleen de vergelijkingen met calciumionen. Magnesiumionen reageren op dezelfde manier. 1. Verhitten Bij verhitten verdwijnt alleen de tijdelijke hardheid. Deze methode heeft alleen zin als de blijvende hardheid te verwaarlozen is. Door te verwarmen slaan de Ca2+-ionen neer als calciumcarbonaat, CaCO3. Het gevormde koolstofdioxide ontwijkt, zodat de reactie terug niet meer kan plaats vinden: Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq) →  CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) Deze manier van waterontharding is echter uitsluitend geschikt voor huishoudelijk gebruik. Gaat het om grote hoeveelheden water, dan zou ontharding door te verhitten veel te kostbaar worden. NB: Bovenstaande manier van waterontharding verloopt dus door de vorming van ketelsteen. Ideaal is dat niet: het water wordt wel zachter, maar de ketelsteen blijft achter in het vat en/of op het verwarmingselement. 2. Vorming van een neerslag Door toevoegen van een stof kunnen we van de ongewenste ionen in water een onoplosbaar zout vormen en de ionen aldus uit het water verwijderen. Vaak gebruiken we hiervoor natriumcarbonaat. De aanwezige calciumionen slaan neer als het onoplosbare calciumcarbonaat. De natriumionen en de negatieve ionen van het calciumzout blijven achter in water. Deze achterblijvende ionen hebben geen invloed op de hardheid van het water. Bijvoorbeeld, aangenomen dat de calciumionen aanwezig zijn in de vorm van calciumchloride: Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) + 2 Na+(aq) + CO32-(aq) → CaCO3(s) + 2 Na+(aq) + 2 Cl-(aq)   3. Vorming van complexe ionen   We kunnen ook stoffen toevoegen waarmee we de calciumionen in oplossing houden, zodanig dat zij niet meer met het detergent kunnen reageren. Deze methode berust op de vorming van complexe ionen. De calciumionen zitten in deze complexe ionen zo stevig gebonden, dat zij niet meer met andere ionen kunnen reageren. Een voorbeeld is het complex met EDTA (EthyleenDiamineTetraAcetaat).In de figuur stelt M een metaalion voor, in ons geval een calciumion. Cacium-trifosfaatcomplex In wasmiddelen werden tot voor kort fosfaten, bijvoorbeeld natriumtrifosfaat Na5P3O10(s), gebruikt om dit effect te bereiken. De trifosfaationen vormen met calciumionen oplosbare samengestelde ionen die in water opgelost blijven en geen neerslag vormen: Ca2+(aq) + P3O105-(aq)   →    [CaP3O10]3-(aq) Ca2+(aq) + 2 P3O105-(aq)   "   [Ca(P3O10)2]8-(aq) De natriumionen van het natriumtrifosfaat en de negatieve ionen die bij de calciumionen hoorden, blijven eveneens in de oplossing, maar storen niet bij de waswerking van het wasmiddel. Gelet op de milieubezwaren die kleven aan het gebruik van fosfaten, is inmiddels overgestapt op andere stoffen. Deze werken echter op dezelfde wijze als trifosfaat. 4. Het gebruik van een ionenwisselaar We kunnen ook water ontharden met een ionenwisselaar. Een ionenwisselaar is een onoplosbaar materiaal dat ionen bevat die uitgewisseld kunnen worden met ionen uit het omringende medium. Om water te ontharden is een positieve ionenwisselaar nodig. Deze bestaat uit fijne korrels van een kunsthars, waaraan Na+-ionen zwak zijn gebonden. Wanneer hard water door de ionenwisselaar stroomt, worden de Na+-ionen verdrongen door Ca2+-ionen. Voor elk Ca2+-ion dat zo uit het water verdwijnt, komen twee Na+-ionen in de plaats. Op den duur raakt de ionenwisselaar uitgeput: alle Na+-ionen zijn dan vervangen door Ca2+-ionen. De ionenwisselaar moeten we 'regenereren'. Daartoe spoelen we de ionenwisselaar met een zeer geconcentreerde NaCl-oplossing, waardoor we de Ca2+-ionen weer van de kunsthars verdrijven. Harsbolletjes van een ionenwisselaarBron: Wikipedia Meer over waterontharding met ionenwisselaars:http://www.lenntech.com/water-ontharden-FAQ.htm

Sk 09.08 Zouthydraten

Zouthydraten Vorming van een kristalrooster van een zout gaat soms niet alleen gepaard met vereniging van positieve en negatieve ionen, maar ook met inbouw van H2O-moleculen. Het ionrooster is dan geen zuiver ionrooster meer; het bestaat ook uit watermoleculen. Het water, dat in het kristalrooster is ingebouwd, noemen we kristalwater. Dergelijke zouten noemen we zouthydraten of kortweg hydraten. Opname van water door kopersulfaat. De kleur van het poeder verandert van het witte, watervrije zout CuSO4 naar het blauwe zouthydraat CuSO4.5H2O. Dit filmpje is ontstaan door gedurende ca. 4 uur om de 3 minuten een foto te nemen. Bron: http://www.thuisexperimenteren.nl/science/kristalwater/cuso4.avi

Vorming van zouthydraten Zouthydraten ontstaan uit neerslagreacties of door indampen Een vast zout kunnen we uit een oplossing laten ontstaan door een neerslagreactie met een ander zout of door indampen van de zoutoplossing. In beide gevallen verenigen positieve en negatieve ionen zich tot een kristalrooster (ionrooster). In het eerste geval gaat dat spontaan en razendsnel, in het tweede geval moeten we eerst het water verwijderen door verdampen. Voor een aantal zouten treedt in beide gevallen een interessante complicatie op. Naast positieve en negatieve ionen worden ook H2O-moleculen op een regelmatige wijze ingebouwd. Het ionrooster is dan geen zuiver ionrooster meer, maar bestaat ook uit watermoleculen. Dergelijke zouten noemen we zouthydraten of kortweg hydraten. Het opnemen van water door een zoutkristal is een vorm van hydratatie. Het water, dat is ingebouwd in het kristalrooster, noemen we kristalwater. Voorbeeld Wanneer we een oplossing van natriumcarbonaat indampen, ontstaat vast natriumcarbonaat, beter bekend als soda (een schoonmaakmiddel in het huishouden). Onderzoek van deze soda leert dat het niet alleen uit Na+- en CO32--ionen bestaat (in de aantalverhouding 2 : 1), maar dat in het kristalrooster per formule-eenheid natriumcarbonaat tien moleculen H2O zijn ingebouwd. De formule noteren we daarom als volgt: Na2CO3.10H2O(s) We zeggen dat soda tien moleculen kristalwater bevat. Daarom noemen we deze soda een hydraat. De naam kristalsoda is ontstaan omdat het hydraat gemakkelijk kristallen vormt. Watervrije soda kan ook kristalliseren, maar die kristallen ontstaan niet vanuit een oplossing.

Hygroscopische zouten Verlies en opname van kristalwater Uiterlijk is niet te zien of een zoutkristal wél of geen kristalwater bevat. We komen hier achter door te verwarmen. Kristalwater kan hierdoor ontwijken, waarna kristallen tot poeder uiteenvallen. In het kristalrooster van kristalsoda bijvoorbeeld zijn tien moleculen H2O ingebouwd per 2 ionen Na+ en 1 ion CO32-. Deze moleculen gaan er bij het verwarmen uit: Na2CO3.10H2O(s) →  Na2CO3(s) + 10 H2O(g) Sommige hydraten kunnen in droge lucht al kristalwater verliezen; de kristallen worden dof en verpoederen. Dit verschijnsel noemen we verweren van de kristallen. Het omgekeerde verschijnsel, het opnemen van kristalwater uit de lucht komt ook voor: sommige watervrije zouten zijn hygroscopisch (sterk water aantrekkend). Er wordt een hydraat gevormd. Gips Het hard worden van gips, een wit poeder, berust ook op hydraatvorming. Gips is het zout calciumsulfaat en bestaat dus uit Ca2+- en SO42--ionen, verenigd in een kristalrooster. Om gips te gebruiken moeten we het met een afgepaste hoeveelheid water mengen tot een dikke pap. Tamelijk snel verandert deze pasta dan in een harde stof. De verklaring is dat het water opgenomen is in het kristalrooster van calciumsulfaat. Per Ca2+- en SO42--ion binden 2 moleculen H2O. Gips is gehydrateerd calciumsulfaat: CaSO4.2H2O (officiële naam: calciumsulfaatdihydraat). De opname van (kristal)water door watervrij gips is een exotherme chemische reactie: het wordt warm. Wit en blauw kopersulfaat De opname van kristalwater veroorzaakt soms een kleur. Zo is watervrij koper(II)sulfaat (CuSO4) een wit amorf poeder, maar bij opname van vijf moleculen kristalwater wordt het een blauwe vaste stof, CuSO4.5H2O(s), koper(II)sulfaat pentahydraat (in de volksmond ook wel blauwe aluin genoemd). Hydratatie van het Cu2+ ion veroorzaakt het kleureffect (lees: door aanwezigheid van water tussen koper- en sulfaationen ontstaan andere optische eigenschappen). Onder invloed van warmte (200 °C) verliest het kristalwater en gaat weer over in een witte vaste stof. Door deze eigenschappen kunnen we watervrij kopersulfaat gebruiken om water in vloeistoffen aan te tonen. Stoffen als watervrij koper(II)sulfaat kunnen we ook wel gebruiken als 'droogmiddel'.

Zouthydraten Vorming van een kristalrooster van een zout gaat soms niet alleen gepaard met vereniging van positieve en negatieve ionen, maar ook met inbouw van H2O-moleculen. Het ionrooster is dan geen zuiver ionrooster meer; het bestaat ook uit watermoleculen. Het water, dat in het kristalrooster is ingebouwd, noemen we kristalwater. Dergelijke zouten noemen we zouthydraten of kortweg hydraten.

Zouthydraten Kristalsoda verwarmen Hieronder staat twee maal beschreven hoe we leerlingen een proef kunnen laten uitvoeren over zouthydraten. Probeer een voorstelling te maken van de praktische uitwerking van de proef bij het geven van een beschrijving ervan. Kristalsoda verwarmen (1) Schep wat 'kristalsoda' in een bakje, bijvoorbeeld een aluminium wegwerpbakje. Verwarm het zachtjes. Verklaar wat je ziet gebeuren. Ga door met verwarmen totdat een witte vaste stof is overgebleven. Welke stof zal dat zijn? Antwoord Door de warmte gaat het kristalrooster stuk: er komt zoveel (kristal)water vrij dat een oplossing ontstaat. Als het water is verdampt, blijft watervrij Na2CO3 als een wit poeder over. Dit poeder bestaat uit zeer kleine kristalletjes. Kristalsoda verwarmen (2) Schep wat 'kristalsoda' in een schone droge reageerbuis. Houd de buis horizontaal met alleen de bodem in de vlam en verwarm niet te krachtig. Verklaar wat je ziet gebeuren. (NB: leerlingen moeten ervoor zorgen dat het ontwijkende water niet terugloopt in het hete gedeelte van de buis). Ga door met verwarmen totdat een witte vaste stof is overgebleven. Welke stof zal dat zijn? Antwoord Door de warmte gaat het kristalrooster stuk. In het koude gedeelte van de buis condenseert (kristal)water. Als het water is verdampt, blijft watervrij Na2CO3 als een wit poeder over. Dit poeder bestaat uit zeer kleine kristalletjes. NB: watervrije soda smelt pas bij 851 oC Gips maken Leerlingenproef: Doe een flinke eetlepel gipspoeder in een plastic bekertje. Voeg druppelsgewijs water toe onder goed roeren, totdat een dik papje ontstaat, dat nog net glad te roeren is. Laat het bekertje met inhoud staan zonder verder te roeren. Voel zo nu een dan hoe het gips aanvoelt. Verklaring Met water vormt gips een hydraat, dat herkristalliseert en een vaste massa vormt. De reactie is exotherm.

Sk 99.00 Meerkeuzetoetsen

Toelichting Inhoud toetsen Deze toetsen zijn geschikt voor 4/5 havo en 4/5 vwo of 5/6 vwo. Ze sluiten goed aan op de verschillende aspecten die in dit thema 'Zouten' aan de orde komen. Waar te vinden? De toetsen zijn gekoppeld aan enkele gangbare scheikundemethodes (Chemie, Chemie Overal, Curie en Pulsar Chemie) en te vinden binnen deze tabbladenset (zie tablabels). Nadere omschrijving Elke set meerkeuzevragen heeft twee toetsversies met identieke toetsvragen, die in een verschillende volgorde staan. De toetsen zijn voorzien van docenthandleidingen, diagnosebladen met leeradviezen, toetsanalysebladen, scoreprofielen, antwoordsleutels en modellen voor de omzetting van een score in een cijfer. Naast toepassing kunnen deze bijlagen ook belangrijke voorbeelden of hulpmiddelen zijn bij het ontwikkelen en evalueren van nieuwe toetsen of toetsvragen.

Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4 HAVO / 5 HAVO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO: Zouten Docentenhandleiding 4 VWO / 5 VWO Toetsen 4 VWO / 5 VWO Zouten

Chemie Overal Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Zouten Toetsen 5 VWO / 6 VWO Zouten

Curie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets te openen. Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Zouten Toetsen 4 VWO / 5 VWO Zouten

Pulsar - Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Zouten-1 Zouten-2 Toetsen 4 VWO/ 5 VWO Zouten-1 Zouten-2

Rekenen in de chemie Rekenen in de chemie gaat over kwantitatieve aspecten van de scheikunde. Behalve met de grootheden massa en volume werken we met de grootheid hoeveelheid stof (ook wel chemische hoeveelheid genoemd) en de bijbehorende eenheid mol. We behandelen de thema's  massasamenstelling, massaverhoudingen bij reacties, concentratie, mol en alles daaromheen. Met Rekenen aan reacties sluiten we dit hoofdstuk over chemische berekeningen af.

Sk 10.01 Massabehoud bij reacties

Massabehoud en massasamenstelling Bij een chemische reactie is er macroscopisch altijd behoud van massa: de totale massa van de uitgangsstoffen is gelijk aan de totale massa van de producten (en eventueel overgebleven uitgangsstof). Een verbinding heeft altijd een specifieke massasamenstelling van de elementen waaruit de verbinding is opgebouwd. Deze massasamenstelling hangt af van aantal en soort van de samenstellende atomen.

Massabehoud bij reacties De beroemde Franse scheikundige Lavoisier formuleerde tegen het eind van de 18e eeuw een regel, die wij nu nog kennen als de Wet van Lavoisier: Bij een chemische reactie is de totale massa van de stoffen voor de reactie gelijk aan de totale massa van de stoffen na de reactie Ofwel: (ook) bij een chemische reactie gaat geen massa verloren. Dat is niet verbazingwekkend, omdat we geleerd hebben dat een reactie neerkomt op afbraak en opbouw van moleculen waarbij er geen atomen bij komen of verloren gaan. Algemeen spreken we van de wet van behoud van massa. Tegenwoordig ligt deze wet voor de hand, maar heel vroeger, voordat de molecuul- en atoomtheorie algemeen was geaccepteerd, was deze wet minder vanzelfsprekend. Vooral in het geval waarbij er gassen bij een reactie zijn betrokken was deze wet moeilijk na te gaan.

Massasamenstelling van verbindingen Daar atoomsoorten in een verbinding in een vaste verhouding voorkomen (volgt uit de formule), is de verhouding tussen de massa's van deze atoomsoorten binnen die verbinding te berekenen. Anders gezegd: de massasamenstelling van een verbinding ligt vast en is te berekenen. De massasamenstelling wordt uitgedrukt in massaprocenten van elk der atoomsoorten in die verbinding. Voorbeeld Bepaling van de massasamenstelling van ammoniumnitraat, NH4NO3, een belangrijk bestanddeel van kunstmest. De massa in u is voor NH 4 NO 3 : 2 x 14 (N) + 4 x 1 (H) + 3 x 16 (O) = 80 u. Aan deze 80 u wordt voor 28 u door stikstof bijgedragen. Het massagehalte stikstof is 28/80. Het massapercentage stikstof (stikstofgehalte) bedraagt dus: 28/80 x 100% = 35 massa-%. Dus 100 gram ammoniumnitraat bestaat voor 35 gram uit (gebonden) stikstof. Zo kunnen we ook het massapercentage zuurstof in ammoniumnitraat uitrekenen: 48/80 x 100% = 60 massa-%. Het massapercentage waterstof moet dus zijn: 100 - 60 - 35 = 5%.

Massabehoud en massasamenstelling Bij een chemische reactie is er macroscopisch altijd behoud van massa: de totale massa van de uitgangsstoffen is gelijk aan de totale massa van de producten (en eventueel overgebleven uitgangsstof). Een verbinding heeft altijd een specifieke massasamenstelling van de elementen waaruit de verbinding is opgebouwd. Deze massasamenstelling hangt af van aantal en soort van de samenstellende atomen.

Massabehoud bij reacties De totale massa van de stoffen vóór de reactie moet gelijk zijn aan de totale massa van de stoffen ná de reactie. Gassen en vaste stoffen Als er gassen bij de reactie zijn betrokken is het experimenteel vaak moeilijk vast te stellen. Ook kan bij leerlingen het idee heersen dat gassen geen massa hebben. Bij verbranding zie je de betrokken gassen niet. Ook dat maakt het moeilijk. De brandstof verdwijnt, dus is er massaverlies. Daarentegen wordt ijzer zwaarder bij roesten. Als er een neerslag gevormd wordt, kunnen leerlingen denken dat de massa toeneemt; de dichtheid van een vaste stof is immers meestal groter dan die van een vloeistof. Proeven Bekend is het proefje met de reactie van oplossingen van loodnitraat en kaliumjodide: In een erlenmeyer doe je wat van een loodnitraat-oplossing en in een kleine regeerbuis een beetje van een kaliumjodide-oplossing. Plaats het open buisje voorzichtig in de erlenmeyer, waarna je deze sluit met een rubberstop. Het geheel weeg je. Door de erlenmeyer horizontaal te houden komen de oplossingen bij elkaar. Na schudden weeg je het geheel opnieuw. Laat een bruistablet reageren in een open en in een gesloten erlenmeyer, beide keren op een balans. Molecuulmodellen Het massabehoud bij een reactie is ook gemakkelijk te demonstreren m.b.v. molecuulmodellen. Bouw een kloppende reactievergelijking na met molecuulmodellen en vergelijk de totale massa van de gebouwde moleculen voor en na de reactiepijl. Let wel op dat er voor en na de reactie evenveel bindingsstaafjes moeten zijn. Bij een ruimtevullend model kan het zijn dat bijvoorbeeld een koolstofatoom of een zuurstofatoom verschillende massa's hebben, afhankelijk van de bindingstoestand. Dan zal het massabehoud niet opgaan! Van te voren moet je dat wel controleren. LiteratuurS. Ghaffari, A Laboratory Experiment Using Molecular Models for an Introductory Chemistry Class, Journal of Chemical Education, 83(8), 1182 (2006). Supplement met practische oefeningen bij bovenstaand artikel.

Massasamenstelling van verbindingen De term massasamenstelling is voor leerlingen moeilijk. Door te praten over massapercentages wordt het wellicht duidelijker waarover het gaat. Nog duidelijker wordt het als je massapercentage vertaalt voor een concreet geval. De vertaling kan microscopisch of macroscopisch zijn. Bijvoorbeeld: Het massapercentage koolstof in methaan bedraagt 75% , kun je vertalen: Microscopisch: de massa van een methaanmolecuul bestaat voor 75% uit koolstof Macroscopisch: 100 g methaan bestaat voor 75 g uit (gebonden) koolstof. Samengesteld voorwerp Als illustratie voor een verbinding kunnen we bijvoorbeeld een karretje met vier wielen nemen. Bepaal de massa van het karretje en daarna (na ontleding) de massa van het bakje en de totaalmassa van de vier wielen. Het massapercentage 'bakje' en het massapercetage 'wielen' is nu gemakkelijk te bepalen.

Sk 10.02 Massaverhoudingen bij reacties

Massaverhoudingen bij reacties Bij een chemische reactie reageren de uitgangsstoffen in een specifieke massaverhouding met elkaar. Zo ontstaan ook de producten in een bepaalde massaverhouding.  De coëfficiënten in de reactievergelijking en de relatieve molecuulmassa's bepalen de waarde van die verhoudingen.

Massaverhouding bij een reactie Bij een chemische reactie reageren de stoffen altijd in een vaste massaverhouding: wet van Proust. Deze wet vormt, met de wet van massabehoud, het begin van de moderne chemie. De vaste massaverhouding voor een bepaalde reactie is af te leiden uit de coëfficiënten van de reactievergelijking en de massa’s van de betrokken moleculen. Deze verhouding noemen we de stoichiometrische verhouding van de reactie. (Stoichiometrie is de leer van de verhoudingen waarin stoffen reageren). De massa van moleculen is gelijk aan de som van de massa’s van de samenstellende atomen. We kunnen de massa uitrekenen met de eenheid u. Misschien lijkt de onvoorstelbaar kleine u een onbruikbare eenheid. Toch is er heel practisch mee te rekenen omdat het bij deze scheikundige berekeningen om verhoudingen gaat. Voorbeeld 1: reactanten De reactievergelijking voor de volledige verbranding van ethanol (alcohol) laat zien dat per molecuul ethanol 3 moleculen zuurstof nodig zijn: De massa van 1 molecuul C2H6O bedraagt: 46 u; de massa van 3 moleculen O2 bedraagt 96 u. De massaverhouding is: 46 : 96 . Bij de volledige verbranding van welke hoeveelheid ethanol dan ook is de molecuulverhouding ethanol : zuurstof altijd 1 : 3, en is de massaverhouding altijd 46 : 96 . Voorbeeld 2: producten Een reactievergelijking laat niet alleen de molecuulverhouding tussen de beginstoffen zien, je kunt ook aflezen hoeveel van de reactieproducten ontstaan. Uit het voorbeeld van de volledige verbranding van alcohol volgt dat één molecuul ethanol reageert met drie moleculen zuurstof tot twee moleculen koolstofdioxide en drie moleculen water. Daaruit volgt voor de massaverhouding: 46 : 96   →   88 : 54 Dus 46 g C2H6O reageert met 96 g O2 tot 88 g CO2 en 54 g H2O. We zien hier de wet van massabehoud : de opgetelde massa’s van de beginstoffen (46 + 96 = 142) is gelijk aan de opgetelde massa’s van de reactieproducten (88 + 54 = 142).

Algemene oplossing rekenopgaven Gewapend met het inzicht over die massaverhoudingenkunnen we vele rekenopgaven oplossen. We zijn in staat precies uit te rekenen hoeveel van de ene stof reageert met een bekende hoeveelheid van de andere, en hoeveel reactieproduct er ontstaat. Al deze opgaven komen op hetzelfde neer: Een reactievergelijking opstellen Daaruit de massaverhouding berekenen Berekenen van het gevraagde (zonodig m.b.v. de kruisregel) Voorbeeld Bereken hoeveel kg koolstofdioxide en hoeveel kg water ontstaan bij de volledige verbranding van 10 kg benzine; neem als formule van benzine C7H16. Reactievergelijking: Massaverhouding: 100 : 352   →   308 : 144 Berekening van het gevraagde: 10 ´ 308/100 = 30,8 kg CO2 en 10 ´ 144/100 = 14,4 kg H2O

Overmaat Stoffen die met elkaar reageren doen dat in een bepaalde massaverhouding. Wanneer de stoffen níet in deze juiste massaverhouding bij elkaar zijn gevoegd, dan blijft na reactie één van de reactanten over. We zeggen dan dat deze stof in overmaat aanwezig was. Voorbeeld We brengen een mengsel van 5,0 g waterstofgas en 10,0 g zuurstofgas met elkaar in reactie. a. Welke stof is in overmaat aanwezig? b. Hoeveel van welke stoffen zijn er na de reactie? a. Uit de reactievergelijking, 2 H2 + O2   →   2 H2O , volgt dat 4 g H2 reageert met 32 g O2 tot 36 g H2O. Met 10 g O2 zal dus veel minder dan 4 g H2 reageren. Dus H2 is in overmaat aanwezig. 10,0 g O2 reageert met 10,0 ´ 4/32 = 1,25 g H2 b. De overmaat H2: 5,0 - 1,25 = 3,75 g H2. Verder het ontstane H2O: 10,0 ´ 36/32 = 11,25 g H2O

Massaverhoudingen bij reacties Bij een chemische reactie reageren de uitgangsstoffen in een specifieke massaverhouding met elkaar. Zo ontstaan ook de producten in een bepaalde massaverhouding.  De coëfficiënten in de reactievergelijking en de relatieve molecuulmassa's bepalen de waarde van die verhoudingen.

Modellen De massaverhouding bij een reactie laten we zien met behulp van twee modellen: de vorming van een samengesteld voorwerp en 'ball-and-stck'-molecuulmodellen. Samengestelde voorwerpen Als inleiding op stoichiometrie en massaverhouding bij een reactie kun je het maken van een samengesteld voorwerp als voorbeeld nemen, zoals een simpel karretje dat is opgebouwd uit een bakje en vier wielen. Leerlingen zien onmiddellijk in dat 1 bakje ‘reageert’ met 4 wielen en dat dit proces 1 wagentje oplevert. Zo vorm je uit 3 bakjes en 14 wielen maximaal 3 wagentjes en er is dan een ‘overmaat’ van 2 wielen. Hierna ga je de massa bepalen van een bakje en van een wiel en hieruit de massaverhouding waarin bakje en wielen met elkaar ‘reageren’. De overgang naar een echte reactie en relatieve atoommassa’s is dan waarschijnlijk snel gemaakt. Literatuur J.J. Fortman, Journal of Chemical Education 71(7), 571 (1994) Molecuulmodellen In principe kun je de massaverhoudingen bij een reactie met molecuulmodellen laten zien, door de juiste aantallen van de betrokken moleculen (bekend uit de reactievergelijking) te wegen. Een complicatie zal wellicht zijn dat de verhouding van de massa’s van de modelatomen niet zal overeenkomen met de werkelijke verhouding. De gemeten massaverhouding met de modellen is dan niet gelijk aan de werkelijke verhouding. Ook de bindingen kunnen de waarde verstoren. Om het principe van het concept uit te leggen is dit echter geen principieel bezwaar. Hierna kunnen leerlingen waarschijnlijk gemakkelijk de overstap maken naar een getekend model van de reactievergelijking met de juiste relatieve atoommassa’s.

Proef De reactie van magnesium met zwavelzuur leent zich goed om de massaverhoudingen bij een reactie te bepalen. Neem bijvoorbeeld stukjes magnesiumlint met een lengte variërend tussen 1 en 10 cm. Laat die stukjes apart reageren met steeds dezelfde hoeveelheid verdund zwavelzuur en vang het ontstane waterstofgas op. De hoeveelheid zwavelzuur is zodaning gekozen dat deze precies opreageert met een stukje magnesium van ongeveer 5 cm lengte. Door de opgevangen hoeveelheid waterstof uit te zetten (verticaal) tegen de lengte van het stukje magnesiumlint (horizontaal) kun je grafisch bepalen welke lengte magnesiumlint precies opreageert (stoichiometrisch reageert) met de gegeven hoeveelheid zwavelzuur. Die lengte kun je omrekenen in massa, door eerst de massa per lengte-eenheid experimenteel te bepalen. Het volume van de stoichiometrische hoeveelheid waterstof is m.b.v. dichtheid en temperatuur om te zetten in de stoichiometrische massa waterstof. Op die manier is dus de massaverhouding van de bij de reactie betrokken stoffen te bepalen (massa magnesium : massa zwavelzuur : massa waterstof).

Rekenen met massaverhoudingen Er bestaan meerdere methoden om met verhoudingen te rekenen. Het AMSTEL Instituut van de Universiteit van Amsterdam heeft in de Opdracht Chemisch Rekenen het Verhoudingsrekenen beschreven. Zie http://remote.science.uva.nl/~joling/vakdidactiek/ Veel leerlingen kennen vanuit de wiskunde- en natuurkundelessen het werken met de kruisregel of met verhoudingstabellen. Ook veel scheikundemethoden werken hiermee. Het gevaar van deze manier van rekenen is dat leerlingen alleen de truc leren om tot het goede antwoord te komen, zonder dat ze begrijpen wat ze eigenlijk doen. Overigens is het feit dat leerlingen (hoe dan ook) tot dat antwoord komen natuurlijk heel wat waard. In NVOX is het gebruik van verhoudingstabellen besproken. Een methode die wellicht de leerlingen dichter bij de werkelijkheid van het vraagstuk houdt, is de methode die je de uitschrijfmethode zou kunnen noemen. In de loop der jaren zijn er meerdere artikelen in NVOX verschenen met argumenten voor of tegen bepaalde rekenmethodes. De meningen zijn verdeeld. Zie onderstaande literatuurlijst. Een klassieker is het rekenen met massaverhoudingen aan de reactie van ijzer met zwavel tot ijzer(II)sulfide. Het gegeven is dat 7 g ijzer reageert met 4 g ijzer tot 11 g ijzer(II)sulfide. Bij afwijking van de verhouding 7 : 4  is één van de reactanten in overmaat aanwezig. De truc (toch!) van de uitschrijfmethode is dat je een berekening altijd uitvoert door de gegeven massaverhouding terug te brengen naar het geval waarbij er 1 g van één van de reactanten reageert of waarbij er 1 g product ontstaat. Belangrijk is dat de leerlingen steeds in woorden opschrijven wat er aan de hand is. De te maken stappen zijn door leerlingen gemakkelijk te begrijpen. Een uitgewerkt voorbeeld vind je onder de volgende knop. Literatuur Ton van der Valk, Monica Wijers en Ineke Frederik, Verhoudingstabellen: Ja of nee? NVOX (sept. 2001), 368 Jan Hondebrink, Foutloos rekenen, NVOX (dec. 1996), 468 Toon de Valk, Geef het kruisproduct de zegen! NVOX (sept. 1996), 286 Henk van Lubeck, Zelfs geen absolutie voor het kruisproduct! NVOX (okt. 1996), 386 Onno Kalverda, Rekenproblemen, NVON-maandblad (mei 1993), 185 Hubert Biezeveld, Over kruisregel, rekendriehoek en een spiekbriefje, NVON-maandblad (sept. 1993), 271 Jan Hondebrink, Kruisregel en begrip, NVON-maandblad (dec. 1993), 436

Voorbeeld uitschrijfmethode Het gegeven dat ijzer en zwavel reageren in de massaverhouding  7 : 4  vertaal je in: 7 g ijzer reageert met 4 g zwavel tot 11 g ijzer(II)sulfide Dit is de beginregel. Deze is om te zetten in drie andere regels, zoals hieronder is gedaan. Om terug te gaan naar 1 g ijzer moet je ‘zeven keer zo weinig nemen’, dus alles delen door 7. Schrijf op:1 g ijzer reageert met 4/7 g zwavel tot 11/7 g ijzer(II)sulfide  (1) Om terug te gaan naar 1 g zwavel moet je ‘4 keer zo weinig nemen’, dus alles van de beginregel delen door 4. Dat wordt dan:7/4 g ijzer reageert met 1 g zwavel tot 11/4 g ijzer(II)sulfide  (2) Om terug te gaan naar 1 g ijzer(II)sulfide moet je ‘11 keer zo weinig nemen’, dus alles van de beginregel delen door 11. Dat wordt dan:7/11 g ijzer reageert met 4/11 g zwavel tot 1 g ijzer(II)sulfide  (3) Afhankelijk van het gevraagde kun je, uitgaande van één van deze drie regels, door één keer te vermenigvuldigen tot de uitkomst komen. In feite pas je bij deze methode ook de kruisregel toe, alleen in stappen die je met woorden omschrijft. Rekenvoorbeeld Bereken hoeveel g zwavel je nodig hebt om 10 g ijzer(II)sulfide te maken. Welke van de drie regels moet ik nu nemen? Antwoord: Altijd de regel met 1 g van de gegeven stof uit de opgave. Hier dus regel (3). I.p.v. 1 g ijzer(II)sulfide moeten we 10 g hebben, dus we moeten van alles ’10 keer zoveel nemen´, dus alles vermenigvuldigen met 10:10 x 7/11 g ijzer reageert met 10 x 4/11 g zwavel tot 10 x 1 g ijzer(II)sulfide Het antwoord bedraagt dus 3,6 g zwavel. De methode lijkt misschien tamelijk omslachtig, maar leidt bij gedisciplineerde toepassing altijd tot de goede uitkomst, zonder dat het alleen het invullen van een formule is. Het voordeel is dat leerlingen zich bij iedere regel precies kunnen voorstellen wat er aan de hand is. Leerlingen zijn wel geneigd om het ‘korter’ te doen, maar gaan daarbij ook vaak in de fout.

De mol, een chemische hoeveelheid

De mol, een SI-eenheid Een hoeveelheid stof drukken we in het dagelijkse leven vaak uit in gram. Het is voor berekeningen in de scheikunde echter gemakkelijker om een hoeveelheid stof uit te drukken in een eenheid, die een maat is voor het aantal deeltjes. Voor de grootheid 'hoeveelheid stof' is daarom een SI-eenheid ingevoerd. Deze eenheid heet de mol en omvat bij benadering 6,02 ´ 1023 deeltjes. De grootheid hoeveelheid stof noemen we ook wel de chemische hoeveelheid.

Definiëring mol De mol is in 1900 ingevoerd door Ostwald en is in de eerste helft van de vorige eeuw gebruikt in de vorm van het begrip grammolecuul (aantal grammen van een stof gelijk aan de molecuulmassa). Een mol werd dus equivalent gesteld aan een massa stof. De koppeling naar een aantal deeltjes kwam pas later. In 1961 proclameerde de International Union of Pure and Applied Physics de hoeveelheid stof als een basisgrootheid (BINAS tabel 3A). De definitie van de bijbehorende eenheid mol vastgesteld op de 14de Conférence Génerale des Poids et Mesures in 1971, luidt (vertaling volgens BINAS tabel 3A): De mol is de hoeveelheid stof van een systeem dat evenveel elementaire entiteiten bevat als er atomen zijn in 0,012 kilogram koolstof-12. Bij gebruikmaking van de mol moeten we de elementaire entiteiten specificeren; deze kunnen atomen, moleculen, ionen, elektronen, andere deeltjes of bepaalde groeperingen van dergelijke deeltjes zijn. De grootheid hoeveelheid stof is ingevoerd om stoffen te kunnen vergelijken, niet op grond van hun massa of volume, maar op grond van aantallen deeltjes. Een hoeveelheid stof, uitgedrukt in het aantal mol, geeft onmiddellijk een maat voor het aantal deeltjes in die hoeveelheid stof. Het preciese aantal deeltjes is om verschillende redenen niet exact vast te stellen. Net als voor andere eenheden kunnen we voor de mol voorvoegsels plaatsen, zoals kilomol (kmol) en millimol (mmol).

Mol en constante van Avogadro Van aantal deeltjes naar mol De constante van Avogadro, N A , staat in het BINAS-tabellenboek vermeld als 6,02214 . 10 23 mol -1 . De eenheid duidt erop dat de constante van Avogadro niet alleen maar een getal is. De constante is een evenredigheidsconstante die de hoeveelheid stof n koppelt aan het aantal deeltjes N  in die hoeveelheid stof: N = n ´ N A   of  n = N/N A n = hoeveelheid stof uitgedrukt in molN = aantal deeltjes in die hoeveelheid stofNA = constante van Avogadro uitgedrukt in mol-1 De constante van Avogadro legt dus een verband tussen de macroscopische grootheid hoeveelheid stof en het aantal deeltjes (microscopisch): Een mol van een stof is die hoeveelheid stof van een stof die N A deeltjes bevat. Dat zijn er evenveel als het aantal atomen in 0,012 kg koolstof-12. Getalwaarde De benaderde waarde van de constante van Avogadro, meestal afgekort als 6,02 . 10 23 , is niets anders dan een omrekeningsfactor van de microscopische (niet meetbare) atomaire massa-eenheid u naar de macroscopische (meetbare) massa-eenheid gram: 1,00 g = 6,02 . 10 23 u In dit verband heeft men het ook wel over het getal van Avogadro. De waarde is dus zodanig dat van een hoeveelheid stof, uitgedrukt in aantal mol, ook de massa (in gram) bekend is. Bijvoorbeeld: de massa van 1 mol water bedraagt 18 g, in getalwaarde evenveel als de massa van 1 molecuul water (18 u). Atomaire massa-eenheid Bij benadering bedraagt de waarde van de atomaire massa-eenheid 1,66 . 10-27 kg. De atomaire massa-eenheid u is gedefinieerd als 1/12 van de massa van de isotoop koolstof-12. Het is de standaard voor de relatieve atoommassa's van de andere atomen. Hiermee komen op een principiële moeilijkheid in het verhaal van de constante van Avogadro: de absolute massa van een atoom is niet direct experimenteel te bepalen. De atomaire massa-eenheid is gedefinieerd, maar niet experimenteel direct exact te bepalen. De constante van Avogadro bevat dus, afgezien van de significantie, een principiële onzekerheid. Dit heeft alles te maken met het feit dat er op atomaire schaal geen massabehoud is. Volgens de relativiteitstheorie van Einstein hangt de massa immers af van de energietoetand van de atomen. In Verdieping gaan we hier nader op in.

Molaire massa De molaire massa of molmassa, symbool M (eenheid g mol-1) vinden we door de massa van één molecuul (in g) te vermenigvuldigen met de constante van Avogadro (eeheid mol-1). M = NA  ´  mmolecuul De massa van 1 mol stof dus is in getalwaarde gelijk aan de molaire massa M. De getalwaarde van M is gelijk aan de getalwaarde van de massa van een molecuul uitgedrukt in atomaire massaeenheid u. Van gram naar mol De hoeveelheid stof n, uitgedrukt in aantal mol, is evenredig met de massa m (in gram) van die stof. De evenredigheidsconstante is gelijk aan de reciproke waarde van de molmassa van die stof: n = m/M mol M zelf (eenheid g mol-1) is dus geen massa, maar een omrekeningsfactor om de eenheid mol te koppelen aan de eenheid gram. Of: om de grootheid hoeveelheid stof te koppelen aan de grootheid massa. Een mol van een stof is die hoeveelheid stof die een massa heeft van M gram.

Molair volume Van volume naar mol Voor gassen is de hoeveelheid stof n, uitgedrukt in aantal mol, evenredig met het volume V van het betreffende gas. De evenredigheidsconstante is gelijk aan de reciproke waarde van het molaire volume Vm bij die temperatuur en druk: n = V/Vm  mol Het volume van 1 mol gas is in getalwaarde gelijk aan Vm . Vm  heeft de eenheid m3mol-1 en is dus zelf geen volume. Het is de omrekeningsfactor om de eenheid mol te koppelen aan de eenheid m3. Of: om de grootheid hoeveelheid stof te koppelen aan de grootheid volume. In de praktijk werken we meestal met de volume-eenheid L. Een mol van een gasvormige stof is die hoeveelheid stof die een volume heeft van Vm m3. Wet van Avogadro: Bij eenzelfde p en T bevatten gelijke volumes van verschillende gassen evenveel moleculen en dus een gelijk aantal mol. De wet van Avogadro, gecombineerd met de formule n = V/Vm levert als belangrijke conclusie dat de waarde van Vm voor alle gassen gelijk is! Bij 273 K en 1 bar is Vm van elk gas 22,4 L/mol. Bij een andere temperatuur en druk is het molair volume Vm anders, maar wel weer voor alle gassen gelijk. Zie BINAS tabel 7. De waarde van Vm bij een willekeurige temperatuur en druk kan m.b.v. de algemene gaswet worden berekend. De algemene gaswet Het volume V van een gas is afhankelijk van de druk p en de temperatuur T en uiteraard ook van de hoeveelheid gas n. Kwalitatief is de invloed van deze factoren op het volume V makkelijk te begrijpen. Voor het bepalen van kwantitatieve verbanden zijn proeven nodig. Al vanaf de 17e eeuw zijn de wetmatigheden tussen het volume V van een gas en de variabelen p, T en n onderzocht. Deze wetten (Boyle, Gay-Lussac) zijn uiteindelijk samengevloeid tot de algemene gaswet, die meestal als volgt wordt geschreven: of: De constante R heet de gasconstante. De grootte van R is afgeleid uit metingen. Voor n = 0,1 mol, p = 1 bar, T = 273 K is het volume V 2,270 L. Daaruit volgt R = 0,083 bar L K-1 mol-1. In BINAS tabel 38A staat R als volgt vermeld: 8,3143 J mol-1 K-1. Daar zijn namelijk de officiële SI-eenheden gebruikt. In plaats van de bar dus de pascal Pa; 1 bar = 105 Pa. In plaats van de liter de m3; 1 L = 10-3 m3. Omdat 1 Pa = 1 N m-2 resulteert het product van druk (N m-2) en volume (m3) in N m = J. Molair volume en dichtheid Als voor een bepaalde temperatuur en druk het molair volume voor gassen bekend is, kun je makkelijk de dichtheid van een gas uitrekenen. Immers: 1 mol gas = M gram, 1 mol gas = Vm liter, en de dichtheid r is massa per volume:      r = M/Vm Wanneer we, bij dezelfde p en T, dichtheden van gassen met elkaar willen vergelijken (welk gas is zwaarder?), dan hoeven we alleen maar naar de molecuulmassa's te kijken. De dichtheid van een gas is immers recht evenredig met M terwijl Vm constant is.

Rekenen met de mol We gebruiken de mol vaak als rekeneenheid bij scheikundige reacties. Daar de coëfficiënten in scheikundige reactievergelijkingen rechtstreeks het aantal deeltjes weergeven van stoffen die reageren en ontstaan, is het gemakkelijker om reactanten en producten uit te drukken in aantallen deeltjes, dan in massa of volume. Een voorbeeld is de reactie van zuurstof met waterstof: Met behulp van de getalwaarde van de constante Avogadro hebben we hier de 'microscopische' reactie tussen deeltjes (in dit geval enkele moleculen) vertaald naar een 'macroscopische' reactie tussen hoeveelheden stoffen. Macroscopisch is het dus handig om met de grootheid hoeveelheid stof (of chemische hoeveelheid) te werken. Een hoeveelheid stof afmeten doe je macroscopisch m.b.v. de grootheden massa of volume. In de volgende figuur zien we nog eens het verband tussen de grootheid hoeveelheid stof en andere grootheden. Misconcepties Het aantal mol is constant bij een reactie De molmassa is afhankelijk van de coëfficiënt in de reactievergelijking

De mol, een SI-eenheid Een hoeveelheid stof drukken we in het dagelijkse leven vaak uit in gram. Het is voor berekeningen in de scheikunde echter gemakkelijker om een hoeveelheid stof uit te drukken in een eenheid, die een maat is voor het aantal deeltjes. Voor de grootheid 'hoeveelheid stof' is daarom een SI-eenheid ingevoerd. Deze eenheid heet de mol en omvat bij benadering 6,02 ´ 1023 deeltjes. De grootheid hoeveelheid stof noemen we ook wel de chemische hoeveelheid.

Hoeveelheid stof Chemische hoeveelheid Omdat leerlingen bij de term hoeveelheid stof vaak onmiddellijk denken aan massa of volume en niet aan aantallen deeltjes, is de term chemische hoeveelheid wellicht beter. Door het vermijden van het woord stof maken we het begrip iets algemener, hetgeen ook nodig is om te begrijpen dat er sprake kan zijn van een chemische hoeveelheid atomen, moleculen, ionen of elektronen (deeltjes, waarmee ze al te maken hebben gehad vóór behandeling van het begrip mol). Je zou erop kunnen wijzen dat het bijvoeglijk naamwoord 'chemisch' er op duidt dat het een speciale hoeveelheid is, zoals een 'elektrische' stroom een speciale stroom is. Toch blijft de term chemische hoeveelheid voor leerlingen een moeilijk begrip. Daarom noemen we chemische hoeveelheid ook wel simpelweg het aantal mol. Zo zou je in principe massa ook wel het aantal kilogram kunnen noemen, maar in dit geval doen we dit niet omdat massa voor leerlingen een herkenbaar en eenduidig begrip is. Een chemische hoeveelheid van een stof, uitgedrukt in mol, is een maat voor het aantal deeltjes in die stof. Het is uiteraard onmogelijk zijn om deze deeltjes te tellen. Via de constante van Avogadro krijgen we handige en handelbare hoeveelheden stof, waarin het aantal deeltjes bij benadering bekend is. Kern: M of A gram stof bevat steeds hetzelfde aantal deeltjes (waarbij M de molmassa is en A de atoommassa). Misconcepties Mol is een eenheid van massa of volume Mol is een getal Mol is een afkorting voor molecuul Mol kan alleen voorkomen als er sprake is van moleculen Mol is hetzelfde als molariteit

Het molbegrip Vanuit een reactiecontext Onder Vakinhoud onder de knop Rekenen met de mol staat een voorbeeld van een behandeling van het molbegrip vanuit een reactiecontext. Een tweede voorbeeld is de reactie van koper met zwavel. Hierbij is het belangrijk om vanuit de reactievergelijking (Cu + S  →   CuS) te begrijpen dat 1 mol koper reageert met 1 mol zwavel, overeenkomend met 64 g koper en 32 g zwavel. Nog belangrijker misschien is het om te begrijpen dat de massa's van de stoffen koper en zwavel - zolang aanwezig in de verhouding 2 : 1 - gelijke aantallen Cu- en S-atomen bevatten. De chemische hoeveelheden koper en zwavel zijn in dat geval gelijk, en dus het aantal mol. Als je de reactievergelijking kent (aantalverhouding 1 : 1) kun je dus concluderen dat deze hoeveelheden stof precies met elkaar zullen reageren, zonder dat er iets overblijft. Aansluitend op het hierboven beschreven voorbeeld (reactie van koper met zwavel) kunnen we omgekeerd ook uitgaan van de experimenteel bepaalde massa's koper en zwavel die met elkaar 'opreageren' (steeds 2 : 1) zonder dat de reactievergelijkng bekend is. Met de kennis van de relatieve atoomassa's (ook 2 : 1) kunnen we dan afleiden dat die massa's steeds evenveel koperatomen als zwavelatomen bevatten. De coëfficiënten in de reactievergelijking moeten dus aan elkaar gelijk zijn. Deze benadering omzeilt het gebruik van de magische constante van Avogadro. Aan de andere kant onthouden we dan de leerlingen de betekenis van deze constante in de koppeling van 'microscopie' (reactie tussen enkele atomen en/of moleculen) en 'macroscopie' (reactie tussen hoeveelheden stof). Alternatieve benadering Vanessa Kind (2004) geeft een voorbeeld van de introductie van het molbegrip, die hier veel op lijkt, maar die niet uitgaat van een reactiecontext. De koppeling van micro naar macro introduceert zij op een aardige manier: Zij kiest twee elementen, waarvan de verhouding van de atoommassa’s een geheel getal is. Koper (afgeronde Ar = 64) en zwavel (Ar = 32) voldoen hieraan. Zij toont de leerlingen - naast elkaar - een monster van 64 g koper en van 32 g zwavel. De leerlingen begrijpen dat de getoonde massaverhouding 2 : 1 bedraagt. Vervolgens vraagt ze naar de massaverhouding tussen de massa’s van 1 atoom koper en 1 atoom zwavel. De leerlingen begrijpen dat ook deze massaverhouding 2 : 1 bedraagt. Daarna herhaalt ze de vraag voor 100, 1000, of een miljoen atomen van ieder. Het antwoord is duidelijk. De leerlingen begrijpen ook dat deze aantallen nog steeds onhanteerbare hoeveelheden stof voorstellen. Uiteindelijk heeft de kernvraag betrekking op de getoonde hanteerbare hoeveelheden stof: “Wat kun je zeggen over het aantal atomen koper en zwavel in deze monsters?” Er zijn altijd enkele leerlingen die het goede antwoord zullen geven. Daarna treedt er een domino-effect op en is het duidelijk voor iedereen: 64 g koper en 32 g zwavel bevatten een gelijk aantal atomen. De chemische hoeveelheden stof zijn gelijk, beide 1 mol. Kind, V. (2004) Beyond appearances: Students' Misconceptions about Basic Chemical Ideas, 2nd Ed. pag. 53 Royal Society of Chemistry

De mol: getal of niet? Je kunt niet zeggen dat de mol "gewoon een getal" is, d.w.z. een maat voor een aantal deeltjes in een verzameling. Het is dus oneigenlijk om het te hebben over een mol zandkorrels of over een mol euro's. De mol is de eenheid die hoort bij de macroscopische grootheid hoeveelheid stof. Dat de mol geen getal voorstelt, en dus niet equivalent is met een dozijn of een gros, is taalkundig al aan te voelen. Je kunt immers wel spreken over een mol van een stof, maar niet over een dozijn of een gros van een stof. het voorbeeld van een mol zandkorrels (hoeveel vrachtauto's heb je nodig om die te vervoeren?) is wel zinvol om de grootte van de getalwaarde van de constante van Avogadro te illustreren om op die manier een idee te krijgen van het aantal deeltjes in een mol. Voor leerlingen zijn de uitkomsten van zo'n berekening altijd wel verbazingwekkend blijven en daarom is het aardig om zo'n berekening uit te voeren. Je hebt het dan echter over 6.1023 zandkorrels en niet over een mol zandkorrels. De mol is dus geen getal of aantal, maar is via de constante van Avogadro (eenheid mol-1) wel te relateren aan een aantal deeltjes: het aantal mol is gelijk aan het aantal deeltjes gedeeld door de constante van Avogadro (n = N/NA). Zie tabblad Vakinhoud.

Molaire massa In leerboeken noemt men de molaire massa soms een massa, terwijl men tegelijkertijd de eenheid terecht aangeeft met g mol-1. In de Vakinhoud is uitgelegd hoe dat precies zit: het aantal mol is gelijk aan de massa gedeeld door de molaire massa (n = m/M). M is dus geen massa, maar een evenredigheidsconstante. Voor de meeste leerlingen gaat het verschil tussen de massa van een mol en de molaire massa waarschijnlijk te ver (hoewel dit voor sommige VWO-leerlingen nou juist de krenten in de pap zijn!). Je dient zorgvuldig te formuleren: de massa van 1 mol stof gelijk is aan de molaire massa (in getalwaarde). En niet: de massa van 1 mol stof is de molaire massa. Dichtheid als analogon De molaire massa beschouwen als een massa komt overeen met het beschouwen van de dichtheid als een massa. Volgens de formule r = m/V is de eenheid die bij dichtheid hoort kg m-3. Toch zeggen we wel eens: de dichtheid is de massa van 1 m3 stof. Dat is dus niet helemaal juist: de massa van 1 m3 stof is in getalwaarde wel gelijk aan de waarde van de dichtheid. Vergelijk met M = m/n, waarin de eenheid van M gram per mol is, m de massa en n de hoeveelheid stof. Veerconstante als analogon De molaire massa beschouwen als een massa komt overeen met het beschouwen van de veerconstante als een kracht. Volgens de formule c = F/u is de eenheid die bij c hoort Nm-1. Toch zeggen we wel eens: de veerconstante van een veer is de kracht die nodig is om veer een uitrekking te geven van een meter. Dat is niet helemaal correct: de getalwaarde van die kracht is wel gelijk aan de waarde van de veerconstante, de eenheden zijn echter verschillend. Door de naamgeving bestaat hier echter nauwelijks het misconcept dat de veerconstante een kracht zou voorstellen! Molaire massaconstante? Wellicht had bovenstaande verwarring over het wezen van de de molaire massa voorkomen kunnen worden als men bijvoorbeeld de naam molaire massaconstante had voorgesteld in plaats van molaire massa. Evenzo was het wellicht beter geweest de term molaire volumeconstante voor te stellen in plaats van molair volume: Vm =  V/n

Molair volume Meestal wordt gezegd: Het molair volume is het volume van 1 mol gas . Dat is voor leerlingen een heel begrijpelijke zin, die je zonder probleem in vele opgaven kunt toepassen. Zoals we onder Vakinhoud hebben gezien is het echter formeel niet juist . Slimme leerlingen zullen dan ook vragen waarom de eenheid van Vm niet gewoon L of m3 is, maar L mol-1 of m3mol-1. Als je het echt wilt uitleggen moet je dat doen aan de hand van de formule:    n =  V/Vm waarin n het aantal mol is, V het volume en Vm het molair volume.Vm is de evenredigheidsconstante die de grootheden volume en chemische hoeveelheid aan elkaar koppelt. Uit de formule blijkt dat de eenheid van Vm liter/mol of m3/mol is. Als n = 1, zie je dat dan wiskundig V gelijk moet aan Vm . Dus het volume van een 1 mol gas is (in getalwaarde) gelijk aan de getalwaarde van Vm. Verband tussen molair volume, molmassa en dichtheid Bij Vakinhoud zijn we de formule r = M/Vm tegengekomen. Anders geschreven: Vm  =  M/r. Laat de leerlingen voor verschillende gassen op deze manier het molaire volume uitrekenen en zie dat er steeds ongeveer 22 L uit komt. Bijvoorbeeld voor CH4:M = 16 g mol-1 en r = 0,72 g L-1 , levert Vm = 16/0,72 = 22 L Of misschien nog beter 'zonder formule': Een liter methaan heeft een massa van 0,72 gram. Dat komt overeen met 0,72/16 mol methaan, gelijk aan 0,045 mol methaan. Een mol methaan heeft dus een volume van 1/0,045 liter = 22,2 L. De antwoorden, voor verschillende gassen berekend, laten zien dat bij gelijke temperatuur en druk een mol steeds ongeveer hetzelfde volume inneemt. Gassen hebben dus, bij gelijke temperatuur en druk, een bepaald molair volume, welk gas je ook neemt.

Aanbevelingen Voorkennis Voorkennis die noodzakelijk is om chemische berekeningen uit te voeren en om de concepten chemische hoeveelheid en mol te begrijpen: Deeltjestheorie van de materie Microscopische interpretatie van een reactievergelijking Overmaat en beperkende hoeveelheid reagens Massabehoud. Aanbevelingen Voor bekende voorwerpen van bekend materiaal de vraag stellen welke de grootste hoeveelheid vertegenwoordigt in termen van volume, massa, chemische hoeveelheid Laten zien van dezelfde chemische hoeveelheden van verschillende stoffen Duidelijk benadrukken dat de chemische hoeveelheid een macroscopische grootheid is, die direct is gekoppeld aan de microwereld van stoffen (er is een relatie tussen chemische hoeveelheid en aantal deeltjes) Gebruik van analogieën: Banken tellen munten van één soort door ze te wegen. Zo is er ook de relatie tussen chemische hoeveelheid en aantal deeltjes. Berekeningen van oppervlaktes, volumes, benodigde tijd om te tellen, met zandkorrels, sinaasappels, geld etc. om het getal van Avogadro te illustreren; Koppeling in berekeningen van massa’s (macro) met reactievergelijkingen en de coëfficiënten (micro) Teken in het begin een reactievergelijking met modelvoorstellingen (bolletjesvergelijking) Het is belangrijk dat een leerling de vaardigheid krijgt om problemen op te lossen. Dat wordt meestal niet bereikt door het doceren van een probleemoplossing of het maken van voorbeeldopgaven. Probeer problemen samen met leerlingen op te lossen. Vraag welke stappen er genomen moeten worden i.p.v. het doorlopen van een voorschrift. Iedere stap of gedachtengang verbaliseren en/of uitschrijven en leerlingen daarbij betrekken.

Literatuur Bij het samenstellen van deze paragraaf is uitvoerig gebruik gemaakt van literatuur die er over dit onderwerp bestaat. De belangrijkste bronnen waren de volgende. Furió, C., Azcona, R. & Guisasola, J. (2002). The learning and teaching of the concepts “amount of substance” and “mole”: a review of the literature. Chemistry Education: Research and Practice in Europe 3(3), 277-292. Furió, C., Azcona, R. Guisasola, J. & Ratcliffe, M. (2000). Difficulties in teaching the concepts of ‘amount of substance’ and ‘mole’. International Journal of Science Education, 22(12), 1285-1304 Gorin, G. (1994). Mole and Chemical Amount. J. Chem. Ed. 71(2), 114 -116. Jong, O. de (1991). Chemisch rekenen: kruis of mol? NVON maandblad, 16(3), 85 - 88. Dobbelaere, J. de, Lutgerink, J., Holtkamp, I. (2006). De mol komt weer boven. NVOX, 30(4), 169 - 171. Hondebrink, J. (1998) Scheikunde, de basis. Den Haag: Ten Hagen & Stam. Kabel-van den Brand, M., e.a. (2003). Chemie Overal, vwo NG/NT 1. Houten: EPN. Storm van Leeuwen, J.W. (1992). Scheikunde 4V. Groningen: Wolters-Noordhoff. Gilbert, J. e.a.(ed.) (2002). Chemical Education: Towards Research-based Practice. Dordrecht / Boston / London: Kluwer Academic Publishers.

De mol, een SI-eenheid Een hoeveelheid stof drukken we in het dagelijkse leven vaak uit in gram. Het is voor berekeningen in de scheikunde echter gemakkelijker om een hoeveelheid stof uit te drukken in een eenheid, die een maat is voor het aantal deeltjes. Voor de grootheid 'hoeveelheid stof' is daarom een SI-eenheid ingevoerd. Deze eenheid heet de mol en omvat bij benadering 6,02 ´ 1023 deeltjes. De grootheid hoeveelheid stof noemen we ook wel de chemische hoeveelheid.

Hoeveel deeltjes? We vertellen leerlingen dat ze een mol moeten beschouwen als een ‘pakketje’ van 6,02 ´ 1023 deeltjes. We noemen dit getal vervolgens de constante van Avogadro en koppelen hiermee de wereld van zichtbare stoffen aan de theoretische wereld van atomen en moleculen. Hieracher zitten echter enkele principiële problemen. Macroscopisch Als scheikundedocent wil je voor leerlingen een koppeling leggen tussen enerzijds de ‘microwereld’ van atomen en moleculen en anderzijds de ‘macrowereld’ van stoffen. Hiervoor voer je de eenheid mol op voor de grootheid hoeveelheid stof. Je laat zien dat deze hoeveelheid macroscopisch is te bepalen door de massa van de stof (in g) te delen door de molaire massa of – voor gassen - door het volume van het gas te delen door het molair volume. Op die manier komen we gemakkelijk te weten met hoeveel mol van die stof we te doen hebben. We hebben het hier over een gemeten waarde, bepaald via massa of volume. Microscopisch Veel lastiger is het om uit te leggen dat we de mol kunnen beschouwen als een ‘pakketje’ van steeds evenveel deeltjes en dat we het bedoelde aantal met behulp van de constante van Avogadro kunnen uitrekenen. We citeren de scheikundedocent uit de hbs-tijd: "Een mol stof bevat evenveel deeltjes als de constante van Avogadro aangeeft”.  Of volgens de officiëlere versie van de definitie van de mol (SI-definitie): "De mol is de hoeveelheid stof van een systeem dat evenveel elementaire entiteiten bevat als er atomen zijn in 0,012 kilogram koolstof-12". Maak duidelijk dat hiermee noch grafiet met louter 12C-atomen noch diamant bedoeld is maar 'losse' 12C-deeltjes zoals je ze in een massaspectrometer aantreft. In beide definities hebben we het wél over een aantal (‘evenveel’), maar de grootte van dat aantal is bewust niet vermeld. Principieel probleem Het ontbreken van een exact getal voor het aantal in een mol heeft alles te maken met de principiële onmogelijkheid om aantallen atomen werkelijk te kunnen tellen. Dat ligt niet alleen aan het feit dat ze zo klein zijn, maar dat ze anders zijn. De massa van een atoom is immers afhankelijk van de energietoestand waarin het atoom zich bevindt. Macroscopisch is hier niets van te merken, microscopisch wel. De koppeling van hoeveelheid stof (macrowereld) naar het aantal deeltjes (microwereld) via de constante van Avogadro (NA) vereist dus enige voorzichtigheid.

Macroscopisch tellen De constante van Avogadro staat in het BINAS-tabellenboek vermeld als: 6,02214 . 1023 mol-1. Het is een experimenteel bepaalde constante met een beperkte nauwkeurigheid. Als we de getalwaarde van de constante van Avogadro als een aantal zouden beschouwen, dan hadden we het dus niet over een concreet aantal in puur wiskundige zin, maar over een aantal 'in fysische zin', gekoppeld aan de nauwkeurigheid waarmee de constante van Avogadro bekend is. Als we uit de constante van Avogadro het 'getal van Avogadro' uitrekenen, dus als we bijvoorbeeld werken met het aantal van 6,02214 . 1023 deeltjes, dan kunnen we 602214 keer 1018 deeltjes onderscheiden. Een aantal van bijvoorbeeld 1015 deeltjes meer of minder is dan al niet meer relevant, omdat we in dit geval niet met pakketjes van minder dan 1018 deeltjes kunnen werken. Daarom kan het absolute aantal deeltjes in een mol (als wiskundig getal) enorm variëren zonder dat we dat macroscopisch kunnen vaststellen. Kortom, de nauwkeurigheid waarmee de constante van Avogadro bekend is, bepaalt de nauwkeurigheid waarmee we het aantal deeltjes kunnen bepalen en die onnauwkeurigheid ligt al gauw bij 1012 deeltjes. Er bestaat echter nog een tweede reden om zo’n duidelijk verschil te maken tussen een puur wiskundig getal (getal komt immers van tellen!) en een ‘fysisch getal’ (dat we uitrekenen uit een natuurconstante). Één voor één deeltjes onderscheiden of tellen kan principieel niet, maar wel porties van grote aantallen deeltjes. Als we het over tellen hebben bedoelen we dat dus ook 'in fysische zin'. We tellen als het ware met kleine porties stof. We zouden ook kunnen zeggen: we tellen macroscopisch (met stof) en niet microscopisch (met exacte aantallen deeltjes). De koppeling van 1 mol stof (macroscopisch) naar 1 deeltje (microscopisch) via de constante van Avogadro versluiert dus een principieel probleem. Macroscopisch niets aan de hand Dit betekent natuurlijk niet dat er geen enkele zinnige relatie zou bestaan tussen enerzijds ‘evenveel’ stof of de ‘hoeveelheid stof’ (die in de eenheid ‘mol’ wordt aangegeven) en anderzijds het aantal deeltjes die samen die stof vormen. Als we de hoeveelheid stof verdubbelen, zal ook het aantal deeltjes verdubbelen. Als we eenzelfde hoeveelheid stof (met gelijke waarde in mol) van twee stoffen vergelijken, en de molmassa van de eerste is twee keer groter dan de tweede, dan zal de massa van de eerste ook twee keer zo groot zijn als de massa van de tweede. Macroscopisch is er dus niets aan de hand. Brug tussen macro- en microwereld Er is wél een koppeling tussen een mol en een aantal deeltjes (zie definitie!), alleen is niet precies bekend over hoeveel deeltjes het precies gaat. De SI-definitie van de hoeveelheid stof en zijn eenheid mol definieert wel een brug tussen de macroscopische en de microscopische wereld, maar het blijft een moeilijk toegankelijke brug tussen principieel verschillende werelden. De grootheid hoeveelheid stof is een echte macroscopische grootheid.

Grafiet en diamant Evenveel mol, ongelijk aantal De principiële onvergelijkbaarheid tussen de macroscopische wereld van de mol en microscopische aantallen deeltjes blijkt bijvoorbeeld uit de vergelijking van 12,00 g grafiet met 12,00 g diamant. Beide hoeveelheden komen overeen met 1,000 mol koolstof. Macroscopisch is er dus niets aan de hand. Gezien het molaire enthalpieverschil van 1,9 kJ kunnen we met de energie/massa-formule van Einstein (DE = Dmc2) uitrekenen dat er een massaverschil moet zijn van 2,1 . 10-14 kg. Macroscopisch te verwaarlozen, maar microscopisch niet, want dit massaverschil komt overeen met ongeveer 1012 koolstofatomen (C-12). In een mol diamant (12,00 g) zitten dus 1012 koolstofatomen minder dan in een mol grafiet (12,00 g), gebaseerd op bovenstaand energieverschil. Gebaseerd op de significantie van de gegeven massa, zou het verschil in aantal natuurlijk nog veel groter kunnen zijn, maar daar gaat het hier niet om. Microscopisch: geen massabehoud Massabehoud is er dus wel op macroscopische schaal, maar niet op atomaire schaal. Zo is de massa van 6 losse protonen, 6 losse neutronen en 6 lossen elektronen samen ook niet gelijk aan 12 u. Bij de binding van deze losse deeltjes tot een koolstofatoom komt er nl. energie vrij, hetgeen massaverlies oplevert. In het algemeen hangt de uiteindelijke massa van een proton en een neutron in een atoomkern af van de samenstelling van die kern. Protonen en neutronen in ijzer hebben bijvoorbeeld gemiddeld een significant geringere massa dan die van plutonium.

Naar de leerlingen Als leraar zou je toch graag de koppeling willen maken tussen hoeveelheid stof en de aantallen deeltjes in een reactievergelijking, ondanks genoemde principiële bezwaren. Als je de stap van microscopische, wiskundige aantallen deeltjes naar macroscopische hoeveelheid stof toch wilt maken kan dat met de wiskundige factor 6,02 . 1023. Deze factor vormt alleen maar de wiskundige brug tussen de atomaire massa-eenheid en de gram. Principieel staat deze factor echter los van de constante van Avogadro. Hoe ver ga je? Als docent heb je vaak al genoeg moeite om vraagtekens bij leerlingen weg te nemen als het gaat om de definitie van de hoeveelheid stof met zijn eenheid mol en het praktisch gebruik ervan. Waarom zou je ze dan nog confronteren met Einsteins energie/massa formule als die niet veel bijdraagt aan de uitleg van het concept de mol t.b.v. praktische toepassing? Per slot van rekening wil je ze alleen duidelijk maken dat er een middel is om de ‘microscopische’ reactie tussen deeltjes (in een reactievergelijking) te vertalen naar een ‘macroscopische’ reactie tussen grote aantallen deeltjes in een tastbare hoeveelheid stof. Voor de scheikundestudent en de scheikundedocent wordt het een ander verhaal; die mag wel wat meer achter de schermen kijken. Maar, zoals het geval is met de uitleg van zoveel andere begrippen, is het vervolgens aan de docent (lees: vakman) om – vanuit zijn bredere kennis - didactisch verantwoorde vereenvoudigingen aan te brengen voor zijn leerlingen. Kortom, in de lespraktijk lijkt het beter om de mol eerder als een soort rekeneenheid dan als een theoretisch concept aan de orde te laten komen. Reactievergelijking macroscopisch Het passeren van de brug tussen macro- en microwereld is in de praktijk niet noodzakelijk als we de coëfficiënten in een reactievergelijking macroscopisch lezen als de verhoudingen waarin de hoeveelheden stof (uitgedrukt in mol) met elkaar reageren. De constante van Avogadro kunnen we in dat geval ook onder de hoge hoed laten rusten.

Constante van Avogadro experimenteel Met bollen, die bestaan uit een enkel kristal van zeer zuivere silicium, proberen wetenschappers de constante van Avogadro (NA) opnieuw te bepalen met een nóg grotere nauwkeurigheid dan tot nu toe. Uit de constante van Avogadro kunnen we dan nog exacter berekenen met hoeveel atomen we ongeveer moeten rekenen als we het hebben over 1 mol. De bol op de foto bevindt zich op een weegschaal in het nationaal metrologisch instituut in Duitsland (PTB, Physikalisch-Technische Bundesanstalt). Deze foto is ter beschikking gesteld door Dr. Michael Borys van het Physikalisch-Technische Bundesanstalt te Braunschweig. Theorie Het idee van de bepaling van NA is om zo nauwkeurig mogelijk het aantal deeltjes in het kristal te 'tellen'. Dit is mogelijk door het meten van de afstanden tussen de lagen met Si-atomen met een röntgeninterferometer, die in staat is om afstanden op Ångstrom-schaal (10-10 m) te meten. Als het kristal volkomen ideaal is en de bol perfect rond, kan men bepalen hoeveel deeltjes in de bol zitten. Immers, met standaardgewichten kan men de bol heel precies wegen en met een ideale bolvorm is een nauwkeurige volumebepaling mogelijk. Meerdere factoren bepalen hoever men met deze methode komt, namelijk de nauwkeurigheid van de weegschalen, de zuiverheid van het silicium én de toestand van de bol. Hoe precies is hij rond geslepen? Hoe weinig verschuivingen en breuken komen feitelijk voor in het kristalrooster van het kristal? Met deze gegevens is de constante van Avogadro nog niet te bepalen en kan de ‘mol’ nog niet omgerekend worden in aantal deeltjes. Hiervoor zijn nóg twee zeer nauwkeurige metingen nodig. Ten eerste moet bekend zijn hoe groot de massarelatie is tussen 12C en de gemiddelde massa van de Si-isotopen, die in dit kristal aanwezig zij. Ten tweede moet je weten met welke percentages de Si-isotopen in dit kristal voorkomen. Praktijk Wetenschappers binnen de PTB concentreerden zich op de afgebeelde bol en bepaalden nauwkeurig de zuiverheid van het materiaal, de verdeling van de breuklijnen binnen het kristal (d.w.z. hoe ideaal het kristal is), de dichtheid van het kristal en het aantal deeltjes per volume kristal. Bovendien zorgden specialisten voor een zo perfect mogelijke bolvorm. Voor de nauwkeurige bepaling van het aantal deeltjes per volume-eenheid gebruikten de onderzoekers de röntgeninterferometer. Om NA te kunnen berekenen moesten ze ook nog rekening houden met de complicatie dat silicium uit drie stabiele isotopen bestaat. Het eindresultaat wees uit dat er 6022135320 pakketjes van 1014 atomen in 1 mol gaan. LiteratuurBorys, M.; Gläser, M.; Mecke, M.: Mass determination of silicon spheres used for the Avogadro project. Proc. 19th Int. Conf. on Force, Mass & Torque IMEKO TC3, Cairo 2005, pp. 13.1–13.8 Conclusie Het bovenstaande laat zien dat de beste waarde voor een fundamentele constante, zoals we die vinden in tabellen, zo goed als nooit wordt bepaald door een directe meting. Gewoonlijk vindt men zo’n waarde na een wisselwerking van uiteenlopende experimentele waarnemingen en theoretische beschouwingen. Zo moeten voor de bepaling van de constante van Avogadro verschillende analysetechnieken gebruikt worden om de zuiverheid en vorm van de kristallen bollen te meten.

Sk 10.05 Concentratie en molariteit

Concentratie en molariteit Voor een mengsel ligt de kwantitatieve samenstelling in principe niet vast. Wanneer we bijvoorbeeld suiker in de thee doen, kunnen we het suikergehalte van de oplossing naar believen kiezen. Het gehalte of de concentratie kunnen we op verschillende manieren aangeven. Een veel gebruikte manier hiervoor in de scheikunde is de molariteit.

Concentratie In plaats van het gehalte spreken we in de scheikunde meestal van de concentratie van een stof in een mengsel. De concentratie, dus hoeveel er van een stof in een mengsel aanwezig is, kan op verschillende manieren worden uitgedrukt: in gram per liter. Wanneer je bijvoorbeeld 20 gram suiker in water oplost tot in totaal 1 liter oplossing, dan is de suikerconcentratie van deze oplossing 20 g L-1 in gram per 100 gram mengsel: het massapercentage (massa-%) in ml per 100 ml oplossing: het volumepercentage (vol-%) in mol per liter oplossing: de molariteit (mol L-1) in ppm of ppb, voor zeer kleine concentraties Onder het percentage (%) van een stof in een mengsel verstaan we het aantal delen van die stof per honderd delen mengsel. Bij kleinere gehalten wordt het promillage (‰) gebruikt, het aantal delen stof per duizend delen mengsel.

Molariteit De concentratie van een oplossing wordt in de scheikunde vaak aangegeven in mol stof per liter oplossing. Dit noem je de molariteit van de oplossing. molariteit = aantal mol per liter Voorbeeld Wat is de molariteit van een suikeroplossing, die 3,4 gram sacharose per liter bevat? De molariteit is het aantal mol stof per liter oplossing, dus moeten we berekenen hoeveel mol 3,4 gram sacharose is. De molecuulmassa M van C12H22O11 is 342. Dus 3,4 g =0,010 mol. Dat is aanwezig in 1,0 liter van de oplossing. De molariteit is 0,010 mol L-1, of 1,0.10-2 mol L-1. We geven de molariteit vaak aan door vierkante haken om de formule van de stof te plaatsen: [C12H22O11] = 1,0.10-2 mol L-1. We zeggen ook wel: de suikeroplossing is 0,010 molair. We schrijven: 0,010 M.

PPM en PPB Tegenwoordig zijn ook uiterst kleine concentraties van een stof in een mengsel meetbaar. We gebruiken daarvoor de aanduidingen: ppm: delen stof per miljoen delen mengsel, parts per million  ppb: delen stof per miljard delen mengsel, parts per billion Deze eenheden stammen uit de Amerikaanse literatuur; in oudere Engelse en in Nederlandse literatuur heeft billion (biljoen) een andere betekenis, nl. miljoen keer miljoen, dus 1012. Net als bij het percentage (en promillage) kan je de hoeveelheid stof in een massa-eenheid of in een volume-eenheid uitdrukken. Zo spreken we van massa-ppm resp. volume-ppm. Bij het gebruik van volume-eenheden worden ook wel de aanduidingen ppmv (parts per million by volume) respectievelijk ppbv (parts per billion by volume) gebruikt. VoorbeeldBij massa-eenheden geldt: 1 ppm = 1 op de 106 = 1 mg kg-1 = 1 mg g-1. Bij volume-eenheden geldt: 1 ppmv = 1 mL m-3 = 1 mL l-1. Voor zeer verdunde oplossingen gebruiken we soms ook de eenheid ppm in plaats van molariteit. Bijvoorbeeld: een zeer verdunde CuSO4 - oplossing zou een kopergehalte van 2 ppm kunnen hebben. Daarmee bedoelen we 2 mg Cu per kg oplossing. Aaangezien de dichtheid van zo’n oplossing bij benadering 1 kg L-1 bedraagt, komt het gehalte aan koper overeen met 2 mg L-1. Ziehier nog enkele voorbeelden met ppm en ppb:Nadere toelichting

Concentratie en molariteit Voor een mengsel ligt de kwantitatieve samenstelling in principe niet vast. Wanneer we bijvoorbeeld suiker in de thee doen, kunnen we het suikergehalte van de oplossing naar believen kiezen. Het gehalte of de concentratie kunnen we op verschillende manieren aangeven. Een veel gebruikte manier hiervoor in de scheikunde is de molariteit.

Concentratie In het gewone leven betekent concentratie 'samentrekking op één punt', bijvoorbeeld van je aandacht, van voetballers voor het doel. En het concentraat van een vruchtensap is sap waaruit zoveel mogelijk water is verwijderd. In de scheikunde is concentratie een synoniem voor gehalte. In de medische wereld gebruiken we voor de concentratie van stoffen in het bloed vaak de term spiegel. Zo spreken we van hormoonspiegels, van de eiwitspiegel, de suikerspiegel enz. (Bij gezonde mensen is de suikerspiegel ca. 100 mg glucose per 100 mL bloed). Verschil tussen concentratie en hoeveelheid Veel leerlingen verwarren de begrippen concentratie (mol L-1) en hoeveelheid stof (mol). Het is daarom zinvol om hierover enkele simpele opgaven te maken en het verschil te visualiseren. Bijvoorbeeld:Vergelijk 10 mL 0,2 M C6H12O6 met 30 mL 0,2 M C6H12O6. Is de hoeveelheid glucose gelijk? Is de concentratie gelijk? Zo ook voor: 10 mL 0,2 M C6H12O6 en 30 mL 0,1 M C6H12O6. Etc. Een belangrijk hulpmiddel is de dimensie-analyse:   L  ´  mol L-1  =  mol Dus: volume  ´  molariteit  =  hoeveelheid stof Visueel Neem drie reageerbuizen met inhoud: buis 1 bevat 10 mL 0,1 M van een gekleurde oplossing buis 2 bevat 5 mL 0,1 M van die gekleurde oplossing buis 3 bevat 5 mL 0,1 M van die gekleurde oplossing + 5 mL water Buis 1 en 2 hebben dezelfde kleur, de concentraties zijn gelijk. De hoeveelheden zijn evident niet gelijk. Buis 2 en 3 bevatten dezelfde (mol)hoeveelheid gekleurde stof, maar de concentratie is verschillend. Notatie met vierkante haken Bij het gebruik van vierkante haken om de concentratie aan te geven, zet je het deeltje dat werkelijk in de oplossing aanwezig is tussen de haken. Bijvoorbeeld:  In een suikeroplossing zitten suikermoleculen. Suiker is immers een moleculaire stof. Tussen de vierkante haken zet je dus C12H22O11 om de concentratie aan te geven. In een NaCl-oplossing zitten geen NaCl-deeltjes, maar Na+- en Cl--ionen. NaCl is immers een zout. Je mag dus tussen de vierkante haken nooit NaCl zetten, maar alleen Na+ of Cl-. Je mag bijvoorbeeld wel schrijven 0,1 M NaCl maar niet [NaCl] = 0,1 mol L-1. In een 0,1 M NaCl-oplossing is [Na+] = [Cl-] = 0,1 mol L-1. Opmerking: Het aantal mol per liter is - uiteraard - gelijk aan het aantal mmol per mL.

Oneindige verdunning Een mol stof komt ongeveer overeen met 6 x 1023 moleculen. Dat is een onvoorstelbaar groot getal. De volgende gedachtenproef maakt dat duidelijk. Stel je strooit in Zandvoort een suikerzakje leeg in zee. Een jaar lang wordt zo goed geroerd dat deze suiker zich gelijkmatig in al het water van de zeeën en oceanen van de wereld verspreidt. Dan schep je een liter van dat zeewater op. a. Zullen er in die liter zeewater nog moleculen van de suiker zitten? b. Zo ja, in welke grootteorde? c. Bereken het antwoord; in het zakje zat 3,5 gram sacharose en het totale volume van alle oceanen en zeeën is ca. 1,35 x 1018 m3. Antwoord: c. 3,5 g sacharose = 3,5/342 = 0,01 mol en bestaat dus uit 6 x 1021 suikermoleculen. Deze worden verdeeld in 1,35 x 1018 m3 =1,35 x 1021 liter zeewater. Per liter is dat 4,4, dus 4 à 5 suikermoleculen. Kennelijk is al het water op aarde nog onvoldoende om een oplossing zo te verdunnen, dat er in een liter geen molecuul meer te vinden is. Homeopathie Bovenstaande opgave maakt een theoretische indruk. Wie zou nu zo ver doorgaan met verdunnen dat uiteindelijk geen molecuul meer van de opgeloste stof aanwezig is? In de homeopathie gebeurt dit echter. Een van de twee principes van deze geneeswijze is dat stoffen soms (dus niet altijd) in extreme verdunningen worden toegediend. De suikeroplossing van bovenstaande opgave, met 1 molecuul per liter, was 1022 keer verdund. Verdunningen van 1020, van 1030, zelfs van 1090 keer staan in de homeopathie in hoog aanzien. Natuurwetenschappelijk gezien zijn dergelijke verdunningen zinloos. Homeopaten noemen dit verdunnen 'potentiëren', waarbij de handeling van het schudden essentieel is. De stichter van de homeopathie, de Duitse medicus Hahnemann, leefde omstreeks 1800. Toen was de notie dat materie uit kleinste deeltjes bestaat nog niet alom geaccepteerd, en het zou nog bijna een eeuw duren voordat men had uitgevonden uit hoeveel moleculen een hoeveelheid stof bestaat.

Sk 10.07 Rekenen aan reacties

Rekenen aan reacties Een reactievergelijking laat zien in welke aantallenverhouding de betrokken deeltjes reageren en ontstaan. We zagen dat verhoudingen in aantallen deeltjes gelijk zijn aan verhoudingen in aantallen molen. De coëfficiënten in een reactievergelijking geven dus ook de verhouding aan in de aantallen molen. Chemici hanteren daarom bij rekenen aan reacties meestal molen.

Voorbeeld 1 Bereken hoeveel g koolstofdioxide ontstaat bij de volledige verbranding van 300 g ethanol. De reactievergelijking is: C2H6O + 3 O2  →  2 CO2 + 3 H2O Verhoudingen in aantallen moleculen zijn gelijk aan verhoudingen in aantallen molen. Dus kan de reactievergelijking gelezen worden als: 1 mol C2H6O + 3 mol O2  →  2 mol CO2 + 3 mol H2O Gegeven is 300 g C2H6O = 300/46 mol C2H6O Daaruit ontstaat 2 maal zo veel mol CO2, dus 2 ´ 300/46 mol CO2 = 2 ´ 300/46 ´ 44 g CO2 = 574 g CO2. De berekening met behulp van massaverhoudingen (par. 10.2) zou zijn: 46 g C2H6O reageert met 96 g O2 tot 88 g CO2 en 54 g H2O (afgeleid in par.10.2). 300 g C2H6O levert dus 300/46 ´ 88 g CO2 op. Waarom mol? Voor dit rekenvoorbeeld maakt het weinig verschil of je direct via (molecuul)massa's rekent, of dat je dat via molen doet. Er zijn echter veel opgaven waar het hanteren van de mol duidelijk voordelen biedt. Dat is bijvoorbeeld het geval bij het rekenen aan reacties, wanneer het gaat om oplossingen waarvan de concentratie in mol l-1 is uitgedrukt. Ook wanneer gassen in volume-eenheden worden uitgedrukt, is het rekenen in molen makkelijker. Verhoudingen in molen zijn immers voor gassen, bij gelijke p en T, gelijk aan verhoudingen in volumes. Ook kunnen we snel gebruik maken van het feit dat voor elk gas geldt dat 1 mol gas = Vm liter. (Denk er aan, dat dit alleen geldt voor gassen, niet voor vloeistoffen en vaste stoffen!)

Voorbeeld 2: oplossingen Hoeveel ml 0,01 M natriumcarbonaatoplossing is nodig om volledig te reageren met 100 ml 0,02 M calciumhydroxide-oplossing? De reactie is een neerslagreactie: Ca2+(aq) + CO32-(aq)  →  Ca2+CO32-(s) Dus 1 mol Ca2+ reageert met 1 mol CO32-. Aanwezig is 100 ml 0,02 M Ca(OH)2; deze oplossing bevat 100 ´ 0,02 = 2,0 mmol Ca2+. Dit zal reageren met evenveel mmol CO32-, dus 2,0 mmol CO32-. Hoeveel ml 0,01 M Na2CO3 oplossing bevat 2,0 mmol CO32-? Antwoord: 200 ml. Er is dus 200 ml van de 0,01 M soda-oplossing nodig om volledig te reageren met de 100 ml 0,02 M kalkwater.

Voorbeeld 3: gassen Hoeveel m3 koolstofdioxide ontstaat bij volledige verbranding van 100 m3 methaan? (De volumes gelden bij dezelfde p en T.) Uit de reactievergelijking blijkt dat uit één molecuul CH4, één molecuul CO2 ontstaat. Uit 1 mol CH4 ontstaat dus 1 mol CO2. Uit 1 volumedeel CH4 ontstaat dus 1 volumedeel CO2. Uit 100 m3 CH4 ontstaat dus 100 m3 CO2.

Rekenen aan reacties Al­ge­me­ne aan­pak van opgaven Een op­ga­ve om­vat een aan­tal ge­ge­vens en een ge­vraag­de. Om uit de ge­ge­vens het ge­vraag­de te be­re­ke­nen moe­t ge­woon­lijk een aan­tal denk­stap­pen ge­zet wor­den. Als de op­ga­ve in­ge­wik­keld is, kan het aan­tal denk­stap­pen zo groot zijn, dat de uit­komst, of het pad dat be­wan­deld moet wor­den om tot de uit­komst te ge­ra­ken, niet di­rect 'in zicht' ligt. In dat ge­val is het van be­lang een al­ge­me­ne aan­pak te han­te­ren, een al­ge­me­ne stra­te­gie. Dit geldt niet al­leen voor schei­kun­di­ge vraag­stuk­ken, maar ook voor wis­kun­di­ge, na­tuur­kun­di­ge, eco­no­mi­sche of an­de­re in­ge­wik­kel­de pro­ble­men. De­ze stra­te­gie om­vat de vol­gen­de fa­sen:  

Strategie Analyse Wat is gegeven? Wat wordt gevraagd? Schrijf alvast de symbolen van de gegeven en gevraagde grootheden op. Maak het probleem wat overzichtelijker. Als er een reactie in de opgave voorkomt, schrijf dan de reactievergelijking op. Plan Welk verband bestaat er tussen de gegevens en het gevraagde? Welke formules moet ik gebruiken? Heb ik nog extra gegevens uit BINAS nodig? Hoe begin ik? Welke berekeningen moet ik achtereenvolgens uitvoeren? Uitwerking Voer de berekeningen uit. Schrijf alle tussenstappen op. Dat is nodig voor je eigen overzicht en voor de controle achteraf. Controle Een heel belangrijke stap. Controleer het antwoord op de volgende punten: eenheden significante cijfers is het antwoord niet onmogelijk? Bijvoorbeeld r = 100 kg mL-1 is de uitkomst wel het antwoord op het gevraagde? Terugkoppeling Terugkoppeling is een essentieel onderdeel van het oplossen van opgaven en problemen. Bij elke stap moet je je afvragen of de uitkomst van de tussenstap wel past in het verhaal ervoor en vooral of het resultaat wel logisch samenhangt met de opgave. Als er iets niet in orde is, moet je terugwerken, hetzij naar deelstappen in de uitwerking of verder terug. Dit noemt men terugkoppeling. Het komt voor dat je een vraag aanvankelijk niet goed hebt begrepen en pas na enkele berekeningen erachter komt wat precies met de opgave bedoeld werd. Bij opgaven die uit verscheidene onderdelen bestaan is het mogelijk dat je uit de vraagstelling van bijvoorbeeld onderdeel c kunt opmaken wat bij onderdeel a gevraagd werd. Ook dit is terugkoppeling.

Uitgewerkt voorbeeld Komen er gassen in de opgave voor? Dan waarschijnlijk molair volume nodig; bij vloeistoffen of vaste stoffen met dichtheid werken. Voorbeeld Luchtballonnen werden vroeger altijd gevuld met waterstof. In de tijd dat waterstof niet kant en klaar in flessen geleverd kon worden, moest het waterstof ter plaatse gemaakt worden. Vaak gebruikte men hiervoor zink en verdund zwavelzuur. Reactievergelijking: Zn(s)  +  2 H+(aq)  +  SO42–(aq)   →  Zn2+(aq)  +  SO42–(aq)  +  H2(g) Bereken de massa van het zink en het volume van het verdunde zwavelzuur dat nodig is om een ballon van 100 m3 te vullen, gemeten bij 25 °C en p0. Het zwavelzuur bevat 17,5 massa-% H2SO4 en heeft een dichtheid  r  =  1,118 kg L–1. Analyse Gegeven: Reactievergelijking V(H2)  =  100 m3  bij 298 K en p0 r(H2SO4)  =  1,118 kg L–1 c(H2SO4)  =  17,5 massa-% Gevraagd: m(Zn) V(verdund zwavelzuur) Plan Vergelijking iets anders schrijven, zodat hij overzichtelijker is voor de berekening Vergelijking met aantallen molen opstellen Waterstof is een gas. Hoeveelheid waterstof berekenen uit volume waterstof Eerst molair volume opzoeken of berekenen, dan hoeveelheid waterstof uit volume berekenen (mol) Hoeveelheid zink bepalen (mol) Daaruit de massa zink berekenen Hoeveelheid zwavelzuur berekenen (mol) Daaruit de massa zwavelzuur berekenen Dan de massa verdund zwavelzuur berekenen Daaruit het volume verdund zwavelzuur berekenen. Uitwerking Zn  +  H2SO4   →  ZnSO4  +  H2 n(Zn)  =  n(H2SO4)  =  n(ZnSO4)  =  n(H2) Vm  =  24,5 L mol–1  (tabel 7 BINAS) n(H2)  =  100 m3/0,0245 m3mol-1  =  4081,6.. mol n(Zn)  =  4081,6.. mol m(Zn)  =  4081,6 mol  ´ 65,4 g mol–1  =  2,669.. ´  105 g  =  267 kg n(H2SO4)  =  4081,6.. mol m(H2SO4)  =  4081,6 mol   ´  98,08 g mol–1  =  4,0032..  105 g (=  400 kg) massa verdund zwavelzuur  =  m(verdzwavelz) 17,5 %  ´  m(verdzwavelz)  =  4,0032..  ´ 105 g m(verdzwavelz)  =  2,28758..  ´ 106 g  V(verdzwavelz)  =  m/p  = 2,287580  ´ 103 kg/1,118 kgL-1  =  2,0461..  ´  103 L Afgerond op het juiste aantal significante cijfers is de uitkomst: m(Zn)  =  267 kgV(verdzwavelz)  =  2,05 m3 Controle Eenheden en significante cijfers zijn in orde De uitkomsten zijn niet onmogelijk De uitkomsten zijn inderdaad hetgeen gevraagd werd.

Meest voorkomende fouten De reactievergelijking is onjuist of ontbreekt Coëfficiënten in de vergelijking worden opgevat als massaverhoudingen, of andersom Er wordt een verkeerde betrekking tussen de hoeveelheid stof en de massa of het volume ervan gebruikt Molair volume wordt toegepast op vloeistoffen en vaste stoffen Er wordt verkeerd gerekend met verhoudingen Eenheden in het antwoord zijn onjuist of ontbrekend De uitkomst is onjuist afgerond.

Animaties / Applets / Video In het menu rechts vindt u een beschrijving van de volgende animaties, applets en video's, inclusief een beoordeling en tips voor gebruik in de klas. Overmaat / ondermaat. Verbrandingsreacties van koolwaterstoffen met overmaat zuurstof met willekeurige hoeveelheden reagentia. Bepaling van kristalwater in kopersulfaat.

Overmaat /ondermaat Animatie van de reactie tussen stikstofmonoxide en zuurstof, in verschillende beginhoeveelheden bij elkaar gevoegd Toelichting Deze animatie laat op heldere wijze de begrippen overmaat en ondermaat zien, zonder ingewikkeld rekenwerk. Er is een duidelijke relatie tussen enerzijds de coëfficiënten in de reactievergelijking en anderzijds het aantal deeltjes dat reageert, ontstaat en overblijft. De reactie staat in de context van een verbrandingsmotor en milieuverontreiniging. Je kunt kiezen uit drie begintoestanden met verschillende aantallen moleculen NO en O2. Nadat de keuze is gemaakt, verschijnt de reactievergelijking in beeld, gaat de kraan open en vindt de reactie plaats. Tenslotte zie je de eindtoestand. Daarna kun je de andere keuzes maken.

Beoordeling en tips Overmaat / Ondermaat Beoordeling Goed: De animatie ziet er grafisch goed uit. De uitleg is helder. De reactie is in een context geplaatst. Begin- en eindtoestand zijn duidelijk. Minder goed: Het Engels levert misschien problemen op. Het gaat snel. De reactie is niet goed te volgen. Er passeren enkele moleculen de kraan, waarna de kraan zich weer sluit. Het zou duidelijker zijn als de kraan open bleef en dat er ook dan nog moleculen zouden passeren. De eindtoestand is wel duidelijk. Tips voor gebruik in de klas Deze animatie kun je ook al vroeger inzetten, lang voor Chemisch Rekenen, bij de modelvoorstelling van een reactievergelijking. De animatie is te stoppen met behulp van het menu achter de rechtermuisknop (afspelen aanvinken of niet). Met hetzelfde menu weer te continueren. Het is aan te bevelen om goed na te gaan of iedereen het Engels verstaan en begrepen heeft. De tekst kan vragen oproepen, bijvoorbeeld als je zegt:"We laten vier moleculen NO met vier moleculen O2 reageren".Zo'n zin vereist zorgvuldige toelichting en discussie.

Verbrandingsreacties van koolwaterstoffen Applet 1: Verbranding van koolwaterstoffen met overmaat zuurstof Combustion reactions of hydrocarbons with excess oxygen Beschrijving In de figuur (screenshot van de applet) zijn de te volgen stappen genummerd van 1 t/m 5. Hieronder volgen we de achtereenvolgende stappen. Cursief is aangegeven wat u bijvoorbeeld zou kunnen invullen. Kies welk gas u wilt gaan verbranden. Kies bijvoorbeeld: CH4. Klik op submit. Maak de reactievergelijking kloppend door de juiste coëfficiënten in te vullen. Een 'pop-up schermpje' meldt of dit juist of onjuist is gebeurd. Daarna kiezen hoeveel gram of mol gas u wilt verbranden. U kunt het aantal gram kiezen tussen 1 en 100. Het aantal mol is niet willekeurig te kiezen; alleen een aantal mol overeenkomend met hele grammen is mogelijk. U kunt de verbranding in gang zetten. Klik op start (blauwe pijlpunt). De hoeveelheid gram of mol van de reactieproducten kunt u zien. Klik op 'moles' om het aantal mol te zien en op 'grams' om de massa te zien. Applet 2: Verbranding van koolwaterstoffen met overmaat of ondermaat zuurstof Combustion reactions of hydrocarbons (with oxygen gas) - limiting reagent present De stappen zijn hetzelfde als in de vorige applet met uitzondering van stap 3. Daar kunt u nu willekeurige hoeveelheden koolwaterstof en zuurstof kiezen:

Beoordeling en tips Verbranding Beoordeling Het zijn leuke applets. U kunt een experiment uitvoeren met verschillende koolwaterstoffen. Een aantal variabelen zijn in te stellen en via een simpele animatie is duidelijk hoeveel van welke stof ontstaat. Zonder verdere uitleg zullen deze applets voor leerlingen niet bijzonder veel waarde hebben. Maar zeker in combinatie met een lesbrief kunt u op een leuke en duidelijke manier een aantal zaken, die essentieel zijn voor het chemische rekenen, duidelijk maken. Ze kunnen verschillende gassen kiezen, er is een mogelijkheid om de reactievergelijking kloppend te maken en ze kunnen het aantal mol gas instellen. Goed: Grafisch ziet het er goed verzorgd uit Je kunt kiezen uit verschillende koolwaterstoffen Leerlingen zien dat bij het verbranden van verschillende koolwaterstoffen er dezelfde reactieproducten ontstaan. De leerlingen kunnen het kloppend maken van een reactievergelijking oefenen. Je kunt kiezen uit mol en gram Minder goed: Je kunt het aantal mol niet willekeurig kiezen Er is niet direct zichtbaar welke stof in overmaat aanwezig is Bij het geven van een foute reactievergelijking wordt direct het goede antwoord gegeven. Tips voor gebruik in de klas Deze applets zijn goed te gebruiken voor havo-leerlingen. Ook voor vwo-leerlingen die net met chemisch rekenen beginnen zijn het bruikbare applets. Je zou de applets op twee manieren kunnen gebruiken. Ter ondersteuning van een uitleg of er leerlingen mee laten werken aan de hand van een lesbrief. De voorkeur zou kunnen uitgaan naar de lesbrief, omdat er behoorlijk wat variabelen in te stellen zijn. Zodoende zal elke leerling wat anders vinden en wordt het dus persoonlijker onderwijs. De applets, in combinatie met de lesbrief, kunnen een oefening zijn voor: Het kloppend maken van reactievergelijkingen Berekenen van de molecuulmassa Bepalen van de molverhoudingen en massaverhoudingen bij een reactie Werken met een overmaat aan zuurstof Werken met een beperkte ondermaat aan zuurstof Voorspellen en controleren van berekeningen.

Bepaling van kristalwater in gehydrateerd koper(II)sulfaat Applet Beschrijving Bij het openen van de applet is er een willekeurige massa ingesteld van blauw kopersulfaat. Na enige tijd verhitten verandert de kleur en de eindmassa van het watervrije koper(II)sulfaat verschijnt. Door de website te “vernieuwen” krijgt u een nieuwe begintoestand met een andere beginmassa.

Beoordeling en tips bij Kristalwater Beoordeling Goed: De applet zit grafisch goed in elkaar. Het is duidelijk wat de gebruiker moet doen. Iedereen krijgt een verschillende beginmassa. Minder goed: De uitwerking om tot de bepaling van het aantal moleculen kristalwater te komen, ontbreekt. Bij herhalen van het proces via “Reset timer” gaat de “Final mass” niet terug.  Bij herhalen via de knoppen met de pijl, verandert wel de beginmassa, maar de eindmassa gaat niet naar nul. Het gaat pas goed na “vernieuwen” van de site. Tips voor gebruik in de klas De applet is alleen goed te gebruiken in combinatie met een goede lesbrief of instructie. Je begint met het uitrekenen van de massaverhouding tussen water en watervrij koper(II)sulfaat. Daarna bepaal je hoeveel mol kristalwater aanwezig is per mol koper(II)sulfaat.

Sk 99.00 Meerkeuzetoetsen

Toelichting Inhoud toetsen Deze toetsen zijn geschikt voor 4/5 havo en 4/5 vwo of 5/6 vwo. Ze sluiten goed aan op de verschillende aspecten die in dit thema 'Rekenen' aan de orde komen, maar grijpen soms ook terug naar aspecten uit thema 1 ('Eenheden en meten'). Waar te vinden? De toetsen zijn gekoppeld aan enkele gangbare scheikundemethodes (Chemie, Chemie Overal, Curie en Pulsar Chemie) en te vinden binnen deze tabbladenset (zie tablabels). Nadere omschrijving Elke set meerkeuzevragen heeft twee toetsversies met identieke toetsvragen, die in een verschillende volgorde staan. De toetsen zijn voorzien van docenthandleidingen, diagnosebladen met leeradviezen, toetsanalysebladen, scoreprofielen, antwoordsleutels en modellen voor de omzetting van een score in een cijfer. Naast toepassing kunnen deze bijlagen ook belangrijke voorbeelden of hulpmiddelen zijn bij het ontwikkelen en evalueren van nieuwe toetsen of toetsvragen.

Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4 HAVO / 5 HAVO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO: Rekenen-1 Rekenen-2 Docentenhandleiding 4 VWO / 5 VWO Toetsen 4 VWO / 5 VWO Rekenen-1 (beperkt) Rekenen-1 (uitgebreid) Rekenen-2

Chemie Overal Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Rekenen Toetsen 5 VWO / 6 VWO Rekenen-1 Rekenen-2

Curie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets te openen. Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Rekenen bij chemie-1 Rekenen bij chemie-2 Toetsen 4 VWO / 5 VWO Rekenen bij chemie-1 (beperkt) Rekenen bij chemie-1 (uitgebreid) Rekenen bij chemie-2

Pulsar - Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Rekenen-1 Rekenen-2 Toetsen 4 VWO/ 5 VWO Rekenen-1 Rekenen-2

Reactiesnelheid en chemisch evenwicht De snelheid van een reactie hangt in de eerste plaats af van de aard van de reactanten. Andere factoren, die we zelf kunnen variëren zijn: de temperatuur, de concentratie en de verdelingsgraad van de reagerende stoffen en de aanwezigheid van een katalysator. Omkeerbare reacties kunnen leiden tot een chemisch evenwicht: een evenwicht waarin twee in tegengestelde richting verlopende reacties dezelfde snelheid hebben, zodat de concentraties van de reagerende deeltjes niet (meer) veranderen. Het proces van Haber-Bosch voor de productie van ammoniak: reactiesnelheid en chemisch evenwicht geoptimaliseerdBron: McMurry & Fay, Chemistry

Sk 11.01 De snelheid van een reactie

De snelheid van een reactie De snelheid van een reactie is gelijk aan het aantal mol stof dat per liter en per seconde wordt omgezet of gevormd. De reactiesnelheid hangt af van meerdere factoren: de aard, de concentratie en de verdelingsgraad van de reagerende deeltjes, de temperatuur en de aanwezigheid van een katalysator. De invloed van deze factoren is te verklaren met het 'botsende-deeltjesmodel': een reactie vindt alleen plaats als moleculen met elkaar botsen en de botsing effectief is. Een botsing is effectief als de moleculen een hoeveelheid kinetische energie bezitten die minimaal gelijk is aan de activeringsenergie. Invloed van de concentratie op het aantal botsingenBron: McMurry & Fay, Chemistry

Reactiesnelheid De snelheid van een reactie is een maat voor de hoeveelheid stof die per tijdseenheid wordt omgezet of gevormd. Om de reactiesnelheid onafhankelijk van de omvang van het systeem te maken drukken we de vermeerdering of de vermindering van de hoeveelheid stof uit in de verandering van de concentratie van de stof. In formule: s = gemiddelde reactiesnelheid gedurende het tijdsinterval Dt, mol L-1 s-1  D[X] = concentratieverandering van stof X, mol L-1  Dt = tijdsinterval, nodig voor de concentratieverandering, s. De reactiesnelheid bepalen we door concentratieveranderingen te meten als functie van de tijd. Indien sprake is van een toename in de concentratie, dus als stof X wordt gevormd, heeft de reactiesnelheid een positieve waarde. Als de concentratie afneemt, dus als stof X wegreageert, heeft de reactiesnelheid een negatieve waarde. Deze manier om de reactiesnelheid in een formule uit te drukken geldt overigens alleen voor homogene systemen. Dit zijn systemen waarin alle stoffen op moleculair niveau gemengd zijn: de stoffen verkeren in één fase. Reacties in de gasfase en reacties tussen deeltjes in oplossing zijn homogeen. Het meten van reactiesnelheden en de invloed van de reactie-omstandigheden op die snelheid is onderwerp van de reactiekinetiek.  Voorbeeld Voor de reactiesnelheid kunnen we elke concentratieverandering met de tijd kiezen. Uit de reactievergelijking volgt dat 2 mol NO is ontstaan en 2 mol NO2 is verdwenen voor elke mol gevormd O2. Daarom is de vormingssnelheid van O2 de helft van de vormingssnelheid van NO en de helft van de ontledingssnelheid van NO2: We kunnen bij het gebruik van deze definitie van de reactiesnelheid dus niet spreken over de reactiesnelheid, maar moeten aangeven op welke deeltjessoort de grootheid betrekking heeft.

Snelheden meten Meten van de reactiesnelheid houdt in dat we de concentratie van één of meer reactanten meten als functie van de tijd. Dit kan op verschillende manieren afhankelijk van de aard van de reactanten. Bij de reactie: kunnen we de concentratie van NO2 eenvoudig meten als functie van de tijd, omdat het gas gekleurd is. De intensiteit van de bruine kleur is evenredig met de concentratie van NO2. De mate waarin het gas licht van een bepaalde kleur doorlaat, kunnen we elektronisch meten. Een andere manier is om de drukverandering van het gasmengsel te meten. Uit de druktoename (2 moleculen gas worden omgezet in 3 moleculen gas) kunnen we de concentratieveranderingen berekenen. Volgens de algemene gaswet is de druk immers recht evenredig met het aantal moleculen. Door de reactie neemt de [NO2] af. Daardoor neemt de botsingskans tussen moleculen NO2 af en loopt de reactie dus langzamer. De hoeveelheid omgezet NO2 binnen elk volgend tijdsinterval is minder, dus de daling van de concentratie van NO2 is ook minder. Als we zeer korte tijdsintervallen nemen, is de concentratie van NO2 als functie van de tijd, een gebogen curve. Concentratieverloop als functie van de tijdBron: McMurry & Fay, Chemistry Animatie 'Reactiesnelheid' Gemiddelde reactiesnelheid Stel dat in de eerste 20 seconden de concentratie van NO2 afneemt met 0,10 mol L-1, dan is de gemiddelde reactiesnelheid gedurende dit tijdsinterval: We spreken van een gemiddelde reactiesnelheid. De snelheid is immers niet constant gedurende het tijdsinterval: s neemt af in de tijd. Als we de gemiddelde reactiesnelheden over zeer korte tijdsintervallen uitzetten als functie van de tijd ontstaat een gelijksoortige gebogen curve als hierboven.

Reactiekinetiek In de reactiekinetiek bestuderen we de snelheid van chemische reacties en de invloed van de reactieomstandigheden op die snelheid (temperatuur, licht, concentratie, enz.). De kinetiek van een reactie kunnen we alleen experimenteel bepalen. Het meten van reactiesnelheden is een van de manieren om meer te weten te komen over het mechanisme van een reactie: wat zich, onzichtbaar voor ons, afspeelt bij het reageren van moleculen en andere deeltjes. De term effectieve botsing zegt namelijk weinig over wat er nu werkelijk gebeurt bij een botsing tussen moleculen die tot een reactie leidt. Daarbij gaat het vooral om na te gaan hoe de snelheid afhankelijk is van de concentraties van de reactanten. Dit komt terug in het thema 'Reactiekinetiek en reactiemechanismen'.

Botsende-deeltjesmodel Op atomair niveau gezien is een chemische reactie een hergroepering van atomen, waarbij moleculen uiteenvallen en nieuwe ontstaan. Aan zo'n hergroepering gaat een botsing van twee of meer moleculen van de verschillende uitgangsstoffen vooraf (het botsende-deeltjesmodel ). Lang niet alle botsingen tussen moleculen hebben echter een reactie tot gevolg. Dit is slechts bij een gedeelte van het totale aantal botsingen het geval. We spreken dan van effectieve botsingen . Hoe groter het aantal botsingen per seconde, des te groter is ook het aantal effectieve botsingen en des te sneller verloopt dan de reactie. Welke factoren zijn van belang voor een effectieve botsing? Een heel belangrijke factor voor een effectieve botsing is de energie die de moleculen samen hebben bij de botsing. We nemen aan dat alleen de kinetische energie (= bewegingsenergie) van de botsende deeltjes een rol speelt. Om te kunnen reageren moeten moleculen bij een botsing een hoeveelheid kinetische energie hebben, die per reactie specifiek is en minimaal gelijk is aan de activeringsenergie.  Een sterische factor bepaalt verder nog of een botsing effectief is. Zelfs als de botsingsenergie voldoende groot is treedt alleen reactie op als de moleculen elkaar op gunstige wijze benaderen. Een effectieve botsingBron: McMurry & Fay, Chemistry Een niet-effectieve botsingBron: McMurry & Fay, Chemistry Animatie 'Sterische factor'

Activeringsenergie Tussen beginstoffen en reactieproducten bestaat in het algemeen een verschil in chemische energie (= potentiële energie). Een reactie tussen moleculen betekent verbreking van atoombindingen en vorming van nieuwe bindingen. Tussen begin en eind van de reactie bevindt de stof zich in een zogenaamde overgangstoestand (Engels: 'transition state') of geactiveerd complex. In de overgangstoestand zijn oude bindingen gedeeltelijk verbroken en zijn nieuwe bindingen al gedeeltelijk gevormd. Deze toestand heeft een hogere (potentiële) energie dan de begin- of de eindtoestand. De overgangstoestand vormt als het ware een energiedrempel. We geven dit grafisch weer in een energiediagram. Verticaal staat de energie, horizontaal staat het verloop van de reactie. De hoogte van de energiedrempel noemen we de activeringsenergie Ea. Animatie 'Energie en reactieverloop' (vergt enig geduld voordat de animatie loopt en voortgaat). Exotherme reactieBij een exotherme reactie is de energie van de beginstoffen groter dan die van de reactieproducten: er wordt energie afgestaan aan de omgeving (warmte, licht, elektriciteit). Het verbreken van de atoombindingen kost minder energie dan de vorming van de nieuwe, sterkere bindingen oplevert. Maar hoe sterk exotherm ook, we moeten (bijna alle) exotherme reacties eerst op gang brengen (bijvoorbeeld het aansteken van brandstoffen). Moleculen moeten eerst een hoeveelheid kinetische energie bezitten die minimaal gelijk is aan de activeringsenergie om tot een effectieve botsing en dus reactie te komen. Al wanneer nog maar een klein aantal moleculen de nodige activeringsenergie heeft gekregen, is de dan vrijkomende reactie-energie voldoende om andere, en steeds meer, moleculen over de energiedrempel heen te helpen. Vandaar dat als een exotherme reactie een maal verloopt, deze zichzelf verder in stand houdt. Energiediagram van een exotherme reactieBron: Brady & Senese, Chemistry Endotherme reactie Bij een endotherme reactie is de energie van de reactieproducten groter dan die van de beginstoffen: er wordt energie onttrokken aan de omgeving. Om endotherme reacties te laten plaatsvinden moeten we voortdurend energie toevoeren. Hier kost het verbreken van de bindingen veel meer energie dan de nieuw gevormde bindingen opleveren. Ook voor een endotherme reactie bestaat een activeringsenergie. Energiediagram van een endotherme reactieBron: Brady & Senese, Chemistry

Invloed factoren De snelheid van de reactie van een stof A met een stof B is afhankelijk van meerdere factoren. Die factoren zijn te koppelen aan een algemene formule voor de snelheid van deze reactie: s = k [A]a[B]b In de formule komen de concentraties van A en B voor, voorzien van een exponent, die experimenteel bepaald moet worden (zie het thema 'Reactiekinetiek en reactiemechanismen'). De snelheidsconstante of reactieconstante k is afhankelijk van de temperatuur en van de activeringsenergie. De waarde van k neemt toe met de temperatuur. Met name de grootte van de activeringsenergie is bepalend voor de snelheid waarmee een reactie zal verlopen: hoe groter Ea, hoe langzamer de reactie (hoe kleiner de waarde van k). De grootte van Ea  is afhankelijk van de aard van de reagerende deeltjes en het al dan niet aanwezig zijn van een katalysator. De reactiesnelheid is behalve van bovengenoemde factoren ook nog afhankelijk van de verdelingsgraad van de reagerende stoffen (bij heterogene systemen) en van licht (bij lichtgevoelige reacties). Voor de invloed van de verschillende factoren geven we een verklaring met het "botsende-deeltjesmodel". Factoren temperatuur, oriëntatie en katalysator in een Animatie 

Aard van de deeltjes De aard van de reagerende deeltjes bepalen in eerste instantie de snelheid van een chemische reactie. Iedere chemische reactie heeft zijn eigen Ea-waarde. Bijvoorbeeld: natrium en water reageren zeer heftig met elkaar (lage activeringsenergie); magnesium en water reageren veel minder heftig (hogere activeringsenergie). De verschillen waarmee stoffen reageren zijn te verklaren op grond van de bouw van de deeltjes waaruit een stof bestaat en op grond van de wijze waarop de deeltjes in een stof met elkaar zijn verbonden. Het verband tussen de reactiviteit van een stof en deze factoren is zeer ingewikkeld en bespreken we hier verder niet.

Concentratie Voor homogene systemen (oplossingen en gasmengsels) geldt: naarmate de concentratie(s) van de reactanten groter is, neemt de botsingskans toe. Hiermee neemt tevens het aantal effectieve botsingen per seconde toe en dus ook de reactiesnelheid. Het percentage effectieve botsingen verandert niet bij concentratieveranderingen. Invloed van de concentratie op het aantal botsingenBron: McMurry & Fay, Chemistry

Verdelingsgraad Onder verdelingsgraad verstaan we de mate waarin een stof is verdeeld in kleine korrels (vaste stoffen) of druppels (vloeistoffen). Deze speelt uitsluitend een rol bij heterogene systemen. Deze systemen bevatten verschillende fasen: de stoffen zijn niet moleculair gemengd en er zijn grensvlakken tussen de verschillende stoffen. De reactie vindt plaats aan deze grensvlakken. Hoe groter de verdelingsgraad, hoe groter het grensvlak tussen twee stoffen. Hierdoor neemt het aantal botsingen, dat per seconde aan het grensvlak kan plaatsvinden, toe en dus ook de reactiesnelheid. Van een vaste stof kunnen we het oppervlak enorm vergroten door de stof tot poeder te vermalen. Het contactoppervlak, het grensvlak, tussen twee niet-mengbare vloeistoffen kan worden vergroot door de vloeistoffen te emulgeren. Het contactoppervlak van een vloeistof met een gas kan sterk worden vergroot door de vloeistof te verstuiven tot een nevel. Hoe belangrijk de verdelingsgraad kan zijn blijkt uit verschijnselen als stofexplosies en zelfontbranding van metaalpoeders. Zeer fijn verdeeld brandbaar materiaal, melkpoeder, plastic poeder of meel, kan na ontsteking zo snel branden, dat er een explosie ontstaat: Zeer fijn verdeelde metalen kunnen aan de lucht zo snel oxideren, dat de warmte die daarbij vrijkomt de metalen tot gloeihitte brengt. Bekend is bijvoorbeeld het aluminiumpoeder dat in aluminiumverf ('zilververf') wordt gebruikt. Zonder voorzorgsmaatregelen zou het poeder spontaan kunnen ontbranden. Ook zeer fijn verdeeld ijzer kan spontaan ontbranden (daarom heet dit poeder ook wel pyrofoor ijzer).

Temperatuur Bij temperatuurverhoging gaan de deeltjes sneller bewegen. Dit vergroot het aantal botsingen per seconde. Een botsing tussen sneller bewegende deeltjes heeft ook een krachtiger verloop: de deeltjes hebben meer kinetische energie bij de botsing. Hierdoor zal een botsing eerder tot een reactie kunnen leiden. Dit betekent, dat het percentage effectieve botsingen toeneemt. De temperatuur heeft dus een dubbel effect op de reactiesnelheid. Een vuistregel is dat voor elke 10°C temperatuurstijging de reactiesnelheid twee à drie maal zo groot wordt. Invloed van de temperatuur op fractie deeltjes met voldoende botsingsenergie om te reagerenBron: McMurry & Fay, Chemistry Voorbeeld: het effect van temperatuurverhoging op de reactie tussen magnesium en zoutzuur.

Katalysator Een katalysator is een stof die een reactie versnelt, zonder daarbij te worden verbruikt. Een katalysator neemt wel deel aan de reactie, maar wordt voortdurend teruggevormd. In de biochemie spelen biochemische katalysatoren, enzymen genaamd, een essentiële rol. De werking van een katalysator berust op het verschijnsel dat een bepaalde reactie mét katalysator via een ander reactiepad verloopt. Bij dit andere reactiepad behoort een andere overgangstoestand met een lagere activeringsenergie. Bij gelijkblijvende temperatuur zijn er meer deeltjes die voldoende energie hebben om over de lagere energieberg heen te komen en dus loopt de reactie sneller. Energiediagram voor een reactie zonder en met gebruik van een katalysatorBron: McMurry & Fay, Chemistry Een fraai voorbeeld van een katalytische reactie is de verbranding van glucose in het menselijk lichaam. Glucose, C6H12O6, is de universele brandstof in planten en dieren. Bij 37 °C reageert glucose niet met zuurstof uit de lucht. Na aansteken met een vlam verbrandt het onder vuurverschijnselen. In het menselijk lichaam wordt glucose ook met zuurstof omgezet in koolstofdioxide en water, maar bij een temperatuur van 37 °C. Dit kan alleen dankzij enzymen. De hoeveelheid warmte die vrijkomt bij de langzame verbranding in het lichaam is precies even groot als de hoeveelheid warmte die vrijkomt bij verbranding van dezelfde hoeveelheid glucose bij hoge temperatuur met vuurverschijnselen.

Licht Sommige reacties verlopen onder invloed van licht. De intensiteit van het licht beïnvloedt dan de reactiesnelheid. Vaak is de kleur van het licht ook van belang: hoe kleiner de golflengte, hoe groter de energie. Een voorbeeld is het verkleuren van kleurstoffen in zonlicht. Het belangrijkste voorbeeld is de zogenoemde fotosynthese of koolstofassimilatie. Groene planten zetten koolstofdioxide en water om in bouwstoffen, zoals glucose.  De energie die voor deze endotherme reactie nodig is wordt uit het zonlicht opgenomen. De kleurstoffen in de bladeren dienen hierbij als katalysator. Zonder deze reactie zou het leven op aarde niet mogelijk zijn in de vorm zoals wij die kennen. Alle zuurstof in de lucht is ooit door planten vrijgemaakt met deze reactie. Sommige reacties kunnen we versnellen door het reactiemengsel te bestralen met zichtbaar licht of ultraviolette straling. Door absorptie van straling kunnen deeltjes in een energierijke aangeslagen toestand komen. Deze bestraling laat het aantal botsingen per seconde ongewijzigd, maar vergroot het aantal effectieve botsingen (de deeltjes hebben meer energie bij de botsing).

De snelheid van een reactie De snelheid van een reactie is gelijk aan het aantal mol stof dat per liter en per seconde wordt omgezet of gevormd. De reactiesnelheid hangt af van meerdere factoren: de aard, de concentratie en de verdelingsgraad van de reagerende deeltjes, de temperatuur en de aanwezigheid van een katalysator. De invloed van deze factoren is te verklaren met het 'botsende-deeltjesmodel': een reactie vindt alleen plaats als moleculen met elkaar botsen en de botsing effectief is. Een botsing is effectief als de moleculen een hoeveelheid kinetische energie bezitten die minimaal gelijk is aan de activeringsenergie.

Reactiesnelheid Als een chemische reactie snel verloopt, wordt er per seconde veel stof omgezet of gevormd in een bepaald systeem. Bij een langzame reactie wordt weinig stof per seconde omgezet of gevormd. Het roesten van een ijzeren spijker bijvoorbeeld verloopt langzaam, omdat er per seconde weinig ijzer van de spijker wordt omgezet in roest. Bij de verbranding van aardgas in een fornuis of geiser wordt in een kleine ruimte per seconde veel stof omgezet; hier is dus sprake van een snelle reactie. Let erop dat de eenheid voor reactiesnelheid in homogene systemen niet simpelweg mol s-1 is, maar mol L-1 s-1. Daardoor wordt de snelheid onafhankelijk van de grootte van het systeem. Misconcepties De reactiesnelheid neemt toe door goed te roeren; de botsingen zijn dan energierijker. In het begin van een reactie neemt de reactiesnelheid toe.Toelichting: De gedachte is dat de reactie op gang moet komen, zoals een auto op gang moet komen. In wezen is dit ook wel het geval: de reactiesnelheid is immers vlak voor het begin gelijk aan nul, maar gaat dan in zeer korte tijd naar zijn maximale waarde om vervolgens weer af te nemen. In dit misconcept zit echter het idee dat de snelheid geleidelijk toeneemt tot een maximale constante waarde. Systemen Chemische reacties bestuderen we gewoonlijk in een afgesloten vat, het reactievat. We spreken in dit verband vaak van het systeem. Een systeem is een afgepaste hoeveelheid van een of meer stoffen, al dan niet afgesloten van de omgeving. Een simpel voorbeeld van een systeem is een reageerbuis waarin we een reactie laten plaatsvinden tussen twee stoffen, zoals magnesium met zoutzuur. Voorbeelden van heterogene systemen zijn: een vaste stof in contact met een vloeistof of met een gas, twee niet-mengbare vloeistoffen in contact met elkaar, een vloeistof in contact met een gas, enzovoort. Reactiesnelheden in het dagelijks leven Een bekend voorbeeld van een chemische reactie is het roesten van ijzer. Bij deze reactie is water en zuurstof nodig en ontstaat in eerste instantie ijzer(III)hydroxide, Fe(OH)3. In een droge omgeving (verwarmde ruimten, woestijn) of bij heel lage temperatuur (poolgebieden) roest ijzer nauwelijks. In een vochtige warme omgeving daarentegen roest ijzer heel snel. Onder water in een zuurstofloze omgeving roest ijzer niet. Wel kan het ijzer dan aangetast worden door stoffen die opgelost zijn in water. Het bederven van voedsel is een ander voorbeeld. Onder invloed van enzymen die door bacteriën en schimmels worden afgescheiden vinden tal van reacties plaats, waarbij voedingsstoffen worden omgezet in ongewenste producten. De groei van de micro-organismen die het bederf veroorzaken kan ook worden opgevat als een samenspel van biochemische reacties. Om voedsel te conserveren moeten we de groei van de micro-organismen zo veel mogelijk tegengaan. Voor de groei en voortplanting is water nodig. Een aantal methoden berust op het binden van vrij water. Zonder vrij water kunnen de meeste biochemische reacties niet verlopen Andere methoden berusten op het doden van de micro-organismen waarna het voedsel afgesloten wordt van de buitenlucht. Weer andere methoden verlagen de reactiesnelheden door lage temperatuur of door chemische toevoegingen. Veel gebruikte conserveringswijzen zijn: steriliseren, pasteuriseren, invriezen, koelen, drogen, inzouten, konfijten, roken, toevoeging van chemische conserveringsmiddelen (sulfiet, benzoëzuur, en dergelijke) en bestraling met gammastralen. De lage temperatuur in de diepvriezer vertraagt alle reacties zodat ongewenste micro-organismen niet kunnen groeien.

Meten Meten kan op verschillende manieren, afhankelijk van de aard van de reactanten. We geven een uitbreiding van de Vakinhoud. Drie voorbeelden: Kleurverandering Bij deze reactie kan de concentratie van stikstofdioxide eenvoudig worden gemeten als functie van de tijd, omdat het gas gekleurd is. De intensiteit van de bruine kleur is evenredig met de concentratie van stikstofdioxide. De mate waarin het gas licht van een bepaalde kleur doorlaat, kunnen we elektronisch meten. Bij kleurloze gassen kunnen dit soort metingen ook vaak worden toegepast, omdat veel gassen ultraviolet licht (UV) op verschillende manieren absorberen. Door de goede golflengte UV te kiezen, kunnen ook de concentraties van kleurloze gassen in gasmengsels direct worden gemeten. Drukverandering Bij veel reacties in de gasfase verandert het aantal moleculen en daarmee de druk van het gasmengsel, mits volume en temperatuur gelijk blijven. Indien de reactie verloopt in een afgesloten vat met constant volume, zal de druk van het gasmengsel toenemen als er stikstofdioxide deels of geheel wordt omgezet (in stikstofmonoxide en zuurstof). Een andere mogelijkheid is meting van de toename van het gasvolume, bij constante druk. De volumetoename is evenredig met de toename van de hoeveelheid gas in het systeem. In de praktijk is dit soort metingen gemakkelijker uit te voeren dan drukmetingen bij constant volume, omdat geen zwaar drukvat nodig is. Je kan het gasmengsel in een vat met beweegbare zuiger brengen, bijvoorbeeld een gasmeetspuit. Massaverandering Bij elke chemische reactie geldt de wet van massabehoud. Als er bij een reactie in een open vat gasvormige reactanten betrokken zijn, kan de massa van het systeem toenemen of afnemen. Bij het roesten van ijzer bijvoorbeeld neemt de massa van de vaste stof toe. Neem aan dat de reactie tussen ijzer en zuurstof verloopt volgens de vergelijking: De gemeten massatoename is de massa van de opgenomen zuurstof.

Botsende-deeltjesmodel De basis is de kinetische molecuultheorie. Bij een botsing is er een kans dat die botsing tot reactie leidt. Het idee dat niet alle botsingen tot reactie leiden, is voor de meeste leerlingen nieuw. Een niet-effectieve (a) en een effectieve botsing (b)Bron: Brady & Senese, Chemistry Vaak spreek je over een percentage effectieve botsingen. Als het aantal botsingen groter wordt, zijn er ook meer effectieve botsingen, terwijl het percentage toch constant kan blijven. Waar dat percentage van af hangt, wordt in de volgende paragrafen duidelijk. Dit model maakt ook duidelijk dat de factor tijd bij een chemische reactie een rol speelt: niet alle moleculen reageren tegelijk. Uit het dagelijks leven zijn genoeg reacties bekend die met verschillende snelheden verlopen.

Sterische factor Voorbeelden: Reactie van waterstof met jood. De moleculen moeten parallel aan elkaar botsen, zodat er in de cyclische overgangstoestand twee geactiveerde H-atomen en twee geactiveerde I-atomen voorkomen. Bij een kop-staart-botsing is dat niet het geval; de kop-H zit dan te ver verwijderd van de staart-I om een molecuul HI te kunnen vormen. Werking enzymen: alleen specifieke reacties. Komt door ruimtelijke bouw van enzym en substraat. Animatie van 'sterische factor' voor de reactie van waterstof met jood. Animatie van 'geactiveerd complex' voor de reactie van waterstof met jood. Nog een voorbeeld: alleen als een NO2Cl-molecuul en een Cl-atoom elkaar op de juiste wijze naderen, zal dit tot een reactie leiden. Een niet-effectieve (a) en een effectieve botsing (b)Bron: Brady & Senese, Chemistry

Energie Energie speelt een centrale rol bij chemische reacties. Elke chemische reactie gaat gepaard met een energie-effect. Er zijn exotherme reacties, waarbij energie vrijkomt en endotherme reacties, die alleen lopen als er energie wordt toegevoerd. Energie kan in verschillende gedaanten voorkomen, zoals: warmte, licht, elektriciteit en bewegingsenergie. Voorbeelden: Bij de verbranding van aardgas komt warmte (en een klein beetje licht) vrij. De afgestane reactiewarmte was chemisch opgeslagen in de beginstoffen aardgas en zuurstof en is daarna niet meer aanwezig in de reactieproducten kooldioxide en water. Bij de chemische reacties in een batterij komt de energie vrij in de vorm elektrische stroom. Bij de fotosynthese worden water en koolstofdioxide omgezet in glucose en zuurstof. Deze reactie loopt alleen als er energie in de vorm van licht (zonlicht) wordt toegevoerd. Bij de elektrolyse van koperchloride-oplossing is energie in de vorm van elektrische stroom nodig. Voor het gaar worden van aardappels is warmte nodig. Misconceptie: Exotherme reacties verlopen altijd spontaan, endotherme reacties zijn altijd moeilijk op gang te brengen. Toelichting: Activeringsenergie en reactiewarmte worden hier met elkaar verward. Potentiële energie Potentiële energie is een verborgen vorm van energie en is niet waarneembaar. Je merkt pas dat een systeem potentiële energie heeft, als deze wordt omgezet in een andere vorm. Een voorwerp boven het aardoppervlak heeft zwaarte-energie: dat is potentiële energie. Als het voorwerp wordt losgelaten, wordt de potentiële energie omgezet in bewegingsenergie. Een liter benzine plus zuurstof uit de lucht samen hebben een zekere hoeveelheid chemische energie (= potentiële energie). Als de twee stoffen reageren, komt een gedeelte van de potentiële energie vrij in de vorm van warmte. Een batterij heeft ook potentiële energie, die kan vrijkomen als elektrische stroom. Kinetische energie Bekend moet zijn dat de kinetische energie (= bewegingsenergie ) van een deeltje afhangt van de massa en de snelheid volgens de formule Ek =½ mv2. Om de rol van de bewegingsenergie van moleculen bij reacties duidelijk te maken, bespreken we onder de + knop eerst twee voorbeelden uit de natuurkunde. Voorbeeld 1 Een knikker rolt wrijvingsloos door een horizontale goot waarin zich een hobbel bevindt. Als de knikker te weinig snelheid heeft, zal hij een eindje de helling oprollen, tot stilstand komen en weer terugrollen. Als de knikker voldoende bewegingsenergie heeft, en dus voldoende snelheid, komt hij over de top van de hobbel (energiedrempel) en kan dan verder rollen naar de andere kant. Het niveau achter de hobbel ligt lager dan ervoor. De knikker heeft daardoor na de hobbel meer snelheid dan ervoor. Anders gezegd: de knikker heeft na het overwinnen van de energiedrempel meer kinetische energie (=bewegingsenergie) dan ervoor, maar minder potentiële energie. Men zegt: de knikker is na het passeren van de energiedrempel op een lager energieniveau gekomen. De hoogte van het energieniveau zegt iets over de hoeveelheid potentiële energie die een voorwerp of deeltje heeft. De potentiële energie van de knikker in het gootje kan in een zogenoemd energiediagram worden weergegeven. Een energiediagram geeft schematisch de potentiële energie van een voorwerp of deeltje voor en na een verandering aan. In bovenstaand voorbeeld heeft een knikker meer potentiële energie, naarmate hij zich hoger boven de aarde bevindt. Voorbeeld 2 Water stroomt altijd naar de laagst mogelijke plaats, waar de potentiële energie van het water het minst is. Het hoogteverschil in energieniveaus komt vrij in de vorm van kinetische energie. In een waterkrachtcentrale maakt men hiervan gebruik, door water uit een hoog gelegen meer naar een laag gelegen meer te laten stromen. De energie die daarbij vrijkomt, wordt omgezet in elektriciteit. Als zuurstof- en methaanmoleculen worden gemengd bij kamertemperatuur, gebeurt er niets. Bij kamertemperatuur hebben de moleculen blijkbaar te weinig snelheid en dus te weinig kinetische energie om te kunnen reageren. Er zijn geen moleculen die een energie groter dan of gelijk aan de activeringsenergie hebben.

Snelheidsverdeling van moleculen Moleculen in een gas hebben bij een bepaalde temperatuur niet dezelfde snelheid. Door onderlinge botsingen (enkele miljarden keren per seconde) verandert de snelheid van een molecuul voortdurend. Gemiddeld over de tijd is zijn snelheid wel constant. Als je op één bepaald moment de snelheid van alle moleculen in een vat zou meten, dan zou je zien dat sommige moleculen bijna stilliggen, andere een redelijke snelheid hebben en sommige een heel hoge snelheid. Zou je een moment later weer de snelheden meten, dan zou je dezelfde verdeling vinden, alleen zijn het dan andere moleculen die stilliggen of een zeer hoge snelheid hebben. Eigenlijk is niet de snelheid van de moleculen interessant voor het beschouwen van chemische reacties, maar de energie die de moleculen hebben. De energie die twee moleculen bij een botsing hebben bepaalt of een reactie wel of niet kan verlopen. De temperatuur bepaalt de kinetische energie (bewegingsenergie) van de moleculen. Bij een bepaalde temperatuur hebben alle moleculen gemiddeld over de tijd dezelfde kinetische energie. De kinetische energie is evenredig met de massa en met het kwadraat van de snelheid. In formule: Ek = ½ mv2 Dat betekent dat lichte moleculen een hogere snelheid hebben dan zwaardere moleculen bij dezelfde temperatuur. Simulatie van snelheidsverdeling

Energiediagram Bron: Brady & Senese, Chemistry In bovenstaande figuur is het energiediagram van een exotherme reactie tussen een NO2Cl-molecuul en een Cl-atoom weergegeven. Beide deeltjes moeten samen een zekere hoeveelheid energie beschikbaar hebben om op de top van de energieberg te komen, daarna komt een groter bedrag aan energie vrij, zodat er netto een winst overblijft. De potentiële energie van de reactieproducten samen is lager dan van de beginstoffen samen. Het verschil tussen beide energieniveaus komt bij de reactie vrij in de vorm van kinetische energie van de moleculen van de reactieproducten, dus in de vorm van warmte. Het energiediagram van een reactie is te vergelijken met dat van een knikker die over een hobbel rolt.

Simulatie Reactie en reactiesnelheid Dit is een mooie applet van Physics Education Technology (University of Colorado), compleet met leerdoelen en lerarenhandleiding.

Katalysator Een voorbeeld van een katalysator in de natuur is een enzym, een eiwit dat een katalytische werking heeft. Het gehele reactiepad van de reactie met katalysator is meestal verschillend van het reactiepad zonder katalysator. Het reactiepad met katalysator heeft een lagere activeringsenergie dan het pad zonder katalysator, waardoor bij een bepaalde temperatuur meer deeltjes voldoende energie hebben om te kunnen reageren. Bovendien verloopt de reactie met een katalysator in meerdere stappen, ieder met een eigen (kleine) activeringsenergie. Verschillend reactiepad met (links) of zonder katalysator (rechts)Bron: McMurry & Fay, Chenistry Misconcepties Een katalysator verhoogt de reactiesnelheid, maar neemt zelf niet deel aan de reactie. Een katalysator verhoogt de reactiesnelheid alleen door verlaging van de activeringsenergie. Toelichting Het is belangrijk om in te zien dat een katalysator actief meedoet met de reactie, maar uiteindelijk weer in onveranderde toestand terugkomt. Het mechanisme van de reactie verandert erdoor. Het reactiepad waarbij de katalysator een rol speelt, verschilt van het oorspronkelijke reactiepad (zonder katalysator). De activeringsenergie van dit nieuwe pad is lager dan van het oorspronkelijke reactiepad zonder katalysator.

Voorbeelden van katalytische processen Voorbeeld 1De katalytische omzetting van etheen met waterstof tot ethaan. Etheen reageert via het metaaloppervlak (katalysator) met waterstofBron: McMurry & Fay, Chemistry Mogelijk reactiemechanisme: In de eerste stap adsorberen etheenmoleculen en waterstofmoleculen aan het metaal (platina of paladium). Daarna splitst het waterstofmolecuul (met een eerste activeringsenergie) in waterstofatomen. Vervolgens reageren de waterstofatomen met het etheenmolecuul (tweede kleine activeringsenergie). Tenslotte verlaat het gevormde ethaanmolecuul het metaaloppervlak. Voorbeeld 2 (uit de dagelijkse praktijk) De snelle omzetting van uitlaatgassen in minder schadelijke gassen. De omzetting van koolwaterstoffen, koolmonoxide en stikstofoxiden in een uitlaatkatalysatorBron: McMurry & Fay, Chemistry

Sk 11.02 Chemisch evenwicht

Chemisch evenwicht Omkeerbare reacties kunnen leiden tot chemisch evenwicht: een toestand waarin twee in tegengestelde richting verlopende reacties dezelfde snelheid hebben. In een evenwichtstoestand geldt dat de concentratiebreuk een constante waarde heeft: de evenwichtsconstante K. Door invloeden van buitenaf kan een wijziging optreden in de hoeveelheden van de aanwezige stoffen. Er ontstaat een nieuwe evenwichtstoestand en we spreken van een verschuiving van het evenwicht. N2O4/NO2-evenwichtsmengsel: links bij lage temperatuur, rechts bij hogere temperatuurBron: Petrucci, General Chemistry

Omkeerbare reacties Veel chemische reacties zijn omkeerbaar. Onder een omkeerbare of reversibele reactie verstaan we een reactie die heen en terug kan verlopen, afhankelijk van de omstandigheden. Omkeerbare reacties kunnen leiden tot een chemisch evenwicht : een toestand waarin van elke reactant per seconde evenveel wordt gevormd als omgezet. De heen- en teruggaande reactie verlopen continu en met gelijke snelheden. Doordat beide reacties zo elkaars effect volledig tenietdoen, veranderen de concentraties van de reagerende stoffen niet (op macroscopich niveau gebeurt er dus niets). Een chemisch evenwicht is dus geen statisch maar een dynamisch evenwicht . Een reactie die niet volledig afloopt naar één kant, maar waarbij zich na verloop van tijd een chemisch evenwicht instelt, noemen we een evenwichtsreactie . In de reactievergelijking geven we de omkeerbaarheid van de reactie aan met een dubbele pijl. Bijvoorbeeld: Distikstoftetraoxide, N2O4, is een kleurloos gas, dat kan ontleden in het bruine gas stikstofdioxide, NO2. Een glazen fles gevuld met een N2O4 heeft in ijswater een lichtere kleur dan bij kamertemperatuur. In kokend water gehouden is de kleur donkerder dan bij kamertemperatuur. De kleurwisseling is omkeerbaar: telkens als de fles van kokend water in ijswater wordt gebracht verandert de kleur van donker bruin in licht bruin. Bij verwarming wordt de kleur weer donker. De ontleding van N2O4 in NO2 is dus omkeerbaar. N2O4/NO2-evenwichtsmengsel: links bij lage temperatuur, rechts bij hogere temperatuurBron: Petrucci, General Chemistry De concentraties veranderen tijdens de instelling van het evenwicht in een verhouding die bepaald wordt door de reactievergelijking. De ligging van het evenwicht zegt iets over de verhouding tussen de hoeveelheden van de stoffen aan weerskanten van het evenwichtsteken.

Instelling evenwicht Als voorbeeld bekijken we weer de volgende evenwichtsreactie: Op tijdstip t = t0 brengen we 0,0400 mol N2O4 in een glazen reactievat van 1,000 L zodat de beginconcentratie is: [N2O4] = 0,0400 M. De temperatuur houden we constant op 25 oC. Terstond zal N2O4 ontleden onder vorming van NO2. De snelheid van deze heengaande reactie (sheen) heeft op tijdstip t = t0 een maximale waarde. Door de reactie daalt de [N2O4], waardoor de snelheid van deze reactie afneemt. Naarmate er meer N2O4 is omgezet, zal de heengaande reactie langzamer verlopen. Op tijdstip t = t0 is de teruggaande reactie nog niet mogelijk, omdat de aanvangsconcentratie van NO2 gelijk was aan nul. Zodra er echter NO2 is gevormd, kan de teruggaande reactie ook verlopen. De snelheid van de teruggaande reactie (sterug) neemt toe naarmate de [NO2] toeneemt. Na verloop van tijd hebben beide reacties dezelfde snelheid gekregen: sheen = sterug Reactiesnelheden als functie van de tijdBron: McMurry & Fay, Chemistry Per seconde wordt nu evenveel N2O4 omgezet in NO2, als dat er uit NO2 wordt teruggevormd. Vanaf dit moment zullen de concentraties van N2O4 en NO2 niet meer veranderen: er is evenwicht ingetreden. De tijd die verloopt tussen het begin van de reactie en het intreden van de evenwichtstoestand noemen we de insteltijd van het evenwicht. Concentraties als functie van de tijd bij instelling van een evenwichtBron: McMurry & Fay, Chemistry De concentraties veranderen tijdens de instelling van het evenwicht in een verhouding die bepaald wordt door de reactievergelijking: voor elke mol N2O4 die ontleedt, ontstaat 2,0 mol NO2. Dus op elk tijdstip is de concentratie van N2O4 gelijk aan de beginconcentratie van N2O4 minus de helft van de concentratie van NO2. De concentraties in de evenwichtstoestand zijn: [N2O4] = 0,0337 M; [NO2] = 0,0125 M.

Ligging evenwicht De ligging van een chemisch evenwicht zegt iets over de verhouding tussen de hoeveelheden van de stoffen aan weerskanten van het evenwichtsteken. De concentraties van de reactanten zijn in de evenwichtstoestand constant, maar in het algemeen niet gelijk aan elkaar. Ook bestaat er geen verband tussen de evenwichtsconcentraties en de coëfficiënten in de reactievergelijking. Dit zal slechts bij hoge uitzondering, en dan louter toevallig, het geval kunnen zijn. Als voorbeeld bekijken we weer de volgende evenwichtsreactie: In onderstaande tabel en figuur staan de resultaten van twee experimenten, uitgevoerd bij een constante temperatuur van 25 oC. Experiment bij 25 oC Beginconcentratie (M) Evenwichtsconcentratie (M) [N2O4] [NO2] [N2O4] [NO2] 1 0,0400 0,0000 0,0337 0,0125 2 0,0000 0,0800 0,0337 0,0125 Bij beide experimenten bereiken we dezelfde evenwichtstoestand. De evenwichtsmengsels hebben een identieke samenstelling omdat de beginconcentratie van N2O4 in experiment 1 de helft is van de beginconcentratie van NO2 in experiment 2 (het totaal aantal N- en O-atomen is dus hetzelfde).  Concentratieveranderingen bij de experimenten 1 (a) en 2 (b)Bron: McMurry & Fay, Chemistry Uit de verschillende kleurintensiteiten van het gasmengsel bij verschillende temperaturen volgt dat zich bij verschillende temperaturen, verschillende evenwichtstoestanden instellen. Bij lage temperatuur is er veel N2O4 en weinig NO2, en bij hoge temperatuur andersom. We zeggen dan: het evenwicht ligt bij lage temperatuur aan de kant van N2O4 ('het evenwicht ligt naar links'), en bij hoge temperatuur aan de kant van NO2 ('het evenwicht ligt naar rechts').

Evenwichtsconstante Zoals we hebben gezien is de omzetting van N2O4 in NO2 niet aflopend, maar resulterend in een evenwichtstoestand met constant blijvende concentraties: In onderstaande tabel staan de gegevens van vijf experimenten waarbij gestart wordt met verschillende beginconcentraties van N2O4 en/of NO2. Experiment bij 25 oC Beginconcentratie (M) Evenwichtsconcentratie (M) K [N2O4] [NO2] [N2O4] [NO2] [NO2]2/[N2O4] 1 0,0400 0,0000 0,0337 0,0125 0,00464 2 0,0000 0,0800 0,0337 0,0125 0,00464 3 0,0600 0,0000 0,0522 0,0156 0,00466 4 0,0000 0,0600 0,0246 0,0107 0,00465 5 0,0200 0,0600 0,0429 0,0141 0,00463 Bij de experimenten 3-5 treden andere evenwichtssconcentraties van N2O4 en van NO2 op dan bij de experimenten 1 en 2. Maar in alle experimenten is er een bepaald verband tussen de evenwichtsconcentraties. In de laatste kolom zien we dat in de evenwichtstoestand de breuk [NO2]2/[N2O4] een constante waarde heeft van 4,64 ´ 10-3. Deze waarde noemen we de (empirische) evenwichtsconstante (K). De breuk [NO2]2/[N2O4] noemen we, ook als het systeem niet in evenwicht is, de concentratiebreuk (Qc). De concentratiebreuk is direct af te leiden uit de (evenwichts)reactievergelijking. De concentratie van de stof rechts van de evenwichtspijl staat in de teller. In de noemer staat de concentratie van de stof links van de evenwichtspijl. De coëfficiënten in de reactievergelijking staan als exponenten in de concentratiebreuk. Algemeen Op basis van een groot aantal experimenten aan verschillende reversibele reacties is vastgesteld dat voor de algemene evenwichtsreactie in de evenwichtstoestand geldt dat de concentratiebreuk een constante waarde heeft: (bij afspraak staan de producten in de teller en de beginstoffen in de noemer; de coëfficiënten in de reactievergelijking verschijnen als exponenten in de concentratiebreuk).

Evenwichtsvoorwaarde De concentratiebreuk kan in beginsel alle waarden aannemen. Voor een omkeerbare reactie die niet in de evenwichtstoestand is, geldt dat Qc niet gelijk is aan K. De snelheid van de heengaande reactie is dan niet gelijk aan de snelheid van de teruggaande reactie. De concentraties van de stoffen zullen daardoor veranderen totdat die snelheden wel aan elkaar gelijk zijn. Dan is de evenwichtstoestand bereikt en geldt: Qc = K. De voorwaarde voor evenwicht luidt dus: Qc = K Instelling evenwicht als Qc  niet gelijk is aan K Bron: McMurry & Fay, Chemistry

Waarde van K Een grote K-waarde betekent een hoge mate van omzetting van beginstoffen in producten (het evenwicht ligt naar rechts); een kleine K-waarde betekent een lage mate van omzetting (het evenwicht ligt naar links). De waarde van K is behalve van de soort reactie (K wordt bepaald door de fysische en chemische eigenschappen van de stoffen) uitsluitend afhankelijk van de temperatuur. Met geen enkele andere factor is de waarde van de evenwichtsconstante te beïnvloeden.K hangt niet af van de druk en het volume en evenmin van de concentraties van de beginstoffen of van de aanwezigheid van een katalysator. Dat K onafhankelijk is van de concentraties van de beginstoffen zien we in de verschillende experimenten met de evenwichtsreactie Experiment bij 25 oC Beginconcentratie (M) Evenwichtsconcentratie (M) K [N2O4] [NO2] [N2O4] [NO2] [NO2]2/[N2O4] 1 0,0400 0,0000 0,0337 0,0125 0,00464 2 0,0000 0,0800 0,0337 0,0125 0,00464 3 0,0600 0,0000 0,0522 0,0156 0,00466 4 0,0000 0,0600 0,0246 0,0107 0,00465 5 0,0200 0,0600 0,0429 0,0141 0,00463 Bij de experimenten 3-5 treden andere evenwichtssconcentraties van N2O4 en van NO2 op dan bij de experimenten 1 en 2. Maar bij alle vijf experimenten is de waarde van de concentratiebreuk in de evenwichtstoestand constant! Temperatuurafhankelijkheid van K Voeren we de experimenten uit bovenstaande tabel uit bij 127 oC in plaats van bij 25 oC dan zien we dat ook hier in de evenwichtstoestand de concentratiebreuk een constante waarde heeft, maar deze waarde is groter dan die werd gevonden bij 25 oC. De evenwichtsconstante neemt toe van 4,64 ´ 10-3 bij 25 oC naar 1,53 bij 127 oC. Door de temperatuurverhoging is het evenwicht meer naar rechts komen te liggen.

Opmerkingen In de concentratiebreuk komen alleen de concentraties voor van reagerende stoffen in de homogene fase. Alleen van díe stoffen kunnen tijdens de reactie de concentraties veranderen. De concentratie van vaste stoffen, zuivere vloeistoffen of katalysator blijft constant en kunnen we opnemen in de evenwichtsconstante. Zie de paragraaf Heterogene evenwichten. In plaats van op basis van concentraties, kunnen we de evenwichtsconstante ook definiëren op basis van partiële gasdrukken. Volgens de wet van Avogadro en de algemene gaswet is de concentratie van een gasvormige stof recht evenredig met de partiële druk ervan. Er zijn voor K dus twee mogelijkheden: Kc (op basis van concentraties) en Kp(op basis van partiële drukken). Waar wij K schrijven, bedoelen we Kc. Soms zie je een afleiding van de evenwichtsconstante vanuit de reactiesnelheidvergelijkingen. Dat gaat in de praktijk meestal niet op. Het is wel een manier die voor leerlingen goed is te begrijpen. Het gaat alleen goed als zowel de heen- als de teruggaande reactie een éénstapsreactie is. Het is in het algemeen beter om de evenwichtsconstante vanuit de thermodynamica te benaderen. De waarde van de evenwichtsconstante kunnen we ook theoretisch berekenen. De evenwichtsvoorwaarde leiden we dan af met behulp van de thermodynamica. Experimenteel gemeten waarden komen zeer goed overeen met de berekende waarden. K kan verschillende eenheden hebben. Dit is afhankelijk van de exponenten in de verschillende concentratietermen. Bij de thermodynamische afleiding van de evenwichtsvoorwaarde maakt men gebruik van relatieve grootheden. De evenwichtsconstante heeft dan geen eenheid, het is een getal. Soms schrijven we de evenwichtsconstante wel met een eenheid. Voor de vraagstukken met de evenwichtsconstante maakt dat in het algemeen niet uit.

Verschuiving evenwicht De ligging van een evenwicht kan veranderen door invloeden van buitenaf (verstoringen). We zeggen dan dat het evenwicht verschuift. Hierdoor is er in de nieuwe evenwichtstoestand een wijziging opgetreden in de hoeveelheden van de aanwezige stoffen. We vergelijken dus twee toestanden: het oorspronkelijke evenwicht en het evenwicht dat is ingetreden nadat de storing op het systeem heeft plaatsgevonden. Voor elk systeem dat in een dynamisch evenwicht verkeert, gelden de regels van Le Chatelier en Van 't Hoff. Deze regels zijn proefondervindelijk en hiermee kunnen we het effect van verstoringen voorspellen.  Onder verstoring of dwang verstaan we bij chemische evenwichten een verandering in concentratie of temperatuur, die door uitwendige oorzaken plaats vindt. Met behulp van de evenwichtsvoorwaarde, Qc = K, kunnen we het effect van deze verstoringen bewijzen. We behandelen een aantal manieren waarop we de evenwichtsligging van homogene evenwichten kunnen beïnvloeden. Het maakt daarbij niet uit of het gaat om gasreacties of reacties tussen deeltjes in oplossing. Heterogene evenwichten komen aan de orde in paragraaf 11.03. Het evenwicht is naar de kant van de reactieproducten verschoven (naar rechts), als de heengaande reactie na de storing van buitenaf tijdelijk de overhand heeft gehad. Het evenwicht is naar de kant van de beginstoffen verschoven (naar links), als na de storing van buitenaf de teruggaande reactie tijdelijk de overhand heeft gehad. Principe van Le Chatelier en Van 't Hoff De verschuiving van het evenwicht is te voorspellen met de (empirische) regels van Le Chatelier en Van 't Hoff: een systeem in evenwicht zal bij een verstoring zó veranderen, dat het effect van de verstoring minimaal is. In deze paragraaf gaan we er nader op in en passen we dit principe toe voor: toevoegen of onttrekken van een stof; volumeverandering (bijvoorbeeld door samenpersen of verdunnen); temperatuurverandering; effect van een katalysator.

Gebruik evenwichtsvoorwaarde Met behulp van de evenwichtsvoorwaarde, Qc = K, kunnen we het effect van de genoemde verstoringen verklaren. Bij verandering van concentratie houdt K dezelfde waarde, maar verandert de waarde van Qc. Er zal een nettoreactie optreden in een zodanige richting, dat Qc weer de oorspronkelijke waarde krijgt. Bij verandering van temperatuur verandert de waarde van K. De waarde van Qc is dan niet langer gelijk aan die van K. Er zal een nettoreactie in één van de twee richtingen optreden totdat er een nieuwe evenwichtstoestand is ontstaan, waarin Qc een waarde heeft die gelijk is aan de nieuwe waarde van K. Algemeen geldt: Als Qc K, verloopt de nettoreactie van rechts naar links. Toelichting Voor de algemene evenwichtsreactie is de concentratiebreuk Als Qc hier kleiner is dan K, dan moet de noemer ([A]p[B]q) kleiner worden en de teller [C]r[D]s groter. In bovengenoemde evenwichtsreactie zal de reactie die loopt van links naar rechts tijdelijk de overhand hebben. Instelling evenwicht als Qc niet gelijk is aan K Bron: McMurry & Fay, Chemistry

Toevoegen of onttrekken van een stof Principe van Le Chatelier en Van 't Hoff Bij toevoeging van één van de reagerende stoffen verschuift het evenwicht zo dat een deel van de toegevoegde stof wordt omgezet. Bij wegnemen van één van de reagerende stoffen, zal het evenwicht zo verschuiven dat er weer van die stof wordt bijgevormd: de vermindering wordt deels tenietgedaan. Indien we één van de stoffen voortdurend aan het reactiemengsel onttrekken, stelt zich geen evenwicht in en spreken we van een aflopende reactie. VerklaringDoor toevoeging van een stof neemt de concentratie van die deeltjessoort toe. Daardoor wordt de botsingskans met die deeltjes groter en neemt de snelheid van de reactie waarbij die deeltjessoort wegreageert toe. Tijdelijk wordt er meer omgezet dan teruggevormd, waardoor in de nieuwe evenwichtstoestand een deel van de toegevoegde hoeveelheid is omgezet. Na de toevoeging veranderen de concentraties in de verhoudingen van de reactievergelijking. De reactievergelijking geeft uitsluitend de verhouding weer waarin de deeltjes reageren. De reactievergelijking zegt niets over de hoeveelheden stoffen die op een bepaald moment in een systeem aanwezig zijn. Gebruik van de evenwichtsvoorwaarde Toevoegen of onttrekken van een stof heeft geen invloed op de grootte van de evenwichtsconstante K. Neem bijvoorbeeld het homogene gasevenwicht: Bij toevoegen van H2 (bij constant volume en constante temperatuur) wordt de waarde van Q groter dan de waarde van K. De evenwichtstoestand is dus verstoord. Het systeem gaat nu automatisch naar een nieuwe evenwichtstoestand doordat door evenwichtsverschuiving de teller van de breuk zal afnemen en tegelijkertijd de noemer zal toenemen, totdat de waarden van Q en K weer aan elkaar gelijk zijn. Het evenwicht verschuift dus naar links. Na de verschuiving van het evenwicht treedt een nieuwe evenwichtstoestand in met dezelfde waarde van K maar met andere evenwichtsconcentraties. Nadere toelichting Bij verschuiving van een evenwicht is het lang niet altijd direct duidelijk wat de uiteindelijke invloed van de verschuiving is op de concentraties van de betrokken stoffen. We vergelijken twee toestanden: het oorspronkelijke evenwicht 1 en het evenwicht 2 dat is ingetreden nadat de storing op het systeem heeft plaatsgevonden. In de eerste evenwichtstoestand 1 is: [HI] = [HI]ev1, [H2] = [H2]ev1 en [I2] = [I2]ev1 In de nieuwe evenwichtstoestand 2 is: [HI] = [HI]ev2, [H2] = [H2]ev2 en [I2] = [I2]ev2 We zien dat bij de verschuiving van het evenwicht naar links, de concentraties van de betrokken stoffen in beide evenwichtstoestanden verschillend zijn.  [HI]ev1 Het aantal mol HI is toegenomen, V is constant, dus: [HI]ev2 > [HI]ev1 Het aantal mol I2 is afgenomen, V is constant, dus: [I2]ev2 Het aantal mol I2 is afgenomen, V is constant, dus: [I2]ev2 < [I2]ev1 [H2]ev1 Met behulp van de venwichtsvoorwaarde is nu in te zien dat moet gelden: [H2]ev2 > [H2]ev1 Het aantal mol H2 is toegenomen door de extra toevoeging, maar is afgenomen door de evenwichtsverschuiving. Het blijkt dus dat de afname door de verschuiving minder is dan de toename door de extra toevoeging. Een voorbeeld van een kwantitatieve berekening staat onder het tabblad Berekeningen.

Volumeverandering Principe van Le Chatelier en Van 't Hoff Bij volumevergroting verschuift het evenwicht zodanig dat er meer deeltjes ontstaan. Ook hier is het principe van de kleinste dwang duidelijk. Door volumevergroting neemt de concentratie van de deeltjes af. Als door verschuiving van het evenwicht meer deeltjes ontstaan, is de concentratievermindering kleiner dan zonder evenwichtsverschuiving. Bij volumeverkleining verschuift het evenwicht naar de kant van de minste deeltjes. Als voor en na de evenwichtspijl evenveel deeltjes staan heeft volumeverandering geen invloed. Verklaring Door volumeverandering treedt er concentratieverandering op, waardoor de snelheid van heen- en teruggaande reactie beide veranderen. Het effect op beide reacties is verschillend als in de snelheidsvergelijking de exponenten van de concentraties verschillend zijn. Dan treedt er verschuiving van het evenwicht op. Gebruik van de evenwichtsvoorwaarde Als het aantal deeltjes links en rechts van de evenwichtspijl aan elkaar gelijk is, heeft samenpersing of expansie geen invloed op de ligging van het evenwicht, omdat de teller van de concentratiebreuk met een gelijke factor verandert als de noemer. Alle concentraties veranderen wel. Ook de reactiesnelheden van heen- en teruggaande reactie veranderen, maar ze blijven steeds aan elkaar gelijk, zodat er geen evenwichtsverschuiving optreedt. Het gasevenwicht: verschuift wel bij volumeverandering, omdat het aantal deeltjes links en rechts verschillend is. Verkleinen we het volume momentaan bijvoorbeeld tot de helft, dan worden op dat moment alle concentraties verdubbeld. De waarde van Q verdubbelt in dit geval dus ook (teller vier keer zo groot, noemer twee keer zo groot). Het evenwicht is dus verstoord en zal door verschuiving automatisch in een nieuwe evenwichtstoestand terechtkomen, waarbij de waarde van Q weer gelijk zal zijn aan K. Dit houdt in dat de teller kleiner moet worden en de noemer groter moet worden: het evenwicht verschuift naar links. Na de verschuiving van het evenwicht treedt een nieuwe evenwichtstoestand in met dezelfde waarde van K maar met andere evenwichtsconcentraties. Nadere toelichting Bij verschuiving van een evenwicht is het lang niet altijd direct duidelijk wat de uiteindelijke invloed van de verschuiving is op de concentraties van de betrokken stoffen. We vergelijken twee toestanden: het oorspronkelijke evenwicht 1 en het evenwicht 2 dat is ingetreden nadat de storing op het systeem heeft plaatsgevonden. [N2O4]ev1, omdat het aantal mol groter wordt (evenwicht verschuift naar links) bij een kleiner volume. [N2O4]ev2 > [N2O4]ev1, omdat het aantal mol groter wordt (evenwicht verschuift naar links) bij een kleiner volume. Het aantal mol NO2 neemt af, maar het volume ook. Daarom is het niet zonder meer duidelijk of de concentratie afneemt of toeneemt. Met behulp van de evenwichtsvoorwaarde is deze vraag echter gemakkelijk te beantwoorden: als [N2O4]ev toeneemt dan moet ook [NO2]ev toenemen opdat de waarde van de concentratiebreuk in de evenwichtstoestand gelijk blijft aan K.   [NO2]ev1 Dus: [NO2]ev2  >  [NO2]ev1 Bij samenpersen van het evenwichtsmengsel verschuift het evenwicht dus naar links, terwijl de concentraties van beide stoffen toenemen. De bruinkleuring (door NO2) neemt dus aanvankelijk toe, neemt daarna iets af door de evenwichtsverschuiving, maar het gasmengsel blijft uiteindelijk toch iets donkerder van kleur dan in de oorspronkelijke evenwichtstoestand. Een voorbeeld van een kwantitatieve berekening staat onder het tabblad Berekeningen.

Temperatuurverandering Principe van Le Chatelier en Van 't Hoff Bij temperatuurverhoging (toevoer van warmte), verschuift het evenwicht naar de endotherme kant. Hierdoor neemt het systeem warmte op, waardoor de temperatuur minder stijgt dan zonder evenwichtsverschuiving: het principe van de kleinste dwang. Bij temperatuurverlaging verschuift het evenwicht naar de exotherme kant. Bij een omkeerbare reactie is het energie-effect van beide reacties gelijk, alleen tegengesteld van teken. Animatie instelling evenwicht en temperatuureffect Verandering van K Bij temperatuurverandering verandert de waarde van de evenwichtsconste K! Als de waarde van K toeneemt, zal het evenwicht naar rechts verschuiven; als de waarde van K afneemt zal het evenwicht naar links verschuiven. De waarde van K verandert bij temperatuurverandering omdat K direct afhankelijk is van de reactiesnelheidsconstanten k. Reactiesnelheidsconstante k is temperatuurafhankelijk De waarde van K verandert bij temperatuurverandering omdat K direct afhankelijk is van de reactiesnelheidsconstanten k. Bij temperatuurverhoging verlopen álle reacties sneller. De snelheidsconstante k uit de formule  s = k [A][B] wordt voor alle reacties groter bij een hogere temperatuur. Uit experimenten blijkt dat de endotherme reactie van een evenwichtsreactie sterker wordt versneld dan de exotherme reactie. Dit is ook theoretisch af te leiden met behulp van de formule die de temperatuurafhankelijkheid van k beschrijft. Dat doen we in het thema 'Reactiekinetiek en reactiemechanismen'. Stel dat door een temperatuurverhoging DT de exotherme reactie 2´ zo snel verloopt, dan kan het zijn dat de endotherme reactie bijvoorbeeld 3´ zo snel verloopt. Bij afkoeling van het systeem gebeurt het omgekeerde. Voorbeeld De vorming van ammoniak uit N2 en H2 is een exotherme reactie, waarvan de evenwichtsconstante K met een factor 1011 afneemt over het temperatuurgebied 300-1000 K.  Verandering van K met de temperatuur voor het ammoniakevenwichtBron: McMurry & Fay, Chemistry Bij temperatuurverhoging verschuift het evenwicht naar links, omdat de waarde van K afneemt bij hogere temperatuur. De concentratie ammoniak in het evenwichtsmengsel neemt dus af bij hogere temperatuur. Dit is in overeenstemming met de regels van Le Chatelier en Van 't Hoff: bij temperatuurverhoging verloopt de endotherme reactie. Dit is de reactie naar links en dit komt tot uiting in een andere K-waarde.

Effect van een katalysator De aanwezigheid van een katalysator heeft geen invloed op de ligging van een evenwicht, het evenwicht stelt zich alleen sneller in. Een katalysator versnelt zowel de heengaande als de teruggaande reactie in gelijke mate.

Chemisch evenwicht Omkeerbare reacties kunnen leiden tot chemisch evenwicht: een toestand waarin twee in tegengestelde richting verlopende reacties dezelfde snelheid hebben. In een evenwichtstoestand geldt dat de concentratiebreuk een constante waarde heeft: de evenwichtsconstante K. Door invloeden van buitenaf kan een wijziging optreden in de hoeveelheden van de aanwezige stoffen. Er ontstaat een nieuwe evenwichtstoestand en we spreken van een verschuiving van het evenwicht.

Omkeerbare reacties Voor veel leerlingen vereist de invoering van het begrip 'omkeerbare reactie' een bijstelling van het reactieconcept. Tot nu toe zijn reacties immers impliciet als aflopend beschouwd. Ze gaan door tot één van de reactanten op is. Vele reacties zijn in principe evenwichtsreacties, maar manifesteren zich niet als zodanig. In de praktijk ligt het evenwicht vaak geheel links of rechts en spreken respectievelijk van een reactie die niet verloopt of van een aflopende (niet-omkeerbare) reactie. Voordat evenwichtsreacties aan de orde komen dient eerst de notie dat reacties omkeerbaar kunnnen  zijn goed behandeld te worden, ook experimenteel (zie knop Practische voorbeelden). Literatuur Van Driel, J., De Vos, W. & Verloop, N. (1999). Introducing Dynamic Equilibrium as an Explanatory Model. Journal of Chemical Education 76(4), 559 - 561

Omkeerbaar of niet? Evenwichtsreacties komen veel voor, maar zijn in het algemeen niet gemakkelijk als zodanig te herkennen. In het dagelijks leven zijn wij vertrouwd met verbrandingsreacties en met reacties die samenhangen met de bereiding van voedsel, zoals het gaar worden van aardappels en het bakken van vlees. Dit zijn toevallig niet-omkeerbare reacties. Niet-omkeerbare reacties Enkele voorbeelden zijn: explosies van springstoffen; fotosynthese (koolstofassimilatie): verbrandingsreacties, zoals Het is in principe theoretisch mogelijk om via een aantal achtereenvolgende processen en ten koste van de nodige energie weer octaan te bereiden uit koolstofdioxide en water. Het is echter niet mogelijk om tijdens de verbranding van octaan de omstandigheden zo te veranderen dat de verbranding stopt en dat de reactie in de omgekeerde richting gaat verlopen. Aflopende reacties Een aflopende reactie is een reactie die niet tot een evenwicht leidt. Er zijn twee mogelijke situaties waarbij sprake is van een aflopende reactie: De reactie is niet omkeerbaar en kan derhalve nooit tot een evenwicht leiden (voorbeelden zie hierboven). Evenwichtsreacties waarbij voortdurend een der reactanten uit het systeem verdwijnt. Een voorbeeld hiervan is de bereiding van ammoniak volgens de evenwichtsreactie: De omzetting is onvolledig, omdat het een evenwichtsreactie is. In een ammoniakfabriek verwijdert men echter voortdurend het gevormde ammoniak door het gasmengsel na instelling van het evenwicht te laten afkoelen. Ammoniak condenseert gemakkelijk, daar het een veel hoger kookpunt heeft dan waterstof en stikstof. De teruggaande reactie wordt dan onmogelijk en het evenwicht loopt af naar rechts. Let op Sommige evenwichtsreacties kunnen extreem links of extreem rechts liggen onder bepaalde omstandigheden, zodat het lijkt of de reactie aflopend is. Een evenwicht ligt extreem rechts als in het systeem vrijwel uitsluitend reactieproducten aanwezig zijn en de beginstoffen nauwelijks meer aan te tonen zijn. Een voorbeeld hiervan is de reactie tussen waterstof en zuurstof, die in beginsel omkeerbaar is: Laat men waterstof bij kamertemperatuur reageren met zuurstof, met platina als katalysator, dan zal men na afloop vrijwel geen waterstof en zuurstof kunnen aantonen. Het systeem bevat na instelling van het evenwicht in feite uitsluitend water. Verhit men waterdamp tot een temperatuur van 3500 °C , of hoger, dan zal men in het systeem vrijwel geen water meer kunnen aantonen: het evenwicht ligt dan extreem links.

Practische voorbeelden Experiment 1 Een voorbeeld ter introductie van de omkeerbaarheid van chemische reacties is het systeem van cobalt(II)tetrachloro- en cobalt(II)hexahydraat-complexen. De kleur kan rose zijn door het hydraat-complex of blauw door het chloro-complex: De kleur verandert door temperatuursverandering en door toevoeging van water of chloride. Dit leerlingenpracticum is beschreven door Van Driel, De Vos en Verloop in de Journal of Chemical Education (1999), 76(4), 559 - 561, Introducing Dynamic Equilibrium as an Explanatory Model. Men beschrijft hierin een didactiek (met experimenten) om tot een juist begrip van evenwichtsreacties te komen. De beschrijving staat onder de + knop. De leerlingen krijgen een reageerbuis met 4 mL van een rose oplossing. Dit is een oplossing die is verkregen door 1,0 g CoCl2.6H2O op te lossen in 25 mL 2-propanol onder roeren (magnetische roerder) en toevoegen van 5 mL water (waardoor de blauwe oplossing rose wordt). Het is niet nodig dat de leerlingen op de hoogte zijn van de formules en van de reactie. Ze weten alleen dat het gaat om een rose stof, opgelost in isopropanol. De leerlingen verhitten en koelen de reageerbuis door deze afwisselend en herhaaldelijk in een warm en een koud waterbad te houden. Ze moeten de waarnemingen bespreken in termen van chemische reacties. In een volgend experiment krijgen de leerlingen een reageerbuis met 4 mL met een oplossing van een blauwe stof in isopropanol (gemaakt door 1,0 g CoCl2.6H2O op te lossen in 100 mL isopropanol). Aan deze oplssing voegen ze druppelsgewijs water toe tot de kleur helemaal rose is. Daarna voegen ze hieraan ongeveer 1,5 mL toe van een verzadigde oplossing van watervrij calciumchloride in isopropanol, tot de rose kleur is veranderd in blauw. In een parallel-experiment beginnen ze met de roze oplossing waaraan ze chloride toevoegen, gevolgd door het toevoegen van water. De waarnemingen bespreken ze weer groepsgewijs in termen van chemische reacties, uitgedrukt in woorden (blauwe stof, water, rose stof, chloride). DoelBegrijpen dat de leerlingen twee reacties hebben gezien, die elkaars tegengestelde zijn wat betreft reactanten en producten: blauwe stof + water  →  rose stof + chloride rose stof + chloride  →  blauwe stof + water Dit verschijnsel krijgt de naam omkeerbare reactie . Het begrip onvolledige omzetting is ook te illustreren met bovenstaand systeem. Nadat de leerlingen herhaaldelijk de oplossing verwarmd en gekoeld hebben, zetten ze een reageerbuis met 4 mL rose oplossing (bij kamertemperatuur) en een reageerbuis met dezelfde hoeveelheid blauwe oplossing (bij 85 oC) in een waterbad van 55 oC. Beide oplossingen krijgen dan dezelfde paarse kleur. De vraag is om iets te zeggen over de samenstelling van deze oplossingen. De bedoeling is dat de leerlingen inzien dat de rose en de blauwe stof hierin aanwezig zijn in constante concentraties. Experiment 2 Een ander experiment om onvolledige omzetting te laten zien is gebaseerd op een oplossing van het ijzer(III)thiocyanaat-complex: Ook nu weten de leerlingen niets over de formules en de reactie. We hebben het over ijzer(III)-ionen, thiocyanaat-ionen en rhodanide. Eerst bereiden ze een oplossing van ijzer(III)thiocyanaat-complex door een druppel van een oplossing van ammoniumijzer(III)sulfaat (0,5 M) toe te voegen aan een reageerbuis voor de helft gevuld met water, en daarna een druppel van een kaliumthiocyanaat-oplossing (1,0 M) toe te voegen. Daarna verdelen ze de ontstane oplossing over drie reageerbuizen. Aan de eerste voegen ze nog een druppel van de ammoniumijzer(III)sulfaatoplossing toe en aan de tweede nog een druppel van de kaliumthiocyanaat-oplossing. Daarna vergelijken ze de kleuren van de oplossingen in de drie buizen en bespreken ze de waarnemingen. Einddoel Na deze experimenten is het volgende bereikt: Chemische reacties kunnen omkeerbaar zijn; een verandering in experimentele omstandigheden kan resulteren in de omzetting van A en B in C en D, en omgekeerd. Chemische reacties zijn niet altijd aflopend; A en B reageren niet altijd totdat één van de twee op is. Nu pas wordt het begrip chemisch evenwicht geïntroduceerd. Het beschrijft situaties waarin alle betrokken stoffen bij een reactie aanwezig zijn, terwijl er geen veranderingen op macroscopisch niveau waarneembaar zijn. In een evenwichtstoestand lijkt het alsof sommige deeltjes van een stof wél gereageerd hebben en andere niet. Deze kwestie is op te lossen door je te realiseren dat reageren een statistisch proces is en dat heen- en teruggaande reactie gelijktijdig kunnen plaatsvinden. Als de snelheid van beide reacties gelijk is, hebben we dus een dynamisch evenwicht.

Statisch of dynamisch evenwicht? Een evenwichtstoestand is een stabiele toestand van een systeem, die niet uit zichzelf zal veranderen. Alleen door oorzaken van buitenaf zal de toestand van het systeem kunnen veranderen. Het begrip evenwichtstoestand komt in tal van wetenschappen voor. Men maakt onderscheid tussen statische en dynamische evenwichten en tussen homogene en heterogene evenwichten. Statisch evenwicht Een statisch evenwicht is een toestand waarin twee tegengesteld gerichte krachten aan elkaar gelijk zijn. Een bekend voorbeeld is een weegschaal of balans: aan de twee armen van de balans werken gelijke krachten, zodat de arm van de balans stil kan blijven staan, hoewel hij op slechts één punt wordt ondersteund. Het begrip 'in balans' is hiervan afgeleid. Dynamisch evenwicht Chemische evenwichten zijn voorbeelden van dynamische evenwichten. Het kenmerk van een dynamisch evenwicht is een toestand waarin twee tegengesteld gerichte stromen of snelheden aan elkaar gelijk zijn en elkaar 'in balans houden'. Deze processen hoeven niet noodzakelijk chemische reacties te zijn. Twee andere voorbeelden zijn: Verdelingsevenwichten: bijvoorbeeld de verdeling van een stof over twee niet mengbare vloeistoffen (bijvoorbeeld jood in hexaan/water). Fasenevenwichten: bijvoorbeeld de evenwichtstoestand tussen een vloeistof en zijn damp (bijvoorbeeld het evenwicht tussen water en waterdamp). Tracers Met behulp van tracers kunnen we bewijzen dat er sprake is van een dynamisch evenwicht, ook al gebeurt er ogenschijnlijk niets. Een tracer is een stof die radioactieve atomen bevat. Moleculen of ionen met een radioactief atoomsoort kunnen gemakkelijk worden opgespoord met behulp van stralingsmeters. In het NO2/N2O4-evenwicht zou je bijvoorbeeld kunnen beginnen met radioactief NO2 en 'gewoon' N2O4. Na verloop van tijd zal de radioactieve stikstof zich verdeeld hebben over beide molecuulsoorten, in gelijke percentages.

Een dynamisch fysisch evenwicht: het evenwicht tussen water en waterdamp In een afgesloten vat, dat vacuüm is gezogen, wordt een zekere hoeveelheid vloeibaar water gebracht. De temperatuur wordt constant gehouden. Aan het vloeistofoppervlak kunnen per seconde een zeker aantal watermoleculen ontsnappen en in de ruimte boven de vloeistof komen. Dit aantal wordt bepaald door de sterkte van de intermoleculaire krachten en hangt alleen af van de temperatuur. Door botsingen met elkaar en met de wand zullen er ook moleculen terugkeren naar de vloeistof. Naarmate de concentratie van watermoleculen boven de vloeistof toeneemt, neemt ook de kans toe dat de moleculen terugkeren in de vloeistof. Na enige tijd treedt een toestand in waarin het tempo waarmee de watermoleculen ontsnappen aan de vloeistof, verdampen, even groot is als het tempo waarmee de moleculen terugkeren in de vloeistof, condenseren:  sverdamping = scondensatie Er is sprake van een dynamisch evenwicht, omdat de verdampingssnelheid gelijk is aan de condensatiesnelheid. Het aantal watermoleculen in de gasfase in het vat boven de vloeistof is constant, [H2O(g)] = constant, maar het zijn niet steeds dezelfde moleculen die in de gasfase verkeren. De verdamping kunnen we weergegeven als: De condensatie kunnen we schrijven als: In de evenwichtstoestand verlopen beide processen, die tegengesteld gericht zijn, even snel: Met de dubbele pijl geven we aan dat het een omkeerbaar proces is. Ook de evenwichtstoestand duiden we met dit symbool aan. De instelling van dit dynamisch evenwicht kunnen we grafisch weergeven in een diagram waarin de verdampingssnelheid en condensatiesnelheid worden uitgezet als functie van de tijd. De verdampingssnelheid van het water is constant: per oppervlakte-eenheid ontsnappen per seconde een bepaald aantal watermoleculen. De grafiek van de verdampingssnelheid als functie van de tijd is een horizontale rechte lijn. De condensatiesnelheid hangt af van de concentratie van de waterdamp in de ruimte boven de vloeistof. Op tijdstip t = t0 is deze snelheid nul. In het diagram stijgt de condensatiesnelheid aanvankelijk snel, omdat het aantal watermoleculen in dampfase snel toeneemt. Allengs gaat de curve vlakker lopen. Het verschil tussen beide snelheden neemt af en daardoor neemt de concentratie van de waterdamp steeds langzamer toe. Na enige tijd zijn beide snelheden gelijk. Er is dan evenwicht ingetreden: sverdamping = scondensatie De concentratie van het gasvormig water verandert in de evenwichtstoestand niet meer: [H2O(g)] = constant. Als het vat gevuld zou zijn met lucht alvorens het water erin te brengen, zou dit geen invloed gehad hebben op het instellen van het dynamisch evenwicht. De concentratie van de waterdamp zou dezelfde zijn, omdat de watermoleculen in dezelfde ruimte rondvliegen. De afmetingen van de moleculen zijn verwaarloosbaar, zoals is uitgelegd bij de (ideale) gassen. De extra botsingen met de lucht moleculen hebben geen invloed op de snelheid waarmee de watermoleculen terugkeren in de vloeistof of ontsnappen uit de vloeistof.

Homogeen of heterogeen? We spreken van een homogeen evenwicht als alle stoffen op moleculair niveau gemengd zijn, zodat er geen grensvlakken tussen de stoffen aanwezig zijn. Voorbeelden zijn reacties in oplossing en gasreacties. Voorbeeld van een gasreactie De evenwichtstoestand heeft de volgende kenmerken: De vormingssnelheid van elke deeltjessoort is even groot als de omzettingssnelheid ervan. De reacties gaan steeds door, het is een dynamisch evenwicht. De concentraties van alle reactanten zijn constant en niet gelijk aan nul. In het algemeen zijn de concentraties niet gelijk aan elkaar. Alleen invloeden van buitenaf kunnen de evenwichtstoestand veranderen. Voorbeeld van een evenwichtsreactie in oplossing Bij menging van 10 ml van een 0,010 M ijzer(III)chloride-oplossing en 10 ml van een 0,0080 M kaliumthiocyanaatoplossing (KSCN) verloopt onderstaande omkeerbare reactie en stelt zich een evenwichtstoestand in: De kalium- en chloride-ionen reageren niet en zijn dus weggelaten uit de reactievergelijking. Uit het feit dat de kleur van de oplossing niet meer verandert en dat dan nog steeds ijzer(III)- en thiocyanaationen aantoonbaar zijn, volgt dat er een evenwichtstoestand is ingetreden. In diagrammen kan de instelling van het evenwicht worden weergegeven: de vormings- en ontledingssnelheid van de rode complexe ionen als functie van de tijd en de concentraties van de drie soorten reagerende deeltjes als functie van de tijd. Heterogeen evenwicht Heterogene evenwichten zijn evenwichten waarin de reagerende stoffen in meer dan één fase voorkomen. De reactie speelt zich af aan de grensvlakken tussen die fasen.

Simulaties In de literatuur zijn enkele simulaties met eenvoudige middelen (kaarten en munten) beschreven. Het  is aan te bevelen om deze simpele simulaties waarbij de leerlingen concreet een soort spel spelen eerst te doen voordat eventueel virtuele experimenten (computersimulaties) worden uitgevoerd. Animatie 'Instelling evenwicht en temperatuureffect' Beschrijving van evenwichtssimulaties met glaswerk en water Nog een applet van Physics Education Technology (University of Colorado), vergezeld van leerdoelen en een lerarenhandleiding met toelichting. Omkeerbare reacties Literatuur Huddle, White & Rogers, Journal of Chemical Education 2000, 77(7), 920 - 926: Simulations for Teaching Chemical Equilibrium Harrison & Buckley, Journal of Chemical Education 2000, 77(8), 1013 - 1014: Simulating Dynamic Equilibria Bartholow, Journal of Chemical Education 2006, 83(1), 48A - 48B: Modeling Dynamic Equilibrium with Coins In bovenstaande literatuur wordt ook de verschuiving van een evenwicht als gevolg van extra toevoegen van een reactant gesimuleerd. Dit komt verder in het menu aan de orde.

Evenwichtsconstante De waarde van de evenwichtsconstante ligt vast in fundamentele eigenschappen van de stoffen, en is wat dat betreft te vergelijken met even fundamentele eigenschappen als kookpunt en smeltpunt van een stof. In BINAS staan verscheidene tabellen met evenwichtsconstanten van allerlei soorten evenwichtsreacties. Voor een bepaalde evenwichtsreactie is K alleen een functie van de temperatuur. Met geen enkele andere factor is de waarde van de constante te beïnvloeden. Als een reactie in omgekeerde richting wordt opgeschreven, verandert de waarde van K in de reciproke waarde.

Concentratiebreuk In elke situatie waarin de concentratiebreuk ongelijk is aan K, is geen sprake van chemisch evenwicht. De concentratiebreuk kan in beginsel alle waarden aannemen, althans tijdelijk, omdat men de reactanten in willekeurige hoeveelheden bijeen kan voegen. Ook kan de concentratiebreuk van waarde veranderen als van één van de reactanten iets wordt toegevoegd of weggenomen (K verandert dan niet!), of als de temperatuur plotseling gewijzigd wordt. Voor berekeningen maakt het niet uit in welke volgorde een evenwichtsreactie is opgeschreven. Als een reactie in omgekeerde richting wordt opgeschreven, verwisselen teller en noemer in de concentratiebreuk. Je moet er wel voor zorgen dat de concentratiebreuk hoort bij de reactie die je hebt opgeschreven: beginstoffen in de noemer, reactieproducten in de teller.

Evenwichtsvoorwaarde De betekenis van de zin: de evenwichtsvoorwaarde is dat Qc = K, is voor veel leerlingen niet duidelijk. Het wordt al duidelijker als je zegt: de voorwaarde voor evenwicht is dat de waarde van de concentratiebreuk Qc gelijk is aan de waarde van K. Benadruk dat Qc de concentratiebreuk voorstelt, die elke waarde kan hebben en dat de getalwaarde van K constant is (als de temperatuur constant is) en alleen in de evenwichtstoestand gelijk is aan de concentratiebreuk. Als K gelijkgesteld wordt aan de concentratiebreuk is het daarom zinvol om alle concentraties in die breuk te voorzien van de index ev. Bijvoorbeeld: [A]ev/[B]ev = K

Verschuiving evenwicht Animatie van het 'Principe van Le Chatelier en Van 't Hoff' Het ammoniakevenwicht is een mooi voorbeeld hoe evenwichtsverschuivingen door verandering van temperatuur en druk de ammoniakopbrengst beïnvloeden. Het driedimensionale oppervlak in onderstaande figuur geeft het percentage ammoniak in een evenwichtstoestand bij bepaalde temperatuur en druk. In de praktijk kiezen we niet voor de theoretisch "optimale" omstandigheden. Onder de commerciële reactieomstandigheden is welliswaar het percentage ammoniak veel lager, maar de reactiesnelheid is vele malen groter. Hierdoor bereiken we de evenwichtstoestand veel sneller. Zodoende kan er per tijdseenheid meer ammoniak geproduceerd worden. De opbrengst aan ammoniak uit stikstof en waterstof is afhankelijk van druk en temperatuurBron: Petrucci, General Chemistry

Toevoegen of onttrekken van een stof In het voorbeeld van het HI-evenwicht, waarin we extra H2 toevoegen, is het voor leerlingen vaak moeilijk om te begrijpen dat de waterstofconcentratie uiteindelijk toeneemt, terwijl de joodconcentratie afneemt. De redenering erachter is dat waterstof en jood aan dezelfde kant van de vergelijking staan met gelijke coëfficiënten en dat beide concentraties daarom in gelijke mate moeten veranderen. Grafische weergave Het is verhelderend om het proces grafisch weer te geven: concentraties verticaal en tijd horizontaal. In onderstaande figuur is het effect van toevoeging van N2 op het ammoniakevenwicht getekend: Effect van toevoeging N2 op ammoniakevenwichtBron: McMurry & Fay, Chemistry Zo kunnen we ook diagrammen tekenen met de snelheden van heen- en teruggaande reactie als functie van de tijd bij toevoegen van een component. Of ook de verandering van de concentratiebreuk als functie van de tijd bij toevoegen van een component. Nog een voorbeeld In onderstaand plaatje voegen we extra SO3 toe aan een evenwichtsmengsel van SO3, SO2 en O2 bij constante temperatuur en volume. Het evenwicht verschuift naar de kant van SO2 en O2. De gevolgen zijn kwantitatief weergegeven. Laat zien dat de concentratiebreuk in beide gevallen dezelfde waarde heeft. Deze waarde is dus de evenwichtsconstante bij die temperatuur van het evenwicht: Evenwichtsversschuiving door toevoegen van een componentBron: Petrucci, General Chemistry Animatie In deze animatie vind je meerdere kwalitatieve en kwantitatieve effecten bij verstoring van een evenwicht. Voorbeeld van een context Een aardige context is de zuurstofhuishouding in ons bloed. In ons lichaam spelen evenwichtsreacties een heel voorname rol. Een daarvan heeft te maken met het transport van zuurstof door het bloed. In het bloed is een rode stof aanwezig, hemoglobine (Hb), die zuurstofmoleculen kan opnemen in de longen. Een deel van de zuurstof wordt weer afgestaan in de organen waar zuurstof nodig is. Het volgende (vereenvoudigde) evenwicht maakt dit mogelijk: In de longen is veel zuurstof en verloopt de reactie naar rechts, bijna al het hemoglobine wordt omgezet in HbO2. In een werkende spier is heel weinig zuurstof en verloopt de reactie naar links sneller dan de reactie naar rechts: er wordt zuurstof afgestaan en er ontstaat het donkerrode hemoglobine Hb.

Volumeverandering In onderstaand plaatje verkleinen we het volume van een evenwichtsmengsel van SO3, SO2 en O2  bij constante temperatuur. Het evenwicht verschuift naar de kant van SO3. De gevolgen zijn kwantitatief weergegeven. Bedenk dat in de nieuwe evenwichtstoestand alle concentraties zijn toegenomen! Laat zien dat de concentratiebreuk in beide gevallen dezelfde waarde heeft. Deze waarde is dus de evenwichtsconstante bij die temperatuur van het evenwicht: Evenwichtsverschuiving door volumeveranderingBron: Petrucci, General Chemistry Ook hier is een grafische weergave aan te bevelen (hoeveelheden verticaal, tijd met volumeverandering hrizontaal). Maak nog een grafische weergave met de concentraties verticaal. Simulatie volumeverandering N2O4/NO2-evenwicht

Temperatuurverandering Behalve met het principe van Le Chatelier en Van 't Hoff en de verandering van K, is de verschuiving aan leerlingen ook aannemelijk te maken door te kijken naar het energiediagram. Als we de temperatuur verhogen is er meer energie beschikbaar, waardoor de vorming van stoffen met een hoog energieniveau gemakkelijker zal gaan. Het evenwicht verschuift dus naar de endotherme kant. Demonstratieproef Zoals we bij Omkeerbare reacties hebben gezien, kunnen we de invloed van de temperatuur op de ligging van het evenwicht gemakkelijk laten zien aan de hand van het N2O4/NO2-evenwicht. Bij een verschuiving naar de NO2-kant zal het evenwichtsmengsel donkerder bruin van kleur worden; bij een verschuiving naar de N2O4-kant juist lichter (steeds bij constant volume). N2O4/NO2-evenwichtsmengsel; links bij lage temperatuur, rechts bij hogere temperatuurBron: Petrucci, General Chemistry De foto toont dichtgesmolten ampullen met het evenwichtsmengsel; links in ijswater, rechts in warm water. Eenvoudiger is het met kleine erlenmeyers met ingeslepen stop. NO2 is gemakkelijk te maken door verhitting van een beetje lood(II)nitraat in een reageerbuis (in de zuurkast!). Vang het gas op in twee kleine erlenmeyers en zorg dat de kleur in beide hetzelfde is. Sluit de erlemeyers en hou de ene in ijswater en de andere in warm water. Wissel daarna. Zorg ervoor dat de stop er niet uit vliegt. Vastvriezen van een evenwicht Bij verbranding van fossiele brandstoffen ontstaat stikstofmonoxide in de volgende evenwichtsreactie: De vorming van stikstofmonoxide is endotherm. Bij 1200 °C stelt het evenwicht zich vlot in. Er is dan een merkbare hoeveelheid stikstofmonoxide ontstaan. Bij zeer snelle afkoeling van een systeem met dit evenwicht, dalen de reactiesnelheden zo snel tot nul, dat het evenwicht geen gelegenheid heeft zich bij die lagere temperatuur in te stellen. De verschuiving van het evenwicht naar links blijft dus uit. De hoeveelheden van de aanwezige stoffen veranderen nauwelijks. We noemen dit het 'vastvriezen' van een evenwicht. De term 'vastvriezen' is betrekkelijk: het gaat erom dat de reactiesnelheden vrijwel nul worden. Naarmate de reacties een hogere activeringsenergie hebben, zal deze temperatuur hoger kunnen zijn. Bovenstaand evenwicht is al bij 300 °C vastgevroren.

Chemisch evenwicht Omkeerbare reacties kunnen leiden tot chemisch evenwicht: een toestand waarin twee in tegengestelde richting verlopende reacties dezelfde snelheid hebben. In een evenwichtstoestand geldt dat de concentratiebreuk een constante waarde heeft: de evenwichtsconstante K. Door invloeden van buitenaf kan een wijziging optreden in de hoeveelheden van de aanwezige stoffen. Er ontstaat een nieuwe evenwichtstoestand en we spreken van een verschuiving van het evenwicht. Misconcepties Maak een keuze uit het rechtermenu.

Evenwicht Misconcepties Natuurkundige veranderingen zijn omkeerbaar, chemische niet. Chemische reacties verlopen altijd volledig. Reacties die sneller verlopen zullen ook completer verlopen. Het chemisch evenwicht is een statisch evenwicht. Heen- en teruggaande reactie zijn onafhankelijk van elkaar. De rechter- en linkerkant van de vergelijking komen overeen met verschillende gebieden in het reactievat. De concentraties van reagentia en producten zijn gelijk bij evenwicht. De concentraties van de stoffen in een evenwichtsreactie verhouden zich als de coëfficiënten in de reactievergelijking. Bij het instellen van een evenwicht nemen de snelheden van heen- en teruggaande reacties toe, totdat ze aan elkaar gelijk zijn. In een evenwichtssysteem veranderen de concentraties voortdurend, omdat de reacties steeds door blijven gaan. Bij gebruik van een katalysator krijg je meer product. Toelichting De eerste misconceptie wordt meestal aangebracht in het beginstadium van het vak natuur-/scheikunde om grofweg onderscheid te maken tussen natuurkundige en scheikundige verschijnselen. Dat blijkt nu een ongelukkige stelling. De tweede misconceptie kan ontstaan vanuit de stoichiometrische berekeningen, waarin we immers impliciet aannemen dat de uitgangssstoffen (of tenminste één) verdwijnen. Er is in dat stadium geen aandacht geweest voor het kinetische gedrag van de stof op microniveau. Bij de derde misconceptie worden reactiesnelheid en evenwicht door elkaar gehaald.

Evenwichtsconstante Misconcepties Een grote waarde van K betekent dat de heengaande reactie snel is. K wordt bepaald door de concentraties van de deelnemende stoffen. Als de concentraties veranderen dan verandert automatisch de waarde van K. K verandert altijd als het evenwicht verschuift. Toelichting De eerste misconceptie verwart de evenwichtstoestand met de instelling van het evenwicht. Als de heengaande reactie sneller is dan de teruggaande, is het evenwicht zich aan het instellen, waarbij er meer van de reactanten verdwijnt dan er bijkomt. De teller van de concentratiebreuk wordt dan groter. Als er in de evenwichtstoestand relatief veel product is en weinig reactant is K inderdaad groot. De overige misconcepties zijn gebaseerd op een verwarring van de concentratiebreuk Q met K.

Verschuiving van chemisch evenwicht Misconcepties Bij het aanbrengen van een verandering in een evenwichtsreactie wordt één van de reacties sneller en de andere langzamer. Als door verstoring evenwichtstoestand 1 overgaat in evenwichtstoestand 2, zijn de snelheden in toestand 2 gelijk aan de snelheden in toestand 1. Een katalysator verhoogt de snelheid van de heengaande reactie en verlaagt de snelheid van de teruggaande reactie: het evenwicht verschuift naar rechts. Temperatuurverhoging levert meer product op. De ligging van een evenwicht verandert niet als als er gelijke aantallen molen van een reactant en een product worden toegevoegd. Een verandering aangebracht in een evenwichtssysteem resulteert in een verandering van de hoeveelheden stoffen aan één kant van de reactiepijl ('compartmentalized' view of equilibrium). Bij toepassing van het principe van Le Chatelier bij het toevoegen van een reactant wordt vaak vergeten dat het weer verdwijnen van deze stof invloed heeft op de hoeveelheden van de andere stoffen. Vaak wordt gedacht dat de extra toegevoegde hoeveelheid helemaal zal verdwijnen. Men vergeet de invloed van de reactie op de snelheid van de andere reactie. Heen- en teruggaande reactie worden als onafhankelijk gezien. Aanbeveling Het veelgebruikte principe van Le Chatelier dient afgeremd te worden en vervangen door een helderder en exacter benadering van evenwichtsvraagstukken, bijvoorbeeld het gebruik van de evenwichtsvoorwaarde. Laat de wiskundige relatie zien tussen de waarde van K en de concentraties. Laat de leerlingen met getallen oefenen om te zien dat K niet verandert terwijl de concentraties wel kunnen veranderen (afhankelijk van elkaar).

Chemisch evenwicht Omkeerbare reacties kunnen leiden tot chemisch evenwicht: een toestand waarin twee in tegengestelde richting verlopende reacties dezelfde snelheid hebben. In een evenwichtstoestand geldt dat de concentratiebreuk een constante waarde heeft: de evenwichtsconstante K. Door invloeden van buitenaf kan een wijziging optreden in de hoeveelheden van de aanwezige stoffen. Er ontstaat een nieuwe evenwichtstoestand en we spreken van een verschuiving van het evenwicht. Berekeningen Maak een keuze uit het rechtermenu.

Evenwichtsconstante De waarde van de evenwichtsconstante wordt experimenteel bepaald door de concentraties van de verschillende stoffen in de evenwichtstoestand te meten. Voorbeeld De bepaling van de evenwichtsconstante van het ammoniakevenwicht: In een vat van 1,00 liter brengen we 2,00 mol N2 en 0,60 mol H2. De temperatuur houden we constant en het evenwicht stelt zich in. Als de concentraties niet meer veranderen blijkt: [NH3] = 0,20 mol L-1. Uit deze meting en de beginhoeveelheden kunnen we de evenwichtsconcentraties berekenen. In het vat is 0,20 mol NH3 ontstaan; er is dus N2 en H2 verdwenen. Deze verdwenen hoeveelheden berekenen we met de bovenstaande stoichiometrische vergelijking: n(N2) = 1/2 x n(NH3) = 1/2 x 0,20 = 0,10 mol n(H2) = 3/2 x n(NH3) = 3/2 x 0,20 = 0,30 mol De beginconcentraties, de veranderingen en de evenwichtsconcentraties kunnen we overzichtelijk in een tabel weergeven:   [N2] (mol L-1) [H2] (mol L-1) [NH3] (mol L-1) begin, t = t0 2,00 0,60 0 verandering, Dc - 0,10 - 0,30 + 0,20 evenwichtsconcentraties 1,90 0,30 0,20 Er is evenwicht, dus Qc = K:

Evenwichtsconcentraties Met de evenwichtsconstante kunnen we uitgaande van de begincondities de samenstelling van een evenwichtsmengsel berekenen. Voorbeeld De berekening van de samenstelling van het gasmengsel: Bij 490 °C bedraagt de waarde van de evenwichtsconstante K = 0,022. In een vat van 1,00 liter brengen we op tijdstip t0 2,00 mmol HI. De temperatuur brengen we op 490 °C en houden we verder constant. Bereken de concentraties van de drie stoffen in de evenwichtstoestand. Uit de reactievergelijking volgt dat de hoeveelheid H2 en I2 die ontstaan beide gelijk zijn aan de helft van de hoeveelheid HI die ontleedt. We kunnen dan de volgende tabel opstellen:   [HI] (mmol L-1) [H2] (mmol L-1) [I2] (mmol L-1) begin, t = t0 2,00 0 0 verandering, Dc - 2 x + x + x evenwichtsconcentraties 2,00 - 2 x x x Er is evenwicht, dus Qc = K: Kwadraten wegwerken: Oplossen van deze vergelijking levert twee waarden voor x: x1 = 0,23    en    x2 = - 0,42 De negatieve wortel van de vergelijking heeft geen fysische betekenis, want dan zouden [H2] en [I2] een negatieve waarde krijgen. De evenwichtsconcentraties zijn dus: [H2] = 0,23 mmol L-1;  [I2] = 0,23 mmol L-1;  [HI] = 1,54 mmol L-1 Controleer het antwoord door de waarden in Qc in te vullen.

Toevoegen van een component Met de evenwichtsvoorwaarde kunnen we beredeneren of, en zo ja hoe, een evenwicht verschuift door toevoegen of onttrekken van een component. Met de evenwichtsconstante kunnen we de concentraties berekenen in de nieuwe evenwichtstoestand. We geven een voorbeeld van een gasevenwicht. Voorbeeld In een vat van 1,0 liter bevindt zich een gasmengsel van NO2 en N2O4 dat in evenwicht verkeert: De concentraties en evenwichtsconstante zijn: [N2O4] = 0,030 mol L-1;    [NO2] = 0,040 mol L-1;    K = 0,053. Beredeneer hoe het evenwicht verschuift door toevoegen van 0,020 mol NO2 aan het systeem (bij constant volume en constante temperatuur) en bereken de concentraties in de nieuwe evenwichtstoestand. Evenwichtsverschuiving door toevoegen van NO2 Op het moment dat de extra hoeveelheid NO2 is toegevoegd, zijn de concentraties: [N2O4] = 0,030 mol L-1 [NO2] = 0,040 + 0,020 = 0,060 mol L-1 De concentratiebreuk Qc is op dat moment: K en er is geen evenwicht meer in het systeem. Dus Qc > K en er is geen evenwicht meer in het systeem. In de nieuwe evenwichtstoestand is de concentratiebreuk Qc weer gelijk aan de evenwichtsconstante K. Dan moet de teller van Qc kleiner zijn geworden en de noemer groter. Hieruit volgt dat [NO2] lager is dan 0,060 mol L-1 en dat [N2O4] hoger is dan in het eerste evenwicht; de reactie naar links heeft tijdelijk de overhand gehad. Het evenwicht is dus verschoven naar de kant van het N2O4. Concentraties in de nieuwe evenwichtstoestand De veranderingen van de hoeveelheden NO2 en N2O4, vanuit de aanvankelijke evenwichtstoestand tot de nieuwe evenwichtstoestand na toevoeging van 0,020 mol L-1 NO2, kunnen we het best in tabelvorm weergeven. De verhouding waarin de concentraties veranderen volgt weer uit de reactievergelijking. Het volume is ongewijzigd.   [NO2] mol L-1 [N2O4] mol L-1 aanvankelijk evenwicht 0,040 0,030 toevoeging NO2, nog geen evenwicht 0,040 + 0,020 0,030 verandering Dc - 2x x nieuw evenwicht 0,060 - 2x 0,030 + x Aangezien in het nieuwe evenwicht Qc weer gelijk is aan K geldt: Uitwerking van deze kwadratische vergelijking levert twee wortels:x1 = 0,0077                   x2 = 0,066 De tweede waarde heeft geen fysische betekenis, omdat dan [NO2] negatief zou worden in de nieuwe evenwichtstoestand. De concentraties in het nieuwe evenwicht zijn dus: [NO2] = 0,045 mol L-1 (was in de nieuwe begintoestand 0,040 + 0,020 = 0,060 mol L-1) en [N2O4] = 0,038 mol L-1 (was in de nieuwe begintoestand 0,030 mol L-1).

Volumeverandering Met de evenwichtsvoorwaarde kunnen we beredeneren of, en zo ja hoe, een evenwicht verschuift door volumeverandering. Met de evenwichtsconstante kunnen we de concentraties berekenen in de nieuwe evenwichtstoestand. We geven een voorbeeld van een gasevenwicht. Voorbeeld In een vat van 1,0 liter bevindt zich een gasmengsel van NO2 en N2O4 dat in evenwicht verkeert: De concentraties zijn [N2O4] = 0,030 mol L-1, [NO2] = 0,040 mol L-1 en de evenwichtsconstante K = 0,053. We vergroten het volume plotseling van V = 1,0 liter naar V = 2,0 liter. Bereken de concentraties in het nieuwe evenwicht. Zal de kleur van het gasmengsel uiteindelijk donkerder of lichter zijn dan in het oorspronkelijke evenwicht? Concentraties in de nieuwe evenwichtstoestand Op het moment dat het volume is vergroot en de hoeveelheden stoffen nog niet zijn veranderd, zijn de concentraties tot de helft van de oorspronkelijke waarden gedaald. De concentratiebreuk is dan kleiner dan de evenwichtsconstante (Q = 0.027; reken na) en er is dus geen evenwicht, want de waarde van K blijft 0,053 zolang de temperatuur niet verandert. In de nieuwe evenwichtstoestand is de concentratiebreuk Qc weer gelijk aan de evenwichtsconstante K. Dan moet de teller van de concentratiebreuk groter zijn geworden en de noemer kleiner. Er is dan meer NO2 en minder N2O4 dan in het eerste evenwicht; het evenwicht is naar de kant van het NO2 verschoven. Dit laatste volgt ook uit de regels van Le Chatelier en Van t Hoff: bij volumevergroting verschuift het evenwicht naar de kant van de meeste deeltjes. Deze regels hebben geen bewijskracht. Bovenstaande redenering met de evenwichtsvoorwaarde is wel een bewijs. Er is na de volumevergroting x mol N2O4 omgezet en dus 2x mol NO2 gevormd. In tabelvorm:   [N2O4] mol L-1 [NO2] mol L-1 aanvankelijk evenwicht 0,030 0,040 V = 1,0 L → 2,0 L, nog geen evenwicht 0,015 0,020 verandering Dc - x + 2x nieuw evenwicht 0,015 - x 0,020 + 2x Aangezien in het nieuwe evenwicht Qc weer gelijk is aan K geldt: Uitwerking van deze kwadratische vergelijking levert twee wortels:x1 = 0,036                              x2 = 0,0027 Aangezien x een verandering in concentratie is, kan de waarde van x zowel positief als negatief zijn. In dit geval heeft x1 geen fysische betekenis, omdat dan de concentratie van NO2 in de nieuwe evenwichtstoestand negatief zou worden en dat is niet mogelijk. De nieuwe concentraties zijn: [NO2] = 0,025 mol L-1    en        [N2O4] = 0,012 mol L-1 Uit deze berekening, evenals uit die van het rekenvoorbeeld onder de knop 'Toevoegen van een component', volgt automatisch het goede antwoord, ook al zou niet eerst zijn vastgesteld in welke richting het evenwicht verschuift door de verstoring. Kleur gasmengsel Je ziet dat de concentratie van NO2 is afgenomen, dus de kleur van het gasmengsel is lichter geworden (ondanks het feit dat het evenwicht naar de NO2-kant is verschoven!).

Sk 11.05 Heterogene evenwichten

Heterogene evenwichten Heterogene evenwichten zijn evenwichten waarin de reagerende stoffen in meer dan één fase voorkomen. De reactie speelt zich af aan de grensvlakken tussen die fasen. Bij heterogene evenwichten gelden dezelfde regels (Le Chatelier en Van 't Hoff) als bij homogene evenwichten, maar alleen voor stoffen met een veranderlijke concentratie in de homogene fase. In de concentratiebreuk komen geen vaste stoffen of zuivere vloeistoffen voor. We bespreken het kalkevenwicht en evenwichten van slecht oplosbare zouten in water. Voor slecht oplosbare zouten noemen we de evenwichtsconstante het oplosbaarheidsproduct Ks. Heterogeen evenwicht tussen vast lood(II)jodide en samenstellende ionen in oplossingBron: Petrucci, General Chemistry

Het kalkevenwicht Als we calciumcarbonaat (kalksteen) sterk verhitten stelt zich het volgende evenwicht in: De reactie naar rechts is endotherm. De evenwichtsconstante K wordt gedefinieerd als: In de concentratiebreuk komen geen vaste stoffen of zuivere vloeistoffen voor. Alleen de concentraties van deeltjes in de homogene fase spelen een rol (alleen die concentraties kunnen veranderen). De concentraties van de vaste stoffen CaCO3 en CaO zijn constant: de dichtheid van een vaste stof bij een bepaalde temperatuur heeft immers een constante waarde. Zolang er maar sprake is van een evenwicht, hebben de hoeveelheden van de twee vaste stoffen geen invloed op de hoeveelheid koolstofdioxide. Er kan alleen een evenwichtstoestand zijn als alle stoffen aanwezig zijn in het systeem. Alleen dan kunnen zowel de heen- als teruggaande reacties verlopen en kan de evenwichtsvoorwaarde gelden: sheen = sterug. De concentratie van het koolstofdioxide is de enige waarde die bij een bepaalde temperatuur variabel is. Bij elke temperatuur is er slechts bij één waarde evenwicht.

Partiële druk en Kp In plaats van op basis van concentraties, kan de evenwichtsconstante ook op basis van partiële drukken (deeldrukken) worden gedefinieerd. Voor het kalksteenevenwicht wordt dat: Bij een bepaalde temperatuur zal de partiële druk van koolstofdioxide boven een mengsel van calciumoxide en calciumcarbonaat een vaste waarde aannemen. Zo is bij 800 °C de evenwichtsdruk p(CO2) = 0,22 bar. We noemen dit wel de ontledingsdruk van calciumcarbonaat. De druk van kooldioxide in het kalkevenwicht is onafhankelijk van de hoeveelheden calciumcarbonaat en calciumoxideBron: Oxtoby e.a., Principles of Modern Chemistry

Cement In de cementindustrie speelt het kalkevenwicht een belangrijke rol. Eén van de componenten van cement is CaO (calciumoxide, ongebluste kalk), dat men maakt door kalksteen te verhitten. Voor volledige omzetting van alle CaCO3 moet de reactie naar links onmogelijk worden gemaakt. Dit kan door het gasvormige CO2 aan het mengsel van de twee vaste stoffen te onttrekken door eenvoudigweg een flinke schoorsteen op de kalkoven te plaatsen. Het evenwicht zal naar rechts aflopen.

Slecht oplosbare zouten In een verzadigde oplossing met zout op de bodem is er sprake van een heterogeen evenwicht tussen de vaste stof en de ionen in de oplossing. Verzadigde oplossing van calciumfluorideBron: McMurry & Fay, Chemistry Als we bijvoorbeeld water in contact brengen met een overmaat calciumfluoride, stelt zich zo'n heterogeen evenwicht in. Er heerst een dynamisch evenwicht: per seconde gaat evenveel vast CaF2 in oplossing als dat er uit de oplossing neerslaat (aan te tonen met tracers). De vergelijking van deze evenwichtsreactie is: Oplosbaarheidsproduct De evenwichtsvoorwaarde voor dit heterogene evenwicht is: K = [Ca2+][F-]2 = Ks CaF2 is vast en komt in de concentratiebreuk niet voor. De evenwichtsconstante noemen we het oplosbaarheidsproduct en duiden we aan met Ks (s van het Engelse woord 'solubility', hetgeen oplosbaarheid betekent). De concentratiebreuk noemen we het ionenproduct. In een oplossing van natriumfluoride lost minder CaF2 op dan in zuiver water. We noemen dit wel het gelijknamig-ion-effect.

Ionenproduct De concentratiebreuk noemen we het ionenproduct: Qc = [Ca2+] [F-]2. Ks is de maximale waarde die het ionenproduct kan aannemen in water. Er zijn drie mogelijkheden: Als Qc Ks, is er geen evenwicht, de oplossing is oververzadigd. Het zout zal (gedeeltelijk) neerslaan, tot de waarde van Qc weer gelijk is aan die van Ks. In BINAS tabel 46 staan de oplosbaarheidsproducten van een aantal verschillende zouten. Ks is constant bij constante temperatuur. Uit ervaring weten we dat veel zouten beter oplossen bij hogere temperatuur. Voor die zouten neemt Ks dus toe bij temperatuurstijging.

Gelijknamig-ioneffect Als je aan een verzadigde oplossing van MgF2 wat natriumfluoride toevoegt, neemt de fluorideconcentratie daardoor toe. Het evenwicht: verschuift naar de kant van het vaste MgF2: er zijn in de nieuwe evenwichtstoestand minder Mg2+-ionen dan in de begintoestand. Zo kunnen we ook beredeneren dat in een oplossing van natriumfluoride minder MgF2 oplost dan in zuiver water. We noemen dit wel het gelijknamig-ion-effect: een oplossing van natriumfluoride bevat F--ionen, die ook in de evenwichtsreactie voorkomen. Door de hoge [F-] in de oplossing kan slechts weinig magnesiumfluoride in oplossing zijn, omdat het ionenproduct al bij een zeer lage [Mg2+] gelijk is aan het oplosbaarheidsproduct. Afnemende oplosbaarheid door gelijknamig-ioneffectBron: McMurry & Fay, Chemistry

Heterogene evenwichten Heterogene evenwichten zijn evenwichten waarin de reagerende stoffen in meer dan één fase voorkomen. De reactie speelt zich af aan de grensvlakken tussen die fasen. Bij heterogene evenwichten gelden dezelfde regels (Le Chatelier en Van 't Hoff) als bij homogene evenwichten, maar alleen voor stoffen met een veranderlijke concentratie in de homogene fase. In de concentratiebreuk komen geen vaste stoffen of zuivere vloeistoffen voor. We bespreken het kalkevenwicht en evenwichten van slecht oplosbare zouten in water. Voor slecht oplosbare zouten noemen we de evenwichtsconstante het oplosbaarheidsproduct Ks.

Applets heterogeen evenwicht In deze applet zie je het effect van allerlei variabelen op de ligging van het evenwicht: In deze applet kun je experimenteren met goed en slecht oplosbare zouten (met pdf-lerarenhandleiding)

Tracers Met behulp van tracers kan het dynamische karakter van een evenwicht worden aangetoond. Dat vindt plaats door één van de reactanten radioactief te merken. Neem bijvoorbeeld het volgende evenwicht: In een kwartsglazen buis wordt koolstof sterk verhit. Over het koolstof wordt koolstofdioxide geleid dat radioactief is door het radioactieve koolstof-14. Het gevormde koolstofmonoxide is ook radioactief, zoals verwacht: Het vaste koolstof in de buis blijkt na enige tijd ook iets radioactief te zijn. Dit is alleen te verklaren door aan te nemen dat gelijktijdig de omgekeerde reactie verloopt: Dat er sprake is van een evenwicht en niet alleen van een omkeerbare reactie, kan worden aangetoond doordat de verhouding [CO2]/[CO] in het uitstromende gas constant blijft zolang de temperatuur constant blijft. Deze verhouding is onafhankelijk van de verblijftijd van het gasmengsel in de buis.

Oplosbaarheid / Oplosbaarheidsproduct Het is van groot belang om het verschil tussen oplosbaarheid en oplosbaarheidsproduct goed te onderscheiden.Oplosbaarheid is een stofeigenschap uitgedrukt in massa per volume-eenheid of mol per volume-eenheid.Oplosbaarheidsproduct is een evenwichtsconstante met een eenheid die afhankelijk is van het aantal ionen waarin een zout splitst. Als het oplosbaarheidsproduct van zout-1 kleiner is dan het oplosbaarheidsproduct van zout-2 betekent dat niet automatisch dat dan ook de oplosbaarheid van zout-1 kleiner is dan de oplosbaarheid van zout-2. De vergelijking gaat alleen op als beide zouten splitsen in een gelijk aantal ionen en beide oplosbaarheidsproducten dus dezelfde eenheid hebben. Dit lichten we hieronder toe met een rekenvoorbeeld. Meer van dit soort berekeningen zijn te vinden onder het tabblad Berekeningen. Voorbeeld Volgens BINAS tabel 46 bedraagt het oplosbaarheidsproduct van zilvercarbonaat: Ks(Ag2CO3) = 8,5 x 10-12  mol3 L-3 Berekening van de oplosbaarheid s: 4s3 = 8,5 x 10-12 s = 1,3 x 10-4 mol L-1 Dat komt overeen met 3,6 x 10-2 g L-1 Voor AgCl geldt: Oplosbaarheidsproduct Ks = 1,8 x 10-10 mol2 L-2 Oplosbaarheid s:s2 = 1,8 x 10-10 s = 1,3 x 10-5 mol L-1 Dat komt overeen met 1,9 x 10-3 g L-1 Het oplosbaarheidsproduct van zilvercarbonaat is kleiner dan het oplosbaarheidsproduct van zilverchlride. Toch blijkt uit bovenstaande berekening dat dan niet automatisch ook de oplosbaarheid kleiner zou zijn. De berekening laat immers zien dat de oplosbaarheid van zilvercarbonaat groter is dan die van zilverchloride.

Goed oplosbare zouten Ook van een goed oplosbaar zout kun je een verzadigde oplossing bereiden, waarin er evenwicht is tussen het vaste zout en de ionen in de oplossing. Voor evenwichten met hoge ionenconcentraties mogen wij echter niet de eenvoudige evenwichtsvoorwaarde gebruiken die hierboven is gegeven. Dit is de reden dat je in tabellen als tabel 46 van BINAS vergeefs zult zoeken naar het oplosbaarheidsprodukt van bijvoorbeeld natriumchloride. De evenwichtsvoorwaarde met concentraties geldt alleen als de ionen in de oplossing elkaar niet beïnvloeden. In werkelijkheid is dat wel zo, omdat de elektrische ladingen van de ionen al op vele atoomdiameters afstand goed merkbaar zijn. Alleen in verzadigde oplossingen van slecht oplosbare zouten veronderstelt men dat de ionenconcentraties zo laag zijn, dat ionen elkaar weinig beïnvloeden. In die gevallen mag de evenwichtsvoorwaarde gebruikt worden zoals die in de Vakinhoud is gegeven. Overigens valt te betwijfelen of die veronderstelling juist is. In vele gevallen wijken experimentele waarden en berekende waarden sterk van elkaar af. In werkelijkheid spelen er bij een oplosevenwicht vele factoren een rol, zoals: pH, ionsterkte, incomplete dissociatie, complexvorming, deeltjesgrootte etc. Het simpele gebruik van molaire concentraties in de evenwichtsvoorwaarde is daarom bijna altijd onjuist. LiteratuurHawkes, S. Journal of Chemical Education, Vol.75, No.9, 1179 - 1181 (1998). Oplossen van moleculaire stoffen Het mechanisme van oplossen, neerslaan en oplosevenwicht van moleculaire stoffen is in principe hetzelfde als hierboven beschreven voor zouten. Het grote verschil is natuurlijk dat er geen splitsing in ionen plaats vindt. In oplossing hebben we dus maar met één concentratie te doen, namelijk die van de moleculaire stof zelf (en niet met splitsingsproducten).

Heterogene evenwichten Heterogene evenwichten zijn evenwichten waarin de reagerende stoffen in meer dan één fase voorkomen. De reactie speelt zich af aan de grensvlakken tussen die fasen. Bij heterogene evenwichten gelden dezelfde regels (Le Chatelier en Van 't Hoff) als bij homogene evenwichten, maar alleen voor stoffen met een veranderlijke concentratie in de homogene fase. In de concentratiebreuk komen geen vaste stoffen of zuivere vloeistoffen voor. We bespreken het kalkevenwicht en evenwichten van slecht oplosbare zouten in water. Voor slecht oplosbare zouten noemen we de evenwichtsconstante het oplosbaarheidsproduct Ks. Berekeningen Maak een keuze uit het rechtermenu

Oplosbaarheidsproduct Het oplosbaarheidsproduct Ks kunnen we berekenen uit de oplosbaarheid s. De oplosbaarheid s is de maximale hoeveelheid zout die per liter oplossing bij een bepaalde temperatuur kan oplossen. De oplosbaarheid is dus gelijk aan de molariteit van het zout in de verzadigde oplossing: s = cverz mol L-1. Voorbeeld De oplosbaarheid van PbCl2 bij 298 K is: s = 1,6 x 10-2 mol L-1. De reactievergelijking is: De concentraties van de ionen in de oplossing zijn dus: [Pb2+] = s = 1,6 x 10-2 mol L-1 en [Cl-] = 2s = 3,2 x 10-2 mol L-1 De oplossing is verzadigd, dus Qc is gelijk aan Ks:Ks = [Pb2+][Cl-]2 = 1,6 x 10-2 x (3,2 x 10-2)2 = 1,6 x 10-5

Oplosbaarheid Met behulp van het oplosbaarheidsproduct kunnen we de massa opgelost zout in een verzadigde oplossing berekenen. Deze berekening is de omgekeerde van die van het oplosbaarheidsproduct uit de oplosbaarheid. De oplosbaarheid kunnen we uitdrukken in mol L-1, maar er zijn ook andere grootheden in gebruik, zoals massaconcentratie (massa opgeloste stof per liter oplossing, g L-1), massa opgeloste stof per kilogram water (g kg-1) en hoeveelheid opgeloste stof per kilogram water (mol kg-1). Deze laatste twee grootheden worden bijvoorbeeld in BINAS tabel 45B gebruikt. Voorbeeld Bereken de massaconcentratie (in g L-1) van magnesiumhydroxide (M = 58,33) in een verzadigde oplossing, als Ks = 1,8 x 10-11. De reactievergelijking is: In een verzadigde oplossing is het ionenprodukt gelijk aan Ks, dus: [Mg2+][OH-]2  = Ks Als de oplosbaarheid van magnesiumhydroxide s mol l-1  is, zijn de ionenconcentraties: [Mg2+] = s  en [OH-]= 2s Ingevuld in de evenwichtsvoorwaarde: Ks = s x (2s)2 = 4s3 = 1,8 x 10-11 De massaconcentratie van de verzadigde oplossing is: 1,65 x 10-4 mol L-1 x 58,33 g mol L-1 = 9,6 x 10-3 g L-1

Neerslagvorming Bij menging van zoutoplossingen kan een neerslag van een slecht oplosbaar zout ontstaan. Met een berekening kun je voorspellen of dat zal gebeuren of niet. Voorbeeld Ga door berekening na of er een neerslag zal ontstaan als 10 mL 0,025 M lood(II)nitraat wordt gemengd met 25 mL 0,20 M natriumchloride-oplossing. Het enige neerslag dat kan ontstaan is lood(II)chloride, dat slecht oplosbaar is. De reactievergelijking is: Ks, zal er een neerslag ontstaan. Je moet dus de concentraties berekenen van de Pb2+- en Cl--ionen in de vloeistof die door menging ontstaat. Qc= [Pb2+][Cl-]2 en Ks = 1,6 x 10-5 (gegeven) Als Qc > Ks, zal er een neerslag ontstaan. Je moet dus de concentraties berekenen van de Pb2+- en Cl--ionen in de vloeistof die door menging ontstaat. Ks , er ontstaat dus een neerslag Het ionenproduct van de ontstane oplossing is dus: Qc = [Pb2+][Cl-]2 = 0,0071 x (0,14)2 = 1,4 x 10-4 Qc > Ks , er ontstaat dus een neerslag

Gelijknamig-ioneffect Met een berekening kunnen we aantonen dat de oplosbaarheid van een zout afneemt door het gelijknamig-ion-effect. Voorbeeld Bereken de oplosbaarheid van PbCl2 in 0,10 M HCl. De oplosbaarheid is s mol L-1. De concentraties zijn in de evenwichtstoestand: [Pb2+] = s   en  [Cl-] = 2s + 0,10 De Pb2+-ionen in de oplossing zijn afkomstig van het opgeloste PbCl2, de Cl--ionen zijn afkomstig uit het PbCl2 en het HCl. Er is evenwicht, dus Qc = Ks, ofwel: [Pb2+][Cl-]2 = 1,6 x 10-5 (gegeven) Invullen: s (2s + 0,10)2 = 1,6 x 10-5 Dit is een derdegraadsvergelijking, die we niet zonder meer kunnen oplossen. De vergelijking kunnen we door benadering vereenvoudigen, omdat de getallen erin meetwaarden zijn en geen exacte getallen. De uitkomst van een exacte berekening is niet beter bruikbaar dan een benaderde uitkomst. De afwijking moet dan wel kleiner zijn dan de meetonzekerheid in de gebruikte getallen. De benaderingsmethode gaat als volgt. De oplosbaarheid van PbCl2 in zuiver water is s = 0,016 mol L-1. In zoutzuur is de oplosbaarheid in ieder geval een stuk kleiner, doordat het evenwicht naar de kant van het vaste PbCl2 is verschoven. Bij benadering geldt dan: [Cl-] » 0,10 De vergelijking wordt dan: s (0,10)2 = 1,6 x 10-5 Zodat s = 1,6 x 10-3 = 0,0016 Je moet achteraf altijd controleren of de benadering toegestaan was. c(HCl) = 0,10 ± 0,005 In dit geval is de benadering toelaatbaar: [Cl-] = 0,10 + 0,0016 » 0,10 Als vuistregel kun je aanhouden dat een afwijking van 2% of minder is toegestaan.

Schoolvoorbeeld Klik op het boek-icoontje in de kantlijn voor een bijdrage uit het veld. Neerslagvorming Ontstaat er een neerslag bij het mengen van twee zoutoplossingen? Zo ja, hoeveel gram van welk zout kan maximaal neerslaan? Dit is een bijdrage van Dick Naafs van het Willem de Zwijger College in Papendrecht. d.naafs@wdezwijger.nl

Sk 99.00 Meerkeuzetoetsen

Toelichting Inhoud toetsen Deze toetsen zijn geschikt voor 4/5 havo en 4/5 vwo of 5/6 vwo. Ze sluiten goed aan op de verschillende aspecten die in dit thema 'Reactiesnelheid en chemisch evenwicht' aan de orde komen. Waar te vinden? De toetsen zijn gekoppeld aan enkele gangbare scheikundemethodes (Chemie, Chemie Overal, Curie en Pulsar Chemie) en te vinden binnen deze tabbladenset (zie tablabels). Nadere omschrijving Elke set meerkeuzevragen heeft twee toetsversies met identieke toetsvragen, die in een verschillende volgorde staan. De toetsen zijn voorzien van docenthandleidingen, diagnosebladen met leeradviezen, toetsanalysebladen, scoreprofielen, antwoordsleutels en modellen voor de omzetting van een score in een cijfer. Naast toepassing kunnen deze bijlagen ook belangrijke voorbeelden of hulpmiddelen zijn bij het ontwikkelen en evalueren van nieuwe toetsen of toetsvragen.

Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4 HAVO / 5 HAVO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO: Reactiesnelheid Docentenhandleiding 4 VWO / 5 VWO Toetsen 4 VWO / 5 VWO Reactiesnelheid en evenwicht

Chemie Overal Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Reactiesnelheid Toetsen 5 VWO / 6 VWO Reactiesnelheid

Curie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets te openen. Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Reactiesnelheid en evenwicht Toetsen 4 VWO / 5 VWO Reactiesnelheid en evenwicht

Pulsar - Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Geen toets 'Reactiesnelheid' beschikbaar. Toetsen 4 VWO/ 5 VWO Reactiesnelheid Evenwichten

Zuren en basen Een zuur is een deeltje dat een H+-ion kan afstaan, een base kan een H+-ion opnemen. De concentratie H3O+(aq)-ionen bepaalt de zuurgraad van een zure oplossing; de concentratie OH–(aq)-ionen bepaalt de basegraad van een basische oplossing. De zuurgraad en de basegraad van een oplossing drukken we uit in de pH. Deze kunnen we met een zuur-base-indicator bepalen. De pH van een oplossing kunnen we redelijk constant houden met een buffer. Bij een reactie tussen een zuur en een base treedt overdracht van een H+-ion op van het zuur naar de base.  Rodekoolsap als zuur-base-indicatorBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Sk 12.01 Zure, basische en neutrale oplossingen

Zure, basische en neutrale oplossingen De zuurgraad of pH van een zure oplossing wordt bepaald door de concentratie H3O+(aq)-ionen; de basegraad of pOH van een basische oplossing wordt bepaald door de concentratie OH–(aq)-ionen. Een neutrale oplossing bevat precies evenveel H3O+(aq)-ionen als OH–(aq)-ionen. Voor bijna alle oplossingen, ook voor basische, gebruiken we de pH-schaal. Met een zuur-base-indicator kunnen we zure, basische en neutrale oplossingen van elkaar onderscheiden. pH-waarden van enkele bekende oplossingenBron: McMurry & Fay, Chemistry

Kenmerken Zure oplossingen Zure oplossingen hebben de volgende gemeenschappelijke eigenschappen: Ze hebben een zure smaak. Ze geven bepaalde kleurstoffen (indicatoren) een kenmerkende kleur. Ze reageren met onedele metalen onder ontwikkeling van waterstofgas. Ze zijn elektrisch geleidend. Bij elektrolyse ontstaat aan de negatieve elektrode waterstofgas. De zure eigenschappen van een zure oplossing worden veroorzaakt door H+-ionen (protonen). Een H+-ion in water is altijd gebonden aan een watermolecuul. Het samengesteld ion dat zo ontstaat is het oxoniumion, H3O+(aq), ook vaak hydroniumion genoemd. Voorbeelden van zure oplossingen zijn: azijn, citroensap, maagzuur en zoutzuur. Het oxoniumion H3O+, meestal hydroniumion genoemdBron: McMurry & Fay, Chemistry Basische oplossingen Basische oplossingen hebben de volgende kenmerkende eigenschappen: De smaak is bitter, scherp en zeepachtig. Ze ontzuren zure oplossingen. Ze geven bepaalde kleurstoffen (indicatoren) een kenmerkende kleur. Ze zijn elektrisch geleidend. Ze voelen slijmerig aan op de huid (slijmvorming door het oplossen van eiwitten). Een basische oplossing (verouderde term: alkalische oplossing) bevat altijd veel hydroxide-ionen, OH-(aq). Voorbeelden van basische oplossingen zijn: natronloog, kalkwater en ammonia. Neutrale oplossingen Neutrale oplossingen hebben noch zure, noch basische eigenschappen. Een neutrale oplossing bevat precies evenveel H3O+- als OH--ionen. De concentraties van deze ionen zijn echter zo laag, dat zij alleen met zeer gevoelige apparatuur zijn aan te tonen. Voorbeelden van practisch neutrale oplossingen zijn: suikerwater, pekel (oplossing van keukenzout), zeewater, kraanwater, jenever (water-ethanol mengsel).

Zuurgraad of pH De concentratie H3O+-ionen bepaalt de zuurgraad van een oplossing. Een oplossing is zuurder naarmate de H3O+-concentratie groter is. Een gangbare maat voor de zuurgraad van een oplossing is de pH, dit is de negatieve logaritme van de concentratie H3O+-ionen: pH = - log [H3O+(aq)] Dus hoe zuurder de oplossing, des te lager is de pH-waarde. Aangezien de pH een logaritmische eenheid is, neemt de pH van een oplossing met één eenheid af als de [H3O+] een factor 10 groter wordt. Voor bijna alle oplossingen, ook voor basische, gebruiken we de pH-schaal. De basegraad of pOH van een basische oplossing is gemakkelijk om te zetten in de pH, omdat pH + pOH =14 (bij 298 K). Dit verband is af te leiden uit het waterevenwicht.

Waterevenwicht Zuiver water heeft een pH van 7,0 bij T = 298 K. Dit betekent dat de H3O+-concentratie in deze neutrale vloeistof een waarde heeft van 1,0 × 10-7 mol L-1. De aanwezigheid van H3O+-ionen in zuiver water is te verklaren met het waterevenwicht. Zuiver water is voor een heel klein deel in ionen gesplitst en vertoont daarom een heel gering geleidingsvermogen. De dissociatie van water verloopt volgens de vergelijking: We noemen dit het waterevenwicht. In zuiver water geldt bij T = 298 K: [H3O+] = [OH -] = 1,0 ´ 10 -7 mol L -1. Het waterevenwicht ligt dus extreem naar links. Dit wijst erop dat H3O+- en OH--ionen zeer gemakkelijk met elkaar reageren. Ze kunnen slechts in zeer lage concentraties naast elkaar voorkomen. De evenwichtsvoorwaarde luidt: De [H2O] mogen we als constant beschouwen, omdat slechts een zeer gering percentage van de moleculen bij de dissociatie is betrokken. De evenwichtsvoorwaarde kunnen we nu omwerken tot: K [H2O]2 = nieuwe constante = Kw = [H3O+][OH-] De evenwichtsconstante Kw noemen we de waterconstante of het ionenproduct van water. De waarde van het ionenproduct is, net als bij 'gewone' evenwichtsconstanten alleen afhankelijk van de temperatuur. Bij T = 298 K: Kw =[H3O+][OH-] = (1,0 ´ 10-7)2 = 1,0 ´ 10-14

Zuur, basisch of neutraal Reacties van ionen gaan altijd razendsnel. Daardoor stelt het waterevenwicht zich in elke waterige oplossing direct in, welke stof we ook in water oplossen. Anders gezegd: In elke waterige oplossing van 298 K is het product van de H3O+- en OH --concentraties altijd 1,0 ´ 10 -14. We onderscheiden zure, basische en neutrale oplossingen op grond van de relatieve H3O+- en OH--concentraties: Zure oplossing: pH 7,0 Bron: McMurry & Fay, Chemistry 1,0 ´ 10-7 [OH-] > 1,0 ´ 10-7 Oplossing Relatieve [H3O+] en [OH-] [H3O+] in mol L-1 pH Zuur [H3O+] > [OH-] > 1,0 ´ 10-7 1,0 ´ 10-7 [OH-] > 1,0 ´ 10-7 1,0 ´ 10-7 7,0 Neutraal [H3O+] = [OH-] 1,0 ´ 10-7 7,0 In onderstaande figuur staan de pH-schaal en de pH waarden van een aantal verschillende oplossingen. Met een pH-meter kunnen we de pH van een oplossing nauwkeurig meten. Minder nauwkeurig, maar snel en goedkoop werkt een pH-papiertje (zie onder de knop 'Zuur-base-indicatoren' van deze paragraaf). pH-schaal en pH-waarden van een aantal oplossingen bij 298 KBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry Uiterste pH-waarden De grenzen van de pH worden bepaald door de oplosbaarheid van sterke zuren en basen. In de praktijk is de maximale molariteit van opgeloste zuren of basen in de orde van 10 M. Dit houdt in dat de maximale concentratie van H3O+- of OH--ionen in de orde van 10 mol L-1 is en de minimale in de orde van 10-15 mol L-1. Ruwweg kan de pH van een oplossing dus waarden aannemen tussen -1 en +15. We hebben meestal te maken met waarden tussen 0 en 14. (Het gebruik van een logaritmische grootheid heeft het voordeel dat er een eenvoudig af te lezen lineaire schaal ontstaat.)

Het begrip pOH Naar analogie van de pH kunnen we de basegraad of pOH definiëren: pOH = - log [OH-] Hoe basischer een oplossing, des te groter is [OH-] en des te lager is de pOH-waarde. Er bestaat een verband tussen de concentratie van H3O+-ionen en die van OH--ionen, en dus ook tussen de zuurgraad en basegraad van oplossingen: Kw =[H3O+][OH-] log Kw = log {[H3O+][OH-]} - log Kw = - log [H3O+] - log [OH-] pKw = pH + pOH Bij 298 K geldt: pKw = - log 1,0 ´ 10-14 = 14, dus pH + pOH = 14. We gebruiken bijna altijd voor alle oplossingen, óók voor basische, de pH-schaal. Dit heeft het voordeel dat we op één getallenschaal kunnen aangegeven of een oplossing zuur, basisch of neutraal is, en bovendien hoe zuur of hoe basisch. pH- en pOH-schaal bij 298 KBron: Petrucci, General Chemistry

Zuur-base-indicatoren Een zuur-base-indicator is een kleurstof die gevoelig is voor de pH van de oplossing. Een zuur-base-indicator is een zwak zuur dat in twee vormen kan voorkomen, elk met een eigen kleur. Door opname of door afstaan van een H+-ion gaat de ene vorm (kleur) over in de andere. Bij verlies van een proton ontstaat de bijbehorende base: HInd = zure vorm van de indicator; Ind- = basische vorm van de indicator. Bij lage pH overheerst de kleur van HInd, bij hoge pH de kleur van Ind-. De kleuromslag van een indicator vindt plaats tussen bepaalde pH-waarden, die voor elke indicator vastliggen en die voor elke indicator anders zijn. Het pH-gebied waarin een indicator van kleur verandert ('omslaat' van kleur) noemen we het omslagtraject van de indicator. De mate waarin de ene kleur de andere overheerst bepaalt de breedte van het omslagtraject. In onderstaande figuur staan de omslagtrajecten van enkele veel gebruikte pH-indicatoren. In BINAS tabel 52A vind je meer indicatoren. Voor elke zuur-base-indicator kan je nagaan en berekenen hoe de kleur van de oplossing, dus de verhouding van de indicator in de zure en de basische vorm, afhangt van de pH (zie onder het tabblad Berekeningen van de paragraaf 'Zuren en basen'). Omslagtraject zuur-base-indicatorenBron: McMurry & Fay, Chemistry Overzicht pH-indicatoren en hun omslagtrajecten Indicatoren passen we toe als papier waaraan de indicatorstof is geadsorbeerd of als oplossing. Een pH-papiertje is een strookje filtreerpapier dat gedrenkt is in een mengsel van verschillende indicatoren. Zo'n universeelindicator kan een scala van kleuren aannemen, afhankelijk van de pH. Door een pH-papiertje te dopen in de te onderzoeken oplossing en de kleur te vergelijken met een bijbehorende kleurschaal, kun je de pH van de oplossing direct aflezen. (a) De kleur van universeelindicator afhankelijk van de pH (b) De kleur van universeelindicator in azijn, sodadrink en ammoniaBron: McMurry & Fay, Chemistry

Zure, basische en neutrale oplossingen De zuurgraad of pH van een zure oplossing wordt bepaald door de concentratie H3O+(aq)-ionen; de basegraad of pOH van een basische oplossing wordt bepaald door de concentratie OH–(aq)-ionen. Een neutrale oplossing bevat precies evenveel H3O+(aq)-ionen als OH–(aq)-ionen. Voor bijna alle oplossingen, ook voor basische, gebruiken we de pH-schaal. Met een zuur-base-indicator kunnen we zure, basische en neutrale oplossingen van elkaar onderscheiden.

Zuurgraad of pH Het begrip zuurgraad is gekoppeld aan een getalwaarde (pH). Teken een getallenlijn met de pH-waarden en de gebieden zuur en basisch  en het punt neutraal: Om de lijn te verduidelijken zet je hierop hierop een aantal pH-waarden van een aantal oplossingen en water bij kamertemperatuur. Begin eenvoudig zoals: Cola, pH = 2-3. Zeepoplossing, pH = 10-11. Zuiver water, pH = 7. Andere voorbeelden: 1M zoutzuur, pH = 0. Zure regen, pH = 4-6. Huishoudammonia, pH = 11-12. 1M natronloog, pH = 14.  Om leerlingen zelf te laten ondervinden wat pH is kunnen ze van een aantal oplossingen met behulp van universeelindicator de pH bepalen. Ook kan een pH-meter worden gebruikt of gedemonstreerd. pH-meter applet De applet kunnen we in verschillende stadia gebruiken. In het begin alleen ter verkenning: sterke en zwakke zuren, zouten. Later te koppelen aan berekeningen: sterke en zwakke zuren, zouten, verdunning. De keuze van het volume is vreemd, immers eerst kies je de molaritet van de oplossing. Dat het volume van de oplossing er dan niet meer toe doet, is wellicht voor veel leerlingen niet vanzelfsprekend. Waterevenwicht Zuiver water heeft een pH van 7,00 bij 25 oC. De H3O+-concentratie in zuiver water is dus niet gelijk aan nul, maar heeft een waarde van 1,0 ´ 10-7 mol L-1. Aangezien het neutraal is, moet de OH--concentratie ook gelijk zijn aan 1.0 ´ 10-7 mol L-1; te verklaren met het waterevenwicht. Belangrijk is om samen met de leerlingen de volgende tabel in te vullen: Oplossing pH [H3O+] [H3O+][OH-] [OH-] pOH Zuur           Neutraal           Basisch           Temperatuursafhankelijkheid waterconstante Aangezien Kw een evenwichtsconstante is, is de waarde ervan afhankelijk van de temperatuur. Bij een hogere temperatuur dan 25 oC neemt de dissociatie van water toe. De pH van zuiver water wordt dan kleiner dan 7, terwijl het toch geen zure oplossing wordt. Neutraal wil dus niet automatisch zeggen dat de pH gelijk is aan 7.  T (oC)  K w   pH van water   0  0,114 . 10-14   7,47 10 0,292 . 10-14 7,27 20 0,681 . 10-14 7,08 25 1,01 . 10-14 7,00 30 1,47 . 10-14 6,92 40 2,92 . 10-14 6,77 50 5,47 . 10-14 6,63 60 9,61 . 10-14 6,51

Significante cijfers bij pH Het aantal significante cijfers in de logaritme van een meetwaarde is anders dan in de meetwaarde zelf. Alleen de cijfers ná de komma geven de nauwkeurigheid aan. Voor p-waarden geldt in het algemeen: Het aantal decimalen in een p-waarde komt overeen met het aantal significante cijfers in de meetwaarde. Deze regel lichten we onder de +knop toe met een lengtevoorbeeld. Twee lengtes zijn, a = 3,4 mm en b = 3,4 km. Het aantal significante cijfers en de relatieve meetonzekerheid zijn in beide waarden gelijk. Als je beide lengtes in dezelfde eenheid schrijft, verandert dat niets aan de meetonzekerheid: a = 3,4 mm en b = 3,4 x 106 mm. Bij b is 106 de orde van grootte; deze zegt niets over de meetnauwkeurigheid. De logaritmes van beide waarden zijn: log a = 0,53 log b = log (3,4 ´ 106) = log 3,4 + log 106 = 0,53 + 6 = 6,53 Het cijfer 6 in de logaritme van b is een exact getal, dat de macht van 10 en dus de orde van grootte aangeeft; het getal 0,53 geeft de waarde en meetnauwkeurigheid van de meetwaarden. Deze regel geldt dus ook voor pH-waarden (andere p-waarden zijn pOH, pKw, pKz en pKb). Meestal geven we bij berekeningen pH-waarden met twee cijfers achter de komma. In de praktijk werken we vaak met één decimaal. Uiteraard moet je niet alleen bij het bepalen van een pH-waarde bij gegeven [H3O+] met deze regel rekening houden, maar ook bij het 'terugrekenen' van de [H3O+] uit een gegeven pH-waarde. Rekenvoorbeeld Bereken de H3O+-concentratie van cola met pH = 2,70. Gegeven: pH = 2,70 Gevraagd: [H3O+] ? Oplossing: [H3O+] = 10-pH [H3O+] = 10-2,70  Op je rekenmachine krijg je als uitkomst: 1,995262315 ´ 10-3. Je schrijft op: [H3O+] = 2,0 ´ 10-3 mol L-1.

Zuur-base-indicatoren Een zuur-base-indicator is een aanwijzer die twee kleuren kan hebben, afhankelijk van de pH. Als de pH verandert van het ene naar het andere gebied, verandert de indicator van kleur. Op Wikipedia vind je een pagina met zuur-base-indicatoren met hun kleuren en kleuromslagen. Klik je op een indicator dan vind je de structuurformule van de indicator en nog vele andere gegevens. Wikipedia Om een indicator simpel inzichtelijk te maken kun je een een lijn tekenen met de pH-waarden van het omslaggebied erop. Geef de omslagkleur aan tussen deze pH-waarden en teken ook de kleur bij een lagere en een hogere pH dan het omslaggebied. De wig van Bjerrum Een handig hulpmiddel om alle kleurschakeringen van een indicator tegelijk te kunnen zien is de Wig van Bjerrum. In NVOX van maart 2004 heeft Dafne de Boer (TOA scheikunde van het Rijnlands Lyceum te Oegstgeest) er een stukje over geschreven, waarin leerlingen de wig gebruiken om het omslagpunt van een titratie gemakkelijker te kunnen zien. Boven-aanzicht Wig van BjerrumBron: NVOX, maart 2004, 125 De wig van Bjerrum bestaat uit een rechthoekig doorzichtig bakje met een diagonaal geplaatst doorzichtig schot dat het bakje verdeelt in twee driehoekige (wigvormige) gescheiden ruimtes A en B. Doe in ruimte A bijvoorbeeld verdund zoutzuur en in ruimte B een natriumhydroxide-oplossing. Voeg aan beide ruimtes dezelfde indicator toe. Van bovenaf bekeken zien we dan in A de kleur van het indicatorzuur en in ruimte B de kleur van de indicatorbase. Als we van opzij kijken zien we van links naar rechts de kleur geleidelijk veranderen tussen de twee uitersten. We zien dus zo precies het hele omslagtraject van de zure naar de basische vorm. Zij-aanzicht Wig van BjerrumBron: NVOX, maart 2004, 125 "Wanneer je bij de eerste titraties een dergelijk bakje voor in het lokaal zet, kunnen de leerlingen zelf bepalen of de kleur in hun erlenmeyer hetzelfde is als de middenkleur in de wig, en zo dus bepalen of er een goede titratie is uitgevoerd. Succes ermee!" Dafne de Boer, "De wig van Bjerrum", NVOX, maart 2004, pag. 125 Misconceptie Een indicator geeft aan of een oplossing zuur, basisch of neutraal is. Dat zou het geval zijn als iedere indicator zijn omslaggebied rond pH = 7 zou hebben (bij 298 K). De tabel bij Vakinhoud laat zien dat dit niet zo is. Het spreken over de zure en de basische vorm van een indicator zou deze misconceptie kunnen versterken.

Sk 12.02 Zuren en basen

Zuren en basen Een zuur is een deeltje dat een H+-ion kan afstaan, een protondonor. Een base is een molecuul of ion dat een H+-ion kan opnemen, een protonacceptor. We onderscheiden sterke en zwakke zuren en basen. Sommige moleculen of ionen zijn amfolyten: ze kunnen als zuur maar ook als base reageren. Een zuur en een base die door overdracht van één proton in elkaar over kunnen gaan noemen we een geconjugeerd zuur-basepaar. Twee geconjugeerde zuur-baseparen, NH4+/NH3 en H2O/OH- Bron: Petrucci, General Chemistry

Zuren Zure stoffen zijn vrijwel altijd oplosbaar in water. Volgens het 'klassieke' zuur-base concept ( Arrhenius-theorie ) is een zuur een stof die in water kan dissociëren onder vorming van H+-ionen, die vervolgens met H2O-moleculen H3O+-ionen vormen. Hiermee is in feite de definitie gegeven van een zuur volgens de meer algemene Brønsted-Lowry theorie : een zuur is een deeltje (molecuul of ion) dat een H+-ion (proton) kan afstaan: een protondonor . Het deeltje dat na het afsplitsen van H+-ionen overblijft noemen we het zuurrestion (of kortweg zuurrest) van het zuur. We onderscheiden sterke en zwakke zuren . Belangrijke zuren In onderstaande tabel vind je de formules, namen en zuurrestionen van enkele belangrijke zuren. Zuur Zuurrestion sterke zuren HCl waterstofchloride Cl- chloride HNO3 salpeterzuur NO3 - nitraat H2SO4 zwavelzuur HSO4 - waterstofsulfaat   SO4 2 - sulfaat zwakke zuren H3PO4 fosforzuur H2PO4 - diwaterstoffosfaat   HPO4 2 - monowaterstoffosfaat   PO4 3 - fosfaat H2CO3 (CO2 + H2O) koolzuur HCO3 - waterstofcarbonaat   CO3 2 - carbonaat H2SO3 (SO2 + H2O) zwaveligzuur HSO3 - waterstofsulfiet   SO3 2 - sulfiet CH3COOH azijnzuur CH3COO- acetaat Er zijn zuren die meer dan één H+-ion per molecuul kunnen afstaan, zoals zwavelzuur en fosforzuur. Dat zijn meerwaardige zuren . Zuren die niet in zuivere vorm voorkomen, maar alleen in lage concentraties in de oplossing, zoals koolzuur en zwaveligzuur, noemen we instabiele zuren . Organische zuren , zoals azijnzuur, zijn protondonors met een koolstofskelet. Ze hebben alle één of meer COOH groepen. Het H-atoom dat aan de COOH groep zit kan als H+-ion aan een watermolecuul worden overgedragen, de overige H-atomen kunnen niet worden afgesplitst. Ook onder organische zuren vinden we meerwaardige zuren. Organische zuren komen uitgebreid aan de orde in het thema 'Koolstofchemie'. In de tabel staan alleen zuren, die bestaan uit neutrale moleculen. Sommige positieve en negatieve ionen kunnen echter ook als zuur reageren.

Sterke en zwakke zuren Sterke zuren in water Een sterk zuur dissocieert volledig in water: alle aanwezige zuurmoleculen hebben hun H+-ion overgedragen op een H2O-molecuul. De reactie is een aflopende reactie. Bijvoorbeeld, het oplossen (en direct reageren) van HCl (waterstofchloride) in water: Een oplossing van HCl in water noemen we zoutzuur . Zoutzuur bevat geen HCl-moleculen meer. De notatie voor zoutzuur is dan ook niet HCl(aq), maar H3O+(aq) + Cl-(aq). Let op: Sterke zuren in water noteren we dus altijd als gehydrateerde ionen. Tussen oxoniumionen en watermoleculen vindt voortdurend protonoverdracht plaats, maar dat levert geen nieuwe deeltjes op: H3O+ staat een H+ af aan een H2O-molecuul, wat een nieuw H2O-molecuul en een nieuw H3O+-ion oplevert. Het zuur H3O+ rekenen we tot de sterke zuren. Zwakke zuren in water Een zwak zuur dissocieert onvolledig: er stelt zich een evenwicht in (het zuur-dissociatie-evenwicht ). In een oplossing van een zwak zuur, bijvoorbeeld azijnzuur, bestaat het volgende evenwicht: Een oplossing van azijnzuur bevat bijna alleen niet gesplitste azijnzuurmoleculen en relatief weinig H3O+- en CH3COO--ionen. De notatie is dan ook CH3COOH(aq). Het H3O+-ion is volgens de theorie van Brønsted-Lowry zelf ook een zuur, omdat het een proton kan afstaan. Dit gebeurt onder andere in de 'terugreactie' van het azijnzuurevenwicht. Volgens deze theorie is een sterk zuur in water een zuur dat sterker is dan het zuur H3O+ en een zwak zuur een zuur dat zwakker is dan H3O+. Splitsing (dissociatie) van sterke en zwakke zurenBron: McMurry & Fay, Chemistry

Zuursterkte Als azijnzuur wordt opgelost in water, stelt zich het volgende evenwicht in: De evenwichtsvoorwaarde voor het zuur-dissociatie evenwicht luidt: Aangezien de hoeveelheid water die nodig is voor de reactie te verwaarlozen is ten opzichte van de totale hoeveelheid water in de oplossing, kunnen we de [H2O] constant stellen. Dan ontstaat: K z  (Engels: Ka, met a van 'acid') noemen we de zuurconstante . Het is een kwantitatieve aanduiding voor de zuursterkte . Hoe zwakker een zuur, des te kleiner is zijn Kz-waarde (het zuur-dissociatie evenwicht ligt sterk naar links). Bij oplossingen van gelijke molariteit is er in een oplossing van een zwakker zuur minder dissociatie dan in een oplossing van een sterker zuur. Bij gelijke molariteit is de pH van een oplossing van een zwakker zuur dus hoger dan die van een sterker zuur. BINAS In BINAS tabel 49 is een groot aantal zuren gerangschikt naar afnemende Kz-waarde (bij 298 K). De 'p-waarde' in de tabel is de - log Kz. 1). Alle sterke zuren zijn in water dus even sterk; ze staan in de tabel boven H3O+.  Zwakke zuren zijn zwakker dan het zuur H3O+. Deze zuren reageren slechts gedeeltelijk met water. Ze staan in de tabel onder H3O+. Tussen de zwakke zuren onderling zijn grote verschillen. De deeltjes helemaal onderaan staan in water nooit H+-ionen af en blijven onveranderd: de sterkte is onbepaald klein (Kz > 1). Alle sterke zuren zijn in water dus even sterk; ze staan in de tabel boven H3O+.  Zwakke zuren zijn zwakker dan het zuur H3O+. Deze zuren reageren slechts gedeeltelijk met water. Ze staan in de tabel onder H3O+. Tussen de zwakke zuren onderling zijn grote verschillen. De deeltjes helemaal onderaan staan in water nooit H+-ionen af en blijven onveranderd: de sterkte is onbepaald klein (Kz De tabel begint met een aantal sterke zuren. Dat zijn zuren die sterker zijn dan het zuur H3O+. Deze zuren reageren volledig met water: de sterkte is onbepaald groot (Kz >> 1). Alle sterke zuren zijn in water dus even sterk; ze staan in de tabel boven H3O+.  Zwakke zuren zijn zwakker dan het zuur H3O+. Deze zuren reageren slechts gedeeltelijk met water. Ze staan in de tabel onder H3O+. Tussen de zwakke zuren onderling zijn grote verschillen. De deeltjes helemaal onderaan staan in water nooit H+-ionen af en blijven onveranderd: de sterkte is onbepaald klein (Kz 1). Alle sterke zuren zijn in water dus even sterk; ze staan in de tabel boven H3O+.  Zwakke zuren zijn zwakker dan het zuur H3O+. Deze zuren reageren slechts gedeeltelijk met water. Ze staan in de tabel onder H3O+. Tussen de zwakke zuren onderling zijn grote verschillen. De deeltjes helemaal onderaan staan in water nooit H+-ionen af en blijven onveranderd: de sterkte is onbepaald klein (Kz > 1). Alle sterke zuren zijn in water dus even sterk; ze staan in de tabel boven H3O+.  Zwakke zuren zijn zwakker dan het zuur H3O+. Deze zuren reageren slechts gedeeltelijk met water. Ze staan in de tabel onder H3O+. Tussen de zwakke zuren onderling zijn grote verschillen. De deeltjes helemaal onderaan staan in water nooit H+-ionen af en blijven onveranderd: de sterkte is onbepaald klein (Kz 1). Alle sterke zuren zijn in water dus even sterk; ze staan in de tabel boven H3O+.  Zwakke zuren zijn zwakker dan het zuur H3O+. Deze zuren reageren slechts gedeeltelijk met water. Ze staan in de tabel onder H3O+. Tussen de zwakke zuren onderling zijn grote verschillen. De deeltjes helemaal onderaan staan in water nooit H+-ionen af en blijven onveranderd: de sterkte is onbepaald klein (Kz 1). Alle sterke zuren zijn in water dus even sterk; ze staan in de tabel boven H3O+.  Zwakke zuren zijn zwakker dan het zuur H3O+. Deze zuren reageren slechts gedeeltelijk met water. Ze staan in de tabel onder H3O+. Tussen de zwakke zuren onderling zijn grote verschillen. De deeltjes helemaal onderaan staan in water nooit H+-ionen af en blijven onveranderd: de sterkte is onbepaald klein (Kz << 10-14). Het H3O+-ion zelf rekenen we ook tot de sterke zuren (Kz = 55,4). NB: Het gaat hier steeds om de zuursterkte van zuren opgelost in water. In een ander oplosmiddel blijft de relatieve sterkte hetzelfde, maar de K-waarden zullen zeker heel anders zijn. Het is mogelijk dat een zwak zuur in water, sterk is in een ander oplosmiddel.

Meerwaardige zuren Zuren die één H+-ion per molecuul kunnen afstaan noemen we eenwaardige zuren (bijvoorbeeld HNO3). Zuren die twee H+-ionen kunnen afstaan noemen we tweewaardige zuren (zoals H2SO4). H3PO4 is een driewaardig zuur. Meerwaardige zuren zullen niet onder alle omstandigheden alle H+-ionen afstaan. Zwavelzuur In het geval van zwavelzuur, een sterk zuur, is de eerste dissociatie volledig. Alle H2SO4-moleculen verliezen tijdens het oplossen een H+-ion. Daarbij ontstaat het ion HSO4- dat een zwak zuur is. De tweede dissociatie is een evenwichtsreactie; het dissociatiepercentage van HSO4- is ongeveer 1% in een 1 M zwavelzuuroplossing. Een zwavelzuuroplossing bevat dus geen H2SO4-moleculen, maar wel HSO4-- en SO42--ionen. Meestal vatten we zwavelzuur op als een volledig sterk zuur. Molecuulmodel van zwavelzuurBron: McMurry & Fay, Chemistry Fosforzuur Bij het driewaardige (zwakke) fosforzuur (H3PO4) verloopt geen van de drie dissociaties volledig: er bestaan drie evenwichtstoestanden in de fosforzuur oplossing. Voor elk van de drie evenwichten geldt een aparte Kz. Uit de zuurconstanten valt af te leiden dat de tweede dissociatie veel moeilijker verloopt dan de eerste. Het tweede waterstofion moet zich tegen de aantrekking van een één-min lading verwijderen. Bovendien verschuift het tweede evenwicht ook nog naar de kant van H2PO4- door de relatief hoge concentratie H3O+-ionen, die in de eerste dissociatie zijn gevormd. Voor het derde evenwicht geldt het voorgaande in sterkere mate. Het gevolg is dat de bijdrage aan de totale [H3O+] door de tweede en derde dissociatie te verwaarlozen is.

Instabiele zuren Instabiele zuren zijn zuren die niet in zuivere vorm voorkomen, maar alleen in lage concentraties in de oplossing. Voorbeelden zijn koolzuur en zwaveligzuur. Koolzuur Het bekendste voorbeeld van een instabiel zuur is koolzuur (H2CO3). In een oplossing van CO2 in water stelt zich het volgende evenwicht in: Dit evenwicht ligt sterk naar links. Dat is de reden waarom koolzuur dikwijls wordt geschreven als (CO2 + H2O). Het gevormde koolzuur is een zwak tweewaardig zuur en reageert met water volgens: Bij optelling van beide reactievergelijkingen ontstaat: Door deze reactie heeft regen in schone lucht een pH van 5,6. Tabel 49 van BINAS bevat de evenwichtsconstante van dit evenwicht, genoemd als Kz van (CO2 + H2O). Molecuulmodel van koolzuur, H2CO3 Bron: McMurry & Fay, Chemistry Zwaveligzuur Bij zwaveldioxide is sprake van soortgelijke evenwichten. In water ontstaat met SO2 een zure oplossing: Zwaveligzuur (H2SO3) is evenals koolzuur instabiel en wordt geschreven als (SO2 + H2O). Zuurvormende oxiden CO2 en SO2 noemen we zuurvormende oxiden. Het zijn zelf geen zuren, maar opgelost in water doen ze H3O+-ionen ontstaan en verlagen ze de pH.

Ionen als zuren Sommige positieve en negatieve ionen, zoals bijvoorbeeld NH4+ en HSO4-, kunnen ook als zuur reageren. En sommige gehydrateerde metaalionen, zoals bijvoorbeeld Fe(H2O)63+, gedragen zich ook als zwakke zuren. Dit betekent dat bij het oplossen van een zout in water een zure oplossing kan ontstaan. Zure zoutoplossing: AlCl3 in water Bij het oplossen splitst het zout in ionen: Cl--ionen reageren niet met water (Cl- is het zuurrestion afgeleid van een sterk zuur). De gebruikelijke notatie Al3+(aq) betekent 'omringd door een aantal watermoleculen': Al3+(aq) = Al(H2O)63+. De gehydrateerde aluminiumionen gedragen zich als zuur. Een gehydrateerd aluminiumion is een zwak zuurBron: Petrucci, General Chemistry De zuurstofatomen van de watermoleculen zijn naar het aluminiumion gericht en de waterstofatomen steken naar buiten. Door de positieve lading in het centrum van het complexe ion worden de H-atomen iets afgestoten: ze laten gemakkelijker los dan bij vrije watermoleculen. NB: Een complex ion bestaat uit een centraal metaalion (hier: aluminiumion) met daaromheen een aantal omhullende deeltjes (hier: watermoleculen). Extra polarisatie van een watermolecuul door een hooggeladen metaalionBron: Brady & Senese, Chemistry Een van de omhullende watermoleculen kan een waterstofion afstaan aan een vrij watermolecuul. Er ontstaat dan een OH--ion in het complex, waarvan de plus-lading met één afneemt. Deze reactie is de oorzaak van de lage pH van aluminiumzouten in oplossing. Gehydrateerde metaalionen In beginsel vertonen alle gehydrateerde metaalionen in water dit verschijnsel. Bij de ionen van de groepen 1 en 2, de alkali- en aardalkalimetalen, is het echter niet waarneembaar: deze ionen hebben dus geen invloed op de pH van een oplossing. Oplossingen van bijvoorbeeld KNO3 of CaCl2 reageren dus neutraal. Alleen bij hooggeladen metaalionen is dit verschijnsel waarneembaar. In tabel 49 van BINAS staat een aantal voorbeelden van dit soort gehydrateerde metaalionen. Een ijzer(III)chloride-oplossing reageert zuurBron: Petrucci, General Chemistry

Basen Een basische oplossing wordt gekenmerkt door OH--ionen. Volgens de Arrhenius theorie is een base een stof die in water kan dissociëren onder vorming van OH--ionen. Met deze theorie is echter het basisch karakter van stoffen die geen OH-groepen bevatten niet te verklaren. Een base kun je opvatten als een soort 'antizuur'. Een stof of een oplossing is basisch als het een zure oplossing kan ontzuren. Anders gezegd: een basische stof bestaat uit deeltjes die H+-ionen kunnen binden. Hiermee is de definitie gegeven van een base volgens de meer algemene Brønsted-Lowry theorie : een base is een deeltje (molecuul of ion) dat een proton kan opnemen, een protonacceptor. Het OH--ion is volgens deze theorie zelf ook een base. Net als bij zuren onderscheiden we sterke en zwakke basen . Belangrijke basen In onderstaande tabel staan de namen en formules van vier belangrijke basen, twee sterke en twee zwakke basen. Ammoniak is een moleculaire stof, de hydroxiden, oxiden en carbonaten zijn zouten. Naam Formule sterke basen hydroxide-ion OH– oxide-ion O2– zwakke basen ammoniak NH3 carbonaation CO3 2– Het gas ammoniak is goed oplosbaar in water. Op enkele uitzonderingen na, zijn hydroxiden, oxiden en carbonaten echter onoplosbaar in water (zie BINAS tabel 45A). In water slecht oplosbare hydroxiden, oxiden en carbonaten zijn basische stoffen, ze hebben een ontzurende werking. Ze leveren echter met water geen basische oplossingen (zie de paragraaf 'Reacties tussen zuren en basen'). Er bestaan nog talrijke andere basen, waaronder bijvoorbeeld alle zuurrestionen van zwakke zuren (zoals fosfaat, acetaat, enzovoort). In de organische chemie en de biochemie spelen vooral organische basen een belangrijke rol. Bekend zijn de aminen.

Sterke basen Een sterke base is een base die volledig met water reageert onder vorming van OH--ionen. Volgens de theorie van Brønsted-Lowry is een base sterk in water als hij sterker is dan de base OH-. Er zijn maar weinig sterke basen in water: O2- is de belangrijkste. Het OH--ion rekenen we ook tot de sterke basen. Hydroxide-ion Hoe OH--ionen in de oplossing komen bij het oplossen van hydroxiden, zoals NaOH, is vanzelfsprekend. Het zout splitst in water volledig in ionen: Een oplossing van NaOH in water noemen we natronloog. Notatie: Na+(aq) + OH-(aq). Tussen gehydrateerde hyroxide-ionen en watermoleculen vindt voortdurend protonoverdracht plaats, maar dat levert geen nieuwe deeltjes op: Oxide-ion Andere basen vormen in water OH--ionen door een reactie met water. Per definitie is een base een deeltje dat een H+-ion kan opnemen. In water neemt de base een H+-ion op van een H2O-molecuul, waardoor een OH--ion overblijft. De volgende reactievergelijking verduidelijkt dit voor de base O2-, aanwezig in natriumoxide: Het O2--ion fungeert als base. Het is een sterke base die nooit vrij in water voorkomt en direct een H+-ion onttrekt aan een H2O-molecuul. Van het watermolecuul blijft OH- over en het oxide-ion gaat zelf ook over in OH-. Het watermolecuul fungeert hier dus als zuur! Onder de knop 'Amfolyten' van deze paragraaf komen we hier op terug.

Zwakke basen Een zwakke base reageert slechts gedeeltelijk met water onder vorming van OH--ionen. De reactie is een evenwichtsreactie. Het watermolecuul fungeert hier dus als zuur! Onder de knop 'Amfolyten' van deze paragraaf komen we hier op terug. Het OH--ion is volgens de theorie van Brønsted-Lowry zelf ook een base. Het neemt een H+-ion op in de 'terugreactie' van het evenwicht. Volgens deze theorie is een zwakke base in water een base die zwakker is dan de base OH-.  Hieronder staan enkele voorbeelden van zwakke basen in water. Ammoniak In een oplossing van ammoniak, bestaat het volgende evenwicht: Het stikstofatoom van het NH3-molecuul heeft nog een vrij elektronenpaar, waar het H+-ion aan kan binden. De evenwichtsreactie van ammoniak met waterBron: McMurry & Fay, Chemistry Uit metingen blijkt dat in een 0,1 M ammoniakoplossing slechts ongeveer 1% van de opgeloste ammoniakmoleculen hebben gereageerd. Een oplossing van NH3 in water noemen we ammonia . De juiste chemische notatie voor ammonia is: NH3(aq). Aminen Aminen kan je afgeleid denken van ammoniak waarin tenminste één H-atoom is vervangen door een restgroep uit de koolstofchemie. Een voorbeeld is methylamine (CH3NH2). Aminen zijn organische basen; ze zijn allen zwak: Carbonaat Een oplosbaar carbonaat vormt ook een basische oplossing, omdat het carbonaation een zwakke base is. Carbonaat is het zuurrestion van het zwakke zuur H2CO3. Een voorbeeld is Na2CO3 in water: NB: De Na+-ionen hebben geen invloed op de zuurgraad van de oplossing. Zuurrestionen van zwakke zuren Oplossingen van alle zouten waarvan het zuurrestion is afgeleid van een zwak zuur zijn basisch. Zuurrestionen van zwakke zuren reageren op dezelfde wijze als carbonaat. Bijvoorbeeld acetaat:

Basesterkte Analoog aan de zuursterkte van een zuur spreken we van de basesterkte van een base. Deze wordt bepaald door de baseconstante Kb  van de base. Voor de base NH3 geldt: Hoe zwakker een base, des te kleiner is zijn Kb-waarde (het evenwicht van de reactie met water ligt sterk naar links). Bij gelijke molariteit levert een zwakkere base minder OH- dan een sterkere base. Bij gelijke molariteit is de pH van een oplossing van een zwakkere base dus lager dan die van een sterkere base. BINAS In BINAS tabel 49 staat een groot aantal basen, gerangschikt naar opklimmende Kb-waarde (pKb = - log Kb). Hoe groter de waarde van Kb des te sterker de base. 1). Alle basen die boven OH– staan, noemen we zwak. Zwakke basen reageren slechts gedeeltelijk met water (evenwichtsreactie). Tussen de zwakke basen onderling zijn grote verschillen. De tabel begint met een aantal basen die zwakker zijn dan de base water. In water zullen ze nooit H+-ionen opnemen en blijven onveranderd. Ze genereren géén basische oplossing. Het OH--ion zelf rekenen we ook tot de sterke basen (Kb = 55,4). > 1). Alle basen die boven OH– staan, noemen we zwak. Zwakke basen reageren slechts gedeeltelijk met water (evenwichtsreactie). Tussen de zwakke basen onderling zijn grote verschillen. De tabel begint met een aantal basen die zwakker zijn dan de base water. In water zullen ze nooit H+-ionen opnemen en blijven onveranderd. Ze genereren géén basische oplossing. Het OH--ion zelf rekenen we ook tot de sterke basen (Kb = 55,4). Helemaal onderaan de tabel staan enkele sterke basen. Dat zijn basen die sterker zijn dan de base OH-. Deze basen reageren volledig met water (aflopende reactie): de sterkte is onbepaald groot (Kb >> 1). Alle basen die boven OH– staan, noemen we zwak. Zwakke basen reageren slechts gedeeltelijk met water (evenwichtsreactie). Tussen de zwakke basen onderling zijn grote verschillen. De tabel begint met een aantal basen die zwakker zijn dan de base water. In water zullen ze nooit H+-ionen opnemen en blijven onveranderd. Ze genereren géén basische oplossing. Het OH--ion zelf rekenen we ook tot de sterke basen (Kb = 55,4).

Amfolyten Behalve deeltjes die zich als zuur of als base gedragen, zijn er ook deeltjes die beide functies kunnen vervullen. Het bekendste voorbeeld is een watermolecuul. Een watermolecuul kan als protondonor optreden, maar ook als protonacceptor. Lossen we een zuur op in water, dan gedraagt H2O zich als base (protonacceptor). En als we er een base in oplossen, dan gedraagt H2O zich als zuur (protondonor). Water is een amfolyt : een deeltje dat als zuur én als base kan reageren. Het gedrag van water hangt dus af van de andere deeltjes in de oplossing. Andere voorbeelden van amfolyten zijn de ionen HCO3– en HSO3-. In BINAS tabel 49 vind je deze anionen en water dan ook zowel bij de zuren als bij de basen. Zoutoplossing met amfolyte ionen: NaHSO3 in water In een oplossing van NaHSO3 in water bevinden zich Na+- en HSO3--ionen. Natrium staat in groep 1: gehydrateerde natriumionen zullen geen protonen afstaan aan watermoleculen (zie 'Ionen als zuren' onder de knop 'Zuren' van deze paragraaf). Het HSO3--ion is een amfolyt en kan op twee manieren met water reageren (zie BINAS tabel 49): De zuurconstante van HSO3- is groter dan de baseconstante, dan is het zuurevenwicht bepalend voor de reactie van HSO3- met water: de oplossing is zuur. Op dezelfde manier is gemakkelijk in te zien dat een oplossing van natriumwaterstofcarbonaat in water basisch zal zijn: de Kb van HCO3- is groter dan de Kz van HCO3-.

Geconjugeerd zuur-basepaar In een oplossing van een zwak zuur (HZ) in water bestaat het volgende evenwicht: Z- ontstaat als het zuur HZ een proton afstaat. In de 'terugreactie' kan Z- een proton opnemen. Dus is het zuurrestion van een zwak zuur (Z-) zelf weer een base. We noemen Z- de geconjugeerde base van het zuur HZ. Evenzo is HZ het geconjugeerde zuur van de base Z-. HZ en Z- vormen een geconjugeerd zuur-basepaar. Geconjugeerd betekent gekoppeld, hier in de betekenis van 'bij elkaar horend', ook wel 'zuur-base koppel' genoemd. Een geconjugeerd zuur-basepaar bestaat dus uit een zuur en een base die door overdracht van één proton in elkaar over kunnen gaan. H2O is de geconjugeerde base van het zuur H3O+; ze vormen een geconjugeerd zuur-basepaar. Een redenering, zoals hierboven voor zwakke zuren, geldt ook voor zwakke basen. In een oplossing van een zwakke base (bijvoorbeeld NH3) bestaat het volgende evenwicht: NH4+ is het geconjugeerde zuur van de base NH3 en H2O is het geconjugeerde zuur van de base OH-. In BINAS tabel 49 zijn naast de zuren de geconjugeerde basen vermeld. De tabel laat zien wat het verband is tussen de sterkte van een zuur en de sterkte van z'n geconjugeerde base. Algemeen geldt:

Verband tussen Kz en Kb In BINAS tabel 49 zijn naast de zuren de geconjugeerde basen vermeld. De tabel laat zien wat het verband is tussen de sterkte van een zuur en de sterkte van z'n geconjugeerde base: Een sterk zuur heeft een uiterst zwakke geconjugeerde base (deze base reageert niet met water!); hoe zwakker het zuur, des te sterker is de geconjugeerde base. Een sterke base heeft een uiterst zwak geconjugeerd zuur (dit zuur reageert niet als zodanig met water!); hoe zwakker de base, des te sterker is het geconjugeerde zuur. Voor het verband tussen de zuursterkte van een zwak zuur en de basesterkte van zijn geconjugeerde base geldt: pKz + pKb = pKw = 14 (Voor de theoretische afleiding van deze betrekking zie het tabblad 'Berekeningen' van deze paragraaf.) Verband tussen zuursterkte en basesterkte van geconjugeerde zuur-base-parenBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Lewiszuren en -basen We hebben eerder in dit hoofdstuk twee definities voor zuren en basen gegeven. De definitie volgens Arrhenius bleek te beperkt, omdat deze alleen voor oplossingen in water geldt. Daarom hebben we de meer algemene Brønsted-Lowry definitie gebruikt. Maar er is nog een derde definitie volgens Lewis die zelfs nog algemener is: een Lewiszuur is een acceptor van een vrij elektronenpaar (elektronenpaar-acceptor) en een Lewisbase is een donor van een vrij elektronenpaar (elektronenpaar-donor). Met andere woorden: een Lewiszuur heeft een lege valentie-orbitaal die het kan gebruiken om een elektronenpaar te accepteren van een deeltje met een vrij elektronenpaar (Lewisbase). Alle zuren en basen uit de vorige definities vallen dus onder de definitie van Lewis. Een eenvoudig voorbeeld is de reactie tussen NH3 en H+: het stikstofatoom van het NH3-molecuul heeft nog een vrij elektronenpaar, waar een H+-ion aan kan binden. Het grote voordeel van de definitie van Lewis is echter dat deze niet alleen beperkt blijft tot protonen (H+). Ook andere positief geladen ionen en neutrale moleculen met lege valentie-orbitalen kunnen een vrij elektronenpaar van een Lewisbase accepteren. Meestal gebruiken we de termen Lewiszuur en Lewisbase alleen voor systemen waarin geen zuur waterstofatoom voorkomt. Positief geladen Lewiszuren De meest voorkomende voorbeelden van positief geladen Lewiszuren zijn metaalionen, zoals Al3+ en Cu2+. Hydratatie van het Al3+ ion is bijvoorbeeld een zuur-basereactie waarin elk van de zes H2O moleculen een elektronenpaar doneert aan het Al3+ ion onder vorming van het gehydrateerde ion Al(H2O)63+. Op dezelfde manier is de reactie van het Cu2+ ion met ammoniak een zuur-basereactie waarin elk van de vier NH3 moleculen een elektronenpaar doneert aan Cu2+ onder vorming van het diepblauwe ion Cu(NH3)42+. De vorming van overgangsmetaalcomplexen kunnen we dus ook beschrijven als een zuur-basereactie. Het is de reactie tussen een overgangsmetaalion (het Lewiszuur) en een of meer liganden die elk een vrij elektronenpaar hebben (de Lewisbasen). Neutrale Lewiszuren Voorbeelden van neutrale Lewiszuren zijn de halogeniden van de elementen uit groep 13 van het periodiek systeem, zoals BF3 en AlCl3. BF3 is bijvoorbeeld een sterk Lewiszuur, omdat boor in deze verbinding slechts omringd is door zes valentie-elektronen. Het booratoom gebruikt drie sp2 hybride-orbitalen om de drie fluoratomen te binden. De lege 2p valentie-orbitaal kan een vrij elektronenpaar accepteren van een Lewisbase, zoals bijvoorbeeld NH3, om het octet compleet te maken. Reactie van het Lewiszuur BF3 met de Lewisbase NH3 Bron: McMurry & Fay, Chemistry Animatie Lewis-zuur-base-reacties

Zuren en basen Een zuur is een deeltje dat een H+-ion kan afstaan, een protondonor. Een base is een molecuul of ion dat een H+-ion kan opnemen, een protonacceptor. We onderscheiden sterke en zwakke zuren en basen. Sommige moleculen of ionen zijn amfolyten: ze kunnen als zuur maar ook als base reageren. Een zuur en een base die door overdracht van één proton in elkaar over kunnen gaan noemen we een geconjugeerd zuur-basepaar.

Zuren in water Leerlingen hebben veel houvast aan de volgende definitie: Een zuur is een deeltje dat een H+ kan afstaan. Dus niet beginnen met Brønsted, maar eerst Arrhenius. Dit kun je makkelijk laten zien aan de hand van zoutzuur (waterstofchloride in water): VWO-ers moeten dit wat moeilijker doen, maar na bovenstaand voorbeeld snappen ze in ieder geval de definitie: In deze vergelijking kun je wel fijn de overdracht van H+ laten zien m.b.v. een pijl. Wat is nu precies H+? Verder is het aardig om ook eens te kijken naar wat een H+ nu eigenlijk voorstelt. Een waterstofatoom bestaat uit een kern en een elektronenwolk. Het atoomnummer van H is 1. In de kern zit 1 proton en eromheen 'vliegt' dus 1 elektron. Waterstof heeft geen neutronen, immers de atoommassa is 1. Als je van een waterstofatoom (H) een waterstofion (H+) wilt maken, moet je van het waterstofatoom één elektron af halen. Je houdt dan over…. een kern met één proton! Vandaar dat er bij zuren en basen ook vaak gesproken wordt over protonoverdracht. H+ is erg reactief en 'plakt' meteen aan water vast tot het oxoniumion. NB: plakken is niet het juiste woord; de H+ 'springt' snel van het ene watermolecuul naar het andere. Deeltje versus stof Zuur kun je definieren als een deeltje, maar uiteindelijk gaat het om stoffen. Wijs op micro/macro. Heel veel aanvullende informatie is te vinden op: http://www.chemtutor.com/acid.htm

Sterke en zwakke zuren Sterke zuren in water Je kunt sterke zuren en zwakke zuren op meerder manieren aan de man brengen. Vaak is het zinvol om het ook op meerdere (wellicht overlappende) manieren te laten zien. Als je een sterk zuur in water doet, reageert het volledig. Dat wil zeggen: alle zure deeltjes staan hun H+ af. De eerste zeven zuren in BINAS tabel 49 zijn sterke zuren. Als je deze in water doet, staan ze allemaal hun H+ af. Zwavelzuur is een beetje lastig. Meestal doen we alsof dit zuur twee H+ volledig afstaat, maar eigenlijk is dat niet zo. HSO4- is een zwak zuur. Je moet de namen van deze zuren leren, anders weet je nog niet over welk zuur het gaat. Overigens staan een heleboel namen in BINAS tabel 66A. De splitsing van een zuur in water kun je beschouwen als een evenwichtsreactie. Er ontstaat immers een base als het zuur een H+ afstaat en die base is in staat om weer een H+ op te nemen, zodat je weer terug bent bij af! Voor een sterk zuur kun je echter zeggen dat dit evenwicht nagenoeg volledig rechts ligt. De gevormde base die ontstaat uit een sterk zuur  na H+-afgifte, is zo zwak, dat ie eigenlijk niet als base werkt. NB: Op HAVO hoeven de leerlingen geen onderscheid te kennen tussen sterke en zwakke zuren. Daar worden alle zuren als sterk behandeld. Je kunt ervoor kiezen om het toch te behandelen. Immers, evenwichten hebben ze gehad en er zijn leerlingen die door willen stromen naar technische opleidingen of VWO. In feite werk je op bovenstaande manier met de Arrheniustheorie. De meeste VWO-beschrijvingen gebruiken de Brönstedtheorie. Bedenk goed wanneer je die overstap maakt. Zwakke zuren in water Het beste kun je hier aansluiten bij uitleg c: de splitsing is een evenwichtsreactie. Afhankelijk van de sterkte van het zuur ligt het evenwicht meer rechts of links. Voor een 'sterk' zwak zuur ligt het evenwicht meer rechts en zullen relatief veel deeltjes hun H+ afgestaan hebben. Voor een 'zwak' zwak zuur ligt het evenwicht meer links en zullen weinig deeltjes hun H+ afstaan. Je kunt het vaak niet meteen met ze doorrekenen, maar het is heel verhelderend om het ionisatiepercentage van een zwak zuur door te rekenen. Voor 0,1 M azijnzuur ligt dat bijvoorbeeld op 1,3%. Bijna niets dus! Zie onder het tabblad 'Berekeningen'. Tip: Bij pH-berekeningen kun je de x in de noemer verwaarlozen vanaf zuren die zwakker zijn dan HF, mits ze niet al te veel verdund zijn. Dat scheelt een hoop gereken met vierkantsvergelijkingen! Als norm kun je hanteren: de splitsing is te verwaarlozen als Kz/Mz Tip: Bij pH-berekeningen kun je de x in de noemer verwaarlozen vanaf zuren die zwakker zijn dan HF, mits ze niet al te veel verdund zijn. Dat scheelt een hoop gereken met vierkantsvergelijkingen! Als norm kun je hanteren: de splitsing is te verwaarlozen als Kz/Mz < 10-2. Voetbalanalogon Voor het uitleggen van de begrippen zwak zuur en zwakke base kunnen we een vergelijking maken met voetbalspelers. Hierin is de voetbal het H+-ion en een zuur is de speler die de bal bezit. Een goede speler is een sterk zuur en een speler die nog niet zo goed kan voetballen is een zwak zuur. De goede speler kan met gemak de bal doorgeven aan een andere speler, terwijl een mindere, zwakkere speler daar meer moeite mee heeft. Op een voetbalveld staan ook spelers die de bal graag willen hebben, dit zijn de sterke basen. Er zijn uiteraard ook spelers die minder blij zijn met de bal, de zwakke basen. Samengevat is een speler met balbezit een zuur en een speler zonder de bal een base. De sterkte van de aanvaller of verdediger maakt of de speler de bal makkelijk kwijtraakt. Wanneer een zwakke aanvaller tegenover een sterke verdediger komt te staan, zal hij de bal verliezen. Ook de dynamiek in een oplossing kun je met dit analogon toelichten. In een oplossing van een sterk zuur hebben we te doen met goede aanvallers (H3O+-ionen) en zwakke verdedigers (hoofdzakelijk H2O-moleculen). Deze goede aanvallers spelen voortdurend de bal af, de verdedigers krijgen de bal en worden op dat monent goede aanvallers en spelen de bal ook weer door. Ook het waterevenwicht is op deze manier toe te lichten: een zwakke aanvaller (H2O) en een zwakke verdediger (H2O) komen maar moeilijk tot overdracht van de bal. Als het eenmaal is gelukt, zijn ze zelf respectievelijk een goede verdediger (OH-) en een goede aanvaller (H3O+) geworden, waarna er een snelle baltransfer zal plaatsvinden. LiteratuurT. Silverstein, Weak vs Strong Acids en bases: the Football Anology, J. Chem Ed. (Vol. 77), 849 (2000). Let wel: het gaat hier over American football! Applets / Animaties Applet van een sterk zuur (HCl) in water (reactie met water tot H3O+): http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/animations/HCl(aq).html Wat is het verschil tussen een sterk zuur en een zwak zuur? http://www.aljevragen.nl/sk/zuurbase/ZRN146.html http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/acid13.swf) Applet van een zwak zuur, azijnzuur (met meteen een uitleg over geconjugeerd): http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/animations/aceticeq.html

Instabiele en organische zuren Instabiele zuren De instabiele zuren staan er gewoon bij in tabel 49. Je moet leerlingen in het begin helpen om ze te vinden in de tabel. Organische zuren Een misconceptie is dat leerlingen denken dat azijnzuur (CH3COOH) vier H's kan afstaan. Een zuur is immers een deeltje dat een H+ kan afstaan. Het is lastig uit te leggen dat er maar één zure H in azijnzuur zit, namelijk die van de zuurgroep. Het lijkt voor leerlingen abacadabra waarom de ene H wel afgestoten wordt (ook al komt ie uit een zuurgroep) en de andere H niet.

Het zuur H3O+ Voor de evenwichtsreactie tussen het zuur H3O+ en de base H2O luidt de 'Kz-formule': Conclusie 1) > 1) H3O+ is een sterk zuur (Kz >> 1) NB: Als gegeven is dat water bij 20 oC een dichtheid heeft van 0,998 kg dm-3 dan is

Basen in water Bij bijna alle zuren zie je in het zuur zelf de H+ als het ware al zitten. Die H+ komt vrij bij oplossen en reageren van het zuur met water. Daarom bevatten alle zure oplossingen relatief veel H+(aq). De moeilijkheid bij basen is dat je bijna nooit de OH- (kenmerkend voor een basische oplossing) in de base zelf kunt zien zitten (behalve bij hydroxiden). De meeste basen 'zitten verpakt' in zouten, die we eerst moeten oplossen in water om zich te kunnen manifesteren als base. Door de reactie met water vormen zich pas de OH--ionen. De OH--ionen in een basische oplossing zijn dus meestal afkomstig van water en niet van de base zelf! Het is dus van belang dat leerlingen de basen snel herkennen in een zout. Oefenen met zouten en oplossingen daarvan, gecombineerd met BINAS tabel 49 is daarom belangrijk. Geef in dit stadium nog geen voorbeelden van extreem zwakke basen (afgeleid van een sterk zuur). Vraag hoe de OH--ionen ontstaan en vraag de formule van het deeltje dat ontstaat als de base gereageerd heeft met water. Zo kun je de reactievergelijking afleiden. Ga in dit stadium nog niet in op sterk of zwak. Misconcepties Omdat de leerling bij de eerste behandeling van dit onderwerp nog nooit gehoord heeft van een base zal het antwoord op de vraag wat de tegenhanger is van een zure stof, een zoete stof zijn. Deze fout maken ze gelukkig nooit meer na de introductie van de term base. Zouten zijn niet zuur of basisch: alle zouten reageren in oplossing neutraal (behalve de oplosbare hydroxiden).

Sterke en zwakke basen Sterke basen in water Wijs op BINAS tabel 49, waarin de de laatste vijf basen sterk zijn in water. Behalve het OH--ion komen we meestal alleen het O2--ion tegen als sterke base. Dat betent dus dat dit ion niet in water kan bestaan; het reageert aflopend met water tot hydroxide-ionen. Doe ook eens enkele oefeningen met de andere sterke basen. De leerlingen maken dan kennis met voor hun onbekende zouten, zoals ethoxiden, amiden en hydriden. Los deze zouten (op papier) op in water en leid de reactievergelijkingen af. Zoals in de Vakinhoud al is opgemerkt, gebruiken we voor de kwestie sterk/zwak meestal de theorie van Brønsted-Lowry, waarin de base al dan niet goed reageert met water. Toch zie je soms nog het gebruik van de Arrhenius-theorie, waarin we alleen letten op de zogenaamde splitsing van de base met OH- als resultaat. Volgens deze theorie zijn NaOH en KOH sterke basen, omdat ze in water volledig splitsen in ionen, waarbij er geen KOH of NaOH overblijft. Ca(OH)2 en NH3 zijn zwakke basen omdat ze, in water gebracht, niet de maximale hoeveelheid OH- opleveren; er blijft al gauw Ca(OH)2 en NH3(aq) over dat niet oplost respectievelijk reageert. Zwakke basen in water Evenals bij de zwakke zuren is de reactie van de base met water nu een evenwichtsreactie. Dit evenwicht ligt meestal behoorlijk aan de linkerkant. Zwakke basen worden altijd ongeioniseerd opgeschreven, bijvoorbeeld NH3(aq). Veruit de meeste opgeloste ammoniakmoleculen hebben niet met water gereageerd, dus deze notatie stemt beter overeen dan de notatie met ionen: NH4+(aq) + OH–(aq). Bovendien kun je dan in één opslag zien dat je te maken hebt met een zwakke base. Omdat het een evenwichtsreactie is, hangt het percentage van de base-deeltjes die met water hebben gereageerd niet alleen af van de basesterkte, maar ook van de verdunning. Hoe meer verdund, hoe meer het evenwicht naar rechts ligt, hoe groter dat percentage. Zie ook onder het tabblad Berekeningen. Vaak vergelijken we de sterkte van twee basen. Met behulp van BINAS concluderen we dat de ene sterker is dan de andere. Soms denken leerlingen dan dat de sterkste van die twee een sterke base is. Wijs erop dat alle basen zwakker dan OH- per definitie zwakke basen zijn. Het sulfaation als base Onder bovenstaande titel staat in NVOX (november 2002, blz. 472) een artikel van Ton Umans (Christelijk Gymnasium Sorghvliet, Den Haag)."Oplossingen van natrium- en kaliumsulfaat worden gewoonlijk als 'neutraal' (pH = 7,0) beschouwd, evenals overeenkomstige nitraten en chloriden. De plaats van het SO42--ion ten opzichte van de ionen Cl- en NO3- in de BINAS-tabel 'Zuur en baseconstanten' (tabel 49) wijst echter op een (zwak) basisch karakter. Terwijl dit met pH-metingen moeilijk te verifiëren valt, is de ontzurende, dus basische werking van sulfaationen met de hier beschreven proeven wel aan te tonen. Bovendien vormen deze experimenten leerzame voorbeelden van evenwichtsverschuivingen." Demonstraties Benodigde oplossingen: 0,01 M zwavelzuur, 0,05 M zoutzuur (of salpeterzuur), 0,5 M natriumsulfaat, 0,1 M natriumwaterstofsulfaat, 0,1 M natriumchloride (of natriumnitraat), oplossing in ethanol (ca. 70%) van thymolblauw (0,1%). Demonstratie 1: Voeg enkele druppels van de thymolblauwoplossing toe aan 20 ml zwavelzuur en deel het rode mengsel in tweeën. Doe 10 ml van de natriumsulfaatoplossing bij de ene helft en 10 ml van de natriumchlorideoplossing of water als blanco bij de andere helft. Demonstratie 2: Als demonstratie 1, met de natriumwaterstofsulfaatoplossing in plaats van zwavelzuur. Demonstratie 3: Als demonstratie 1, met zoutzuur (of salpeterzuur) in plaats van zwavelzuur. "Steeds volgt uit de kleurverandering (van rood naar geeloranje) dat de H3O+-concentratie afneemt en de pH dus toeneemt. Met als conclusie: de sulfaationen werken ontzurend."

De base OH- Voor de evenwichtsreactie tussen de base OH- en het zuur H2O luidt de 'Kb-formule': 1) > 1) Conclusie OH- is een sterke base (Kb >> 1) NB: Als gegeven is dat water bij 20o C een dichtheid heeft van 0,998 kg dm-3 dan is

Amfolyten Amfolyten staan in BINAS tabel 49 in beide kolommen. Dat maakt het moeilijk en verwarrend voor leerlingen. Geef vanuit de tabel een aantal voorbeelden van andere amfolyten en beschrijf welke twee evenwichten zich kunnen instellen in water. Om erachter te komen of de oplossing zuur of basisch zal zijn, moeten leerlingen de plaats in de zuur-basetabel goed kunnen interpreteren of ze moeten de grootte van de zuurconstante en de baseconstante met elkaar vergelijken en de juiste conclusie trekken. Water Water komen we in dit hoofdstuk al snel tegen als base (in de reactie met een zuur) en als zuur (in de reactie met een base). Water is dus een bekende amfolyt. H2O is als zuur even sterk dan als base: de waarde van de Kz is gelijk aan de waarde van de Kb. Reactievergelijking waaruit we Kz en Kb afleiden:

Geconjugeerd zuur-basepaar "Zijn er dan ook niet-geconjugeerde zuur-baseparen, mevrouw?"Een zuur heeft een geconjugeerde base, maar dat is verder een gewone base. Datzelfde zuur kun je een geconjugeerd zuur noemen, namelijk van die specifieke base. Kortom, het woord 'geconjugeerd' zelf is moeilijk en het gebruik ervan ook. Maak daarom veel oefeningen, te beginnen met de zuur-basetabel uit BINAS en daarna in de reacties van zuren en basen met water. Misschien is het gemakkelijker als we het over een zuur-basekoppel hebben in plaats van geconjugeerd zuur-basepaar. Reactie met water In de reactie van een zuur of een base met water is het ontstaan van de geconjugeerde base of zuur gemakkelijk te zien. We komen dan tegelijk het verschijnsel tegen dat water zowel als zuur dan als base kan optreden. Water is een amfolyt. Verwijs naar de plaats van water in de BINAS-tabel. Twee zuur-basekoppels De volgende stap is het inzicht dat een zuur bij reactie altijd met een base reageert en er een nieuwe base en een nieuw zuur ontstaan. Zodoende hebben we altijd met twee zuur-basekoppels tegelijk te doen (zie 'Protonoverdracht' in de Vakinhoud van de paragraaf 'Reacties tussen zuren en basen'). Misconceptie De geconjugeerde base van een zuur dat meerdere H+-ionen kan afstaan, is het zuurrestion (het ion dat overblijft als alle H+-ionen zijn afgestaan). Bijvoorbeeld: PO43- is de geconjugeerde base van H3PO4.

Zuren en basen Een zuur is een deeltje dat een H+-ion kan afstaan, een protondonor. Een base is een molecuul of ion dat een H+-ion kan opnemen, een protonacceptor. We onderscheiden sterke en zwakke zuren en basen. Sommige moleculen of ionen zijn amfolyten: ze kunnen als zuur maar ook als base reageren. Een zuur en een base die door overdracht van één proton in elkaar over kunnen gaan noemen we een geconjugeerd zuur-basepaar. Berekeningen Maak een keuze uit het rechtermenu.

pH van zure oplossingen De pH van oplossingen van sterke zuren kunnen we eenvoudig berekenen uit de hoeveelheid opgeloste stof. Sterke zuren reageren immers aflopend met water. De pH van oplossingen van zwakke zuren wordt bepaald door twee factoren: de hoeveelheid opgeloste stof; de zuursterkte van de opgeloste stof. Zwakke zuren reageren slechts gedeeltelijk met water. De reactie is een evenwichtsreactie. De berekening van de pH moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen. Omgekeerd kunnen we uit een gegeven pH de oorspronkelijke concentratie (molariteit) van het zuur berekenen. Voor de berekening van de pH van oplossingen van meerwaardige zuren (bijvoorbeeld H3PO4, H2S, H2CO3) hoeft alleen de eerste H+-overdracht in rekening te worden gebracht. Hiermee maken we in het algemeen een verwaarloosbaar kleine fout. pH na verdunning Voor een oplossing van een eenwaardig sterk zuur geldt dat de [H3O+] gelijk is aan de molariteit van het zuur, omdat een sterk zuur volledig in ionen is gesplitst: [H3O+] = c(HZ). Bij verdunning tot n maal het oorspronkelijke volume, wordt de molariteit en dus ook de [H3O+] n maal zo klein. De [H3O+] in een oplossing van een zwak zuur wordt behalve door de molariteit ook door de sterkte van het zuur bepaald. Na verdunnen tot n maal het oorspronkelijke volume is wel de molariteit van het zuur n maal zo klein geworden, maar de [H3O+] niet. De [H3O+] van de verdunde oplossing moeten we opnieuw met de Kz berekenen, omdat het zuurevenwicht naar rechts verschuift. Door de verdunning onstaan er meer H3O+-ionen, zodat de concentratie daarvan minder sterk daalt dan bij een sterk zuur het geval zou zijn.

pH oplossing sterk zuur Berekening van de pH van 0,020 M zoutzuur HCl is een sterk eenwaardig zuur; de [H3O+] is dus gelijk aan de molariteit van het zuur. [H3O+] = 0,020 mol L-1   Þ   pH = - log 0,020 = 1,70. Berekening van de pH van 0,50 M H2SO4 Zwavelzuur is een tweewaardig sterk zuur. De eerste dissociatie is volledig, de tweede dissociatie is een evenwichtsreactie: Voor de eerste dissociatie geldt: [H3O+] = [HSO4-] = 0,5 M Voor de tweede dissociatie geldt: Bij de tweede dissociatie ontstaat slechts een kleine hoeveelheid H3O+ vergeleken bij de H3O+ ontstaan in de eerste dissociatie. Van de 0,5 mol L-1 HSO4-, ontstaan in de eerste dissociatie, dissocieert slechts 0,01 mol L-1 in H3O+ en SO42-. De totale [H3O+] is dus 0,50 + 0,01 = 0,51 mol L-1. pH = - log [H3O+] = - log 0,51 = 0,29 Conclusie Uit bovenstaande berekening blijkt dat we voor deze oplossing de tweede dissociatiestap mogen verwaarlozen. Door de relatief hoge H3O+-concentratie uit de eerste stap ligt het evenwicht sterk naar links. Dat zal nog sterker gelden voor meer geconcentreerde oplossingen. Naarmate we meer verdunnen zal de tweede dissociatie echter een steeds grotere rol gaan spelen. Uitgaande van de gemeten pH-waarde van een zwavelzuur oplossing is na te gaan in hoeverre de tweede dissociatie een rol speelt. Immers: 1,0 ´ 10-2 / [H3O+]  =  [SO42-] / [HSO4-] Bij een pH van 3,0 is de verhouding [SO42-] / [HSO4-] gelijk aan 10. Het evenwicht ligt dan dus al bijna helemaal rechts en bijna de helft van de H3O+-ionen is afkomstig uit de tweede ionisatiestap. De molariteit van deze zwavelzuuroplossing zal dus ongeveer 5 ´ 10-4 M zijn. Pas bij sterker verdunde zwavelzuuroplossingen mogen we de tweede dissociatie als volledig beschouwen en levert een zwavelzuurmolecuul in water twee protonen op. Bij zwavelzuuroplossingen waarvan de molariteit ongeveer ligt tussen 10-1 en 10-4 M speelt het evenwicht een belangrijke rol. De exacte pH is dan alleen te berekenen via een kwadratische vergelijking. Bij hogere molariteit ligt het evenwicht ver naar links en is dus te verwaarlozen, bij lagere molariteit ligt het ver naar rechts en kan als aflopend beschouwd worden. In die gevallen is de pH-berekening een stuk eenvoudiger.

pH oplossing zwak zuur Berekening van de pH van 0,10 M azijnzuur CH3COOH is een zwak eenwaardig zuur; de berekening moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen. Een tabel maakt de berekening overzichtelijk: concentratie [CH3COOH] mol L-1 [H3O+] mol L-1 [CH3COO-] mol L-1 begin 0,10 » 0 0 verandering Dc - x + x + x evenwicht 0,10 - x x x De Kz van CH3COOH vinden we in BINAS. Invullen in de formule geeft: Deze vergelijking is een vierkantsvergelijking in x. Bij de oplossing hiervan kunnen we een benaderingsmethode toepassen, die eenvoudig en snel werkt. De noemer is een factor 100 000 groter dan de teller. Dat betekent dat x heel klein is en te verwaarlozen ten opzichte van 0,10. Ofwel: (0,10 - x) mogen we gelijk stellen aan 0,10. De vergelijking wordt dan: x2 = 0,10 ´ 1,8 ´ 10-5 = 1,8 ´ 10-6 Daaruit volgt: x = 1,3 ´ 10-3. Dus [H3O+] = 1,3 ´ 10-3 mol L-1 en pH = 2,88. Ionisatiegraad Hoeveel procent van de opgeloste azijnzuurmoleculen in bovenstaand voorbeeld hebben nu gereageerd met water? Dit percentage noemen we de ionisatiegraad a: Zwakke zuren worden altijd ongeioniseerd opgeschreven, bijvoorbeeld CH3COOH(aq). Veruit de meeste opgeloste azijnzuurmoleculen hebben niet met water gereageerd, dus deze notatie stemt beter overeen dan de notatie met ionen: CH3COO-(aq) + H3O+(aq). Bovendien kun je dan in één opslag zien dat je te maken hebt met een zuur.

pH na verdunning De oplossingen A en B hebben beide pH = 2,88. Oplossing A is zoutzuur en oplossing B is 0,10 M azijnzuur. Bereken de pH van beide oplossingen nadat het volume door verdunning is verdubbeld. Oplossing A: pH = 2,88 komt overeen met [H3O+] = 1,3 ´ 10-3 mol L-1. Na verdunnen is de molariteit gehalveerd en dus ook de [H3O+]: [H3O+] = 6,5 ´ 10-4 mol L-1   Þ   pH = 3,19. Oplossing B: na verdunnen is de molariteit c(CH3COOH) = 0,050 M. We berekenen de [H3O+] en de pH zoals onder de knop 'pH oplossing zwak zuur'. [H3O+] = 9,5 ´ 10-4 mol L-1   Þ   pH = 3,02. Ionisatiegraad: a = 9,5 ´ 10-4/0.050 = 1,9 ´ 10-2 = 1,9%. Zoals verwacht is de pH-stijging bij het azijnzuur minder dan bij het zoutzuur. Ionisatiegraad Doordat bij een oplossing van een zwak zuur bij verdunning het evenwicht naar rechts verschuift, neemt de ionisatiegraad toe. Bij 100 keer verdunnen wordt de ionisatiegraad 10 keer zo grootBron: McMurry & Fay, Chemistry

pH van basische oplossingen De pH van een basische oplossing volgt uit de betrekking: pH + pOH = 14,00. De pOH van oplossingen van sterke basen kunnen we eenvoudig berekenen uit de hoeveelheid opgeloste stof. Sterke basen reageren immers aflopend met water. De pOH van oplossingen van zwakke basen wordt bepaald door twee factoren: de hoeveelheid opgeloste stof; de basesterkte van de opgeloste stof. Zwakke basen reageren slechts gedeeltelijk met water. De reactie is een evenwichtsreactie. De berekening van de pOH moet via de evenwichtsvoorwaarde verlopen. Omgekeerd kunnen we uit een gegeven pH of pOH de molariteit van de base berekenen. Voor de berekening van de pH van oplossingen van meerwaardige basen (bijvoorbeeld CO32–) hoeft alleen de eerste H+-overdracht in rekening te worden gebracht. Hiermee maken we in het algemeen een verwaarloosbaar kleine fout. pH na verdunning Voor een oplossing van een eenwaardig sterke base (bijvoorbeeld een KOH-oplossing) geldt dat de [OH–] gelijk is aan de molariteit van de oplossing. Bij verdunning tot n maal het oorspronkelijke volume, wordt de molariteit en dus ook de [OH–] n maal zo klein. De [OH–] in een oplossing van een zwakke base wordt behalve door de molariteit ook door de sterkte van de base bepaald. Na verdunnen tot n maal het oorspronkelijke volume is wel de molariteit van de base n maal zo klein geworden, maar de [OH–] niet. De [OH–] van de verdunde oplossing moeten we opnieuw met de Kb berekenen, omdat het base-evenwicht naar rechts verschuift. Door de verdunning onstaan er meer OH–-ionen, zodat de concentratie daarvan minder sterk daalt dan bij een sterke base het geval zou zijn.

pH oplossing sterke base Berekening van de pH van een 0,012 M bariumhydroxide-oplossing We hebben hier te maken met een oplossing van een sterke base. We berekenen eerst de pOH en dan de pH. [OH–] = 2 × 0,012 = 0,024 mol L–1 pOH = – log 0,024 = 1,62   Þ   pH = 14,00 – 1,62 = 12,38.

pH oplossing zwakke base Berekening van de molariteit van ammonia met pH = 11,47 We berekenen eerst de [OH–] en dan via de evenwichtsvoorwaarde de concentratie. De pH is gegeven, dus de [OH–] is bekend: pOH = 14,00 – 11,47 =2,53   Þ   [OH–] = 3,0 ×10–3 mol L–1. Maak weer een tabel: concentratie [NH3] mol L-1 [NH4 +] mol L-1 [OH-] mol L-1 begin c 0 ≈ 0 verandering Dc - 3,0 ´ 10–3 + 3,0 ´ 10–3 + 3,0 ´ 10–3 evenwicht c - 3,0 ´ 10–3 3,0 ´ 10–3 3,0 ´ 10–3 De Kb van NH3 staat in BINAS. Invullen in de formule geeft: c – 3,0 × 10–3 = 0,500   Þ   c = 0,500 = 0,50 M. Ionisatiegraad Hoeveel procent van de opgeloste ammoniakmoleculen in bovenstaand voorbeeld hebben nu gereageerd met water? Dit percentage noemen we de ionisatiegraad a:

pH na verdunning De oplossingen A en B hebben beide pH = 11,47. Oplossing A is natronloog en oplossing B is 0,50 M ammonia. Bereken de pH van beide oplossingen nadat het volume door verdunning is verdubbeld. Oplossing A: pOH = 2,53 komt overeen met [OH–] = 3,0 × 10–3 mol L–1. Na verdunnen is de molariteit gehalveerd en dus ook de [OH–]: [OH–] = 1,5 ´ 10-3    Þ   pOH = 2,83   Þ   pH = 11,17 Oplossing B: na verdunnen is de molariteit c(NH3) = 0,25 M. De [OH–] en de pOH berekenen we met de Kb, zoals onder de knop 'pH en molariteit'. [OH–] = 2,1 × 10–3 mol L–1    Þ   pOH = 2,68   Þ   pH = 11,32 Zoals verwacht is de pH-daling bij de ammonia minder dan bij de natronloog.

Zuur-base-indicatoren Voor een zuur-base-indicator is het interessant na te gaan hoe de kleur van de oplossing, dus de verhouding van de indicator in de zure en de basische vorm, afhangt van de pH. Als voorbeeld kan broomthymolblauw dienen: Structuurformule van broomthymolblauw De pijl wijst naar het H-atoom dat als H+-ion kan afsplitsen Als we broomthymolblauw aangeven met HInd kunnen we het indicatorevenwicht opschrijven als: We herschrijven daartoe de evenwichtsvoorwaarde: Als pH = pKz, dan zijn er evenveel HInd-deeltjes als Ind--deeltjes aanwezig. De oplossing heeft dan een mengkleur, in het geval van broomthymolblauw is de mengkleur groen. Voor iedere pH-waarde ligt dus de verhouding tussen gele en blauwe deeltjes precies vast. Deze verhouding is ook uit te rekenen (zie onder de knop 'Omslagtraject'). Omslagtraject van indicatorenBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Omslagtraject Omslagtraject van indicatorenBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry We beschouwen het omslagtraject van broomthymolblauw. Stel dat de verhouding tussen het aantal gele deeltjes HInd en het aantal blauwe deeltjes Ind- minimaal 10 moet zijn om de gele kleur te zien. Dan geldt: [HInd] = 10 × [Ind-] Ingevuld in de betrekking die onder de vorige knop 'Zuur-base-indicatoren' is afgeleid, vinden we de pH waarbij dat het geval is: pH = pKz - log10 = pKz - 1 Broomthymolblauw heeft pKz = 7,0 en een omslagtraject van pH = 6,0 tot pH = 7,6. De veronderstelling [geel] : [blauw] = 10 : 1 was dus juist. Voor de blauwe kleur geldt: pH = pKz + 0,6 Hieruit volgt dat de oplossing voor het oog al geheel blauw is als [Ind-] = 4 × [HInd]. De omslagtrajecten van indicatoren zijn niet alle even breed, dus de verhouding van de gekleurde deeltjes waarbij de ene kleur overheerst, wisselt (zie BINAS tabel 52A). Dit hangt af van de intensiteit van de kleur. Aangezien elke indicator een eigen pKz heeft, ligt het omslagtraject voor elke indicator anders. De pKz ligt niet altijd symmetrisch midden in het omslagtraject, dat hangt weer af van de kleuren.

Verband tussen Kz en Kb Het verband tussen de zuursterkte van een zwak zuur (HZ) en de basesterkte van zijn geconjugeerde base (Z-) kunnen we theoretisch afleiden. We kunnen de volgende evenwichten opschrijven. Zuurevenwicht Base-evenwicht Vermenigvuldigen we de concentratiebreuken van het zuurevenwicht en het base-evenwicht met elkaar, dan ontstaat: Voor evenwichtstoestanden bij 298 K geldt dus altijd: Met deze formule kunnen we vanuit de zuurconstante de baseconstante berekenen en andersom. De formule laat ook het volgende zien: hoe sterker een zuur (m.a.w. hoe groter de zuurconstante), hoe kleiner de baseconstante (m.a.w. des te zwakker de geconjugeerde base). Nemen we de negatieve logaritme, dan ontstaat de vergelijking: pKz + pKb = pKw =14

Sk 12.03 Reacties tussen zuren en basen

Reacties tussen zuren en basen Een zuur-basereactie is een reactie waarbij protonoverdracht optreedt. Afhankelijk van de sterkte van de reagerende zuren en basen is de reactie aflopend of een evenwichtsreactie. Slecht oplosbare basische stoffen geven met water geen basische oplossingen, ze kunnen echter wel zure oplossingen ontzuren (H+-ionen binden).   Hoe ligt het evenwicht?Bron: McMurry & Fay, Chemistry

Protonoverdracht Het algemene kenmerk van reacties tussen zuren en basen is de overdracht van H+-ionen. Steeds is er een zuur, een protondonor, en een base, een protonacceptor, bij betrokken. Een zuur-basereactie omschrijven we daarom als een reactie met protonoverdracht . De algemene evenwichtsreactie is: Bij een zuur-basereactie hebben we altijd te doen met twee geconjugeerde zuur-baseparen. B treedt op als base in de reactie naar rechts, A- treedt als base op in de reactie naar links. We kunnen een zuur-basereactie zien als een competitie tussen twee basen: de sterkste base bindt het proton het sterkst. Stel dat base B sterker is dan base A-, dan zal de reactie naar rechts gemakkelijker verlopen dan de reactie naar links. De sterkste base wint. Deze uitspraak is geheel gelijkwaardig met de uitspraak: het sterkste zuur bepaalt hoe de reactie loopt. Immers, naarmate een base zwakker is, is het geconjugeerde zuur sterker. Bij de zwakste base A- hoort het sterkste zuur HA. De ligging van het zuur-base-evenwicht hangt dus af van de sterkte van de reagerende zuren en basen in de heen- en de teruggaande reactie en hangt hiermee als volgt samen: Hoe sterker HA en/of B, des te meer ligt het evenwicht naar rechts. Hoe zwakker HA en/of B, des te meer ligt het evenwicht naar links. In een oplossing reageren altijd eerst het sterkste zuur en de sterkste base met elkaar. H2O is de zwakste base én het zwakste zuur dat in water kan voorkomen. H3O+ is het sterkste zuur en OH- is de sterkste base die in water kunnen voorkomen. Als je een sterke base aan een oplossing toevoegt, voeg je in wezen, als resultante, vrije OH--ionen toe, omdat de base aflopend met water reageert. Als je een sterk zuur aan een oplossing toevoegt, voeg je in wezen, als resultante, H3O+-ionen toe, omdat het zuur aflopend met water reageert. Iedere zuur-basereactie leidt tot gehele of gedeeltelijke neutralisatie. Voor reacties tussen zure en basische oplossingen kunnen we vuistregels hanteren. Een bijzonder geval doet zich voor bij slecht oplosbare basische stoffen.

Neutralisatie Voegen we een basische oplossing (bijvoorbeeld natronloog) toe aan een zure oplossing (bijvoorbeeld zoutzuur), dan stijgt de pH van het mengsel. De oplossing wordt minder zuur, wat duidt op een afname van de H3O+-concentratie. De volgende reactie treedt op: Voegen we juist voldoende base toe om de oplossing te ontzuren, dan wordt de pH van de oplossing 7. We noemen dit het neutraliseren van een zure oplossing. Evenzo kunnen we een basische oplossing neutraliseren met een zuur. Iedere zuur-basereactie leidt tot gehele of gedeeltelijke neutralisatie. De manier waarop we de reactie noteren is echter niet altijd hetzelfde. Hoe dat gaat staat onder de knop 'Vuistregels' van deze paragraaf.

Vuistregels We kunnen de volgende vuistregels hanteren voor reacties tussen zure en basische oplossingen, waarbij de 'tribune-ionen' zijn weggelaten: Sterke base + sterk zuur: de reactie is aflopend. Sterke base + zwak zuur: evenwichtsreactie die vrijwel aflopend is. Zwakke base + sterk zuur: evenwichtsreactie die vrijwel aflopend is. Zwakke base + zwak zuur: evenwichtsreactie. Aangezien NH3 een sterkere base is dan CH3COO- en CH3COOH een sterker zuur is dan NH4+, zal het evenwicht in dit voorbeeld naar rechts liggen. Zuur-basereacties zonder water Sommige zuur-base reacties kunnen ook zonder water verlopen. Ammoniakgas bijvoorbeeld kan reageren met een zuiver zuur tot een ammoniumzout: De witte rook is salmiak (ammoniumchloride), dat ontstaat door reactie van waterstofchloride met ammoniakBron: Brady & Senese, Chemistry

Slecht oplosbare basische stoffen Een bijzonder geval doet zich voor als de basische stof niet oplost in water (zure stoffen zijn vrijwel altijd oplosbaar in water). Er ontstaat dan geen basische oplossing. Alle hydroxiden, metaaloxiden en carbonaten kunnen echter zure oplossingen ontzuren (H+-ionen binden), ongeacht of de stof is opgelost in water of niet. Dat geldt ook voor andere slecht oplosbare zouten die een base als anion bevatten (bijvoorbeeld fosfaten). Hydroxiden Koper(II)hydroxide bijvoorbeeld lost nauwelijks op in water. Er stelt zich een evenwicht in tussen de vaste stof en de oplossing: In een verzadigde oplossing is [OH–] = 3,4 × 10–7 mol L–1. Dit is maar 3,4× meer dan de zeer geringe hoeveelheid OH–-ionen die van nature in water aanwezig is. Voegen we zoutzuur toe dan reageren de OH–-ionen in een aflopende reactie met de H3O+-ionen: De [OH–] neemt hierdoor af en er lost meer Cu(OH)2 op, totdat er opnieuw evenwicht is. Als we voldoende zoutzuur toevoegen, zal zo alle Cu(OH)2 oplossen. Laag voor laag reageert de vaste stof met de zure oplossing. Er ontstaat een oplossing van koper(II)chloride. De nettoreactie is: De reactie zonder 'tribune-ionen' luidt: Metaaloxiden De O2– -ionen die zich aan het oppervlak van bijvoorbeeld de vaste stof koper(II)oxide bevinden zijn een sterke base en reageren met water. Hierbij ontstaat een laagje OH–-ionen: Het Cu(OH)2 is zeer slecht oplosbaar en sluit de rest van de vaste stof CuO af. De omzetting gaat dus niet verder. Er stelt zich aan het oppervlak hetzelfde evenwicht in als in het bovenstaande voorbeeld met koper(II)hydroxide. Door toevoegen van zoutzuur verdwijnt CuO op den duur door reactie van het zuur met Cu(OH)2. Nadat het eerste laagje van Cu(OH)2 is opgelost, reageert de rest van het vaste CuO laag voor laag verder met de zure oplossing. Ook hier ontstaat een oplossing van koper(II)chloride. De netto-reactie (zonder 'tribune-ionen') is: Carbonaten Calciumcarbonaat (kalksteen, ketelsteen) lost slecht op in water: In een verzadigde oplossing is [CO32–] = 9,3 × 10–5 mol L–1 (te berekenen uit het oplosbaarheidsproduct). De carbonaationen reageren met water: Door hun lage concentratie is de invloed van de carbonaationen op de pH van water te verwaarlozen. Voegen we zoutzuur toe, dan reageert H3O+ met OH-, waardoorhet carbonaatevenwicht naar de kant van het HCO3– verschuift. De [CO32–] neemt af, waardoor het calciumcarbonaatevenwicht naar rechts verschuift. Als we voldoende zoutzuur toevoegen lost het CaCO3 geheel op tot een oplossing van Ca(HCO3)2. Bij overmaat zuur gaan de HCO3–-ionen over in het instabiele koolzuur, dat al bij zeer lage concentraties ontleedt in CO2 en H2O. Doordat het CO2 ontwijkt, is de reactie aflopend. De nettovergelijking met overmaat zoutzuur is: Met deze kennis kunnen we de aantasting van kalksteen (bouwmaterialen, beelden) door zure regen begrijpen, een bekend milieuprobleem. Deze kennis past men toe om verzuurde gronden en meren te ontzuren (toevoegen van kalk) en om ketelsteen te verwijderen (toevoegen van zuur of koken).

Overzicht Hieronder staat een samenvatting van de belangrijkste zuur-basereacties die in dit thema aan de orde zijn geweest. Het principe van deze reacties komt goed tot uiting als we alleen de protonoverdracht aangeven en de deeltjes die niet reageren uit de vergelijkingen weggelaten. ionisatie van een zuur in water oplosbaar metaalhydroxide met een zure oplossing onoplosbaar metaalhydroxide (bijvoorbeeld ijzer(III)hydroxide) met een zure oplossing oplosbaar metaaloxide (bijvoorbeeld kaliumoxide) met water onoplosbaar metaaloxide(bijvoorbeeld koper(II) oxide) met een zure oplossing oplosbaar carbonaat met water onoplosbaar carbonaat (bijvoorbeeld calciumcarbonaat) met een zure oplossing ammonia met water ammonia met een zure oplossing

Reacties tussen zuren en basen Een zuur-basereactie is een reactie waarbij protonoverdracht optreedt. Afhankelijk van de sterkte van de reagerende zuren en basen is de reactie aflopend of een evenwichtsreactie. Slecht oplosbare basische stoffen geven met water geen basische oplossingen, ze kunnen echter wel zure oplossingen ontzuren (H+-ionen binden).  

Protonoverdracht Hier gaan we in op het verschijnsel dat een zuur-basereactie in principe een evenwichtsreactie is. De kunst is om te voorzien hoe de ligging van het evenwicht is. Als er een sterk zuur en/of een sterke base in het spel is, is de voorspelling niet moeilijk. Het wordt moeilijk als het de reactie betreft tussen een zuur en een base die in water beide zwak zijn. Protonoverdracht tussen een zwak zuur en een zwakke base Een stelregel die altijd opgaat: Het evenwicht ligt aan de kant van de zwakste base en het zwakste zuur. Oefen met een aantal zwakke zuren en basen die op verschillende afstanden van elkaar in de tabel staan. De ligging van zo'n evenwicht is al snel zodanig dat je practisch over een aflopende reactie of over een reactie die 'niet' verloopt, kunt spreken. Dat is aan te tonen door de evenwichtsconstante en/of de omzettingsgraad te berekenen (zoals onder het tabblad Berekeningen is gedaan). Onder de knop 'Vuistregels' van de Vakinhoud van deze paragraaf is de toepassing van deze regel uitgewerkt. Meerwaardige zuren en basen Leerlingen voelen zich 'verraden' door BINAS tabel 49. Hadden ze eindelijk het goede zuur gevonden en de goede base die met elkaar reageren in een zuur-basereactie, komt er een produkt uit dat nóg een keer in de tabel voorkomt (in de andere kolom). Het helpt ook om ze gerust te stellen dat al deze 'uitzonderingen' in ieder geval aan bod komen tijdens de opgaven en dat ze hier vanzelf handigheid in krijgen. Bij het opstellen van de zuur-basereacties met meerbasische zuren of basen is het het inzichtelijktst om álle tussenstappen voluit te noteren. Ook bijvoorbeeld de stap van H2CO3 naar H2O + CO2. Dan op het laatst een streep onder de gevonden vergelijkingen zetten en ze optellen, waarbij je deeltjes die links en rechts voorkomen tegen elkaar wegstreept. Geef de reactievergelijking van de reactie die optreedt als we zoutzuur toevoegen aan een oplossing van natriumcarbonaat. Optellen levert de uiteindelijke reactievergelijking op: Geef de reactievergelijking van een fosforzuuroplossing met overmaat natronloog. Ook hier weer drie reactievergelijkingen opschrijven, waarbij er telkens één proton wordt overgedragen. Daarna optellen om de uiteindelijke totaalreactie te verkrijgen.

Amfolyten Het overheersen van het zure of het basische karakter kan het misverstand met zich meebrengen dat leerlingen denken dat alleen het overheersende karakter kan voorkomen. Verhelderend zijn dan de reacties van de betreffende amfolyt met enerzijds overmaat sterk zuur en anderzijds overmaat loog. Beide reacties zijn aflopend en leveren respectievelijk het zuurmolecuul en het zuurrestion op. Bijvoorbeeld: Geef de vergelijking van de reactie van een natriumwaterstoffosfaatoplossing met overmaat zoutzuur.  Geef de vergelijking van de reactie van een natriumwaterstoffosfaatoplossing met overmaat natronloog.

Reacties tussen zuren en basen Een zuur-basereactie is een reactie waarbij protonoverdracht optreedt. Afhankelijk van de sterkte van de reagerende zuren en basen is de reactie aflopend of een evenwichtsreactie. Slecht oplosbare basische stoffen geven met water geen basische oplossingen, ze kunnen echter wel zure oplossingen ontzuren (H+-ionen binden). Berekeningen Maak een keuze uit het rechtermenu.  

Evenwichtsconstante Aangezien zuur-basereacties in principe altijd omkeerbaar zijn en tot een evenwichtstoestand zullen leiden, wordt het verloop van een zuur-basereactie bepaald door de waarde van de evenwichtsconstante van dit evenwicht. De evenwichtsconstante van elke zuur-basereactie kunnen we berekenen uit de zuurconstanten van de twee zuur-baseparen die bij de reactie zijn betrokken. Als voorbeeld nemen we de reactie tussen het zuur HZ en de base B: De evenwichtsvoorwaarde luidt: HZ treedt als zuur op in de reactie naar rechts, HB+ treedt als zuur op in de reactie naar links. Rekenvoorbeeld Bereken met behulp van BINAS tabel 49 de evenwichtsconstante van de reactie tussen oplossingen van azijnzuur en ammoniak. Azijnzuur is een zwak zuur en ammoniak een zwakke base; de reactie zal dus niet volledig verlopen: Evenwichtsvoorwaarde: De grote waarde van K geeft aan dat het evenwicht sterk naar rechts ligt.

Omzettingspercentage Uit de berekende waarde van K voor een evenwichtsreactie tussen een zuur en een base kunnen we berekenen hoeveel procent van de toegevoegde stoffen in de evenwichtstoestand is omgezet. Rekenvoorbeeld We gaan uit van de reactie tussen azijnzuur en ammonia in een oplossing die gelijke hoeveelheden (c = 0,10 mol L-1) van elke stof bevat. De evenwichtsconstante K van deze reactie bedraagt 3,2 ´ 104 (zie voor de berekening onder de knop 'Evenwichtsconstante'). We maken een tabel: concentratie [CH3COOH] mol L-1 [NH3] mol L-1 [CH3COO-] mol L-1 [NH4 +] mol L-1 begin 0,10 0,10 0 0 verandering Dc - x - x + x + x evenwicht 0,10 - x 0,10 - x x x Invullen in de evenwichtsvoorwaarde: Het omzettingspercentage is: Minder dan 1% van de azijnzuurmoleculen en de ammoniakmoleculen zijn nog ongewijzigd in de oplossing aanwezig.

Sk 12.04 Buffers

Buffers Een buffer is een oplossing waarvan de pH slechts weinig verandert bij toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base en vrijwel niet verandert bij verdunning. In het algemeen bestaat een bufferoplossing uit een mengsel van een zwak zuur (HZ) en zijn geconjugeerde base (Z–). Uit de evenwichtsvoorwaarde kunnen we een uitdrukking afleiden voor de pH van de buffer (bufferformule). Het is van belang dat de samenstelling van de bufferoplossing zodanig is dat verstoringen een minimaal effect hebben, zodat de pH vrijwel constant blijft. Animatie

Bufferoplossing Een buffer is een oplossing waarvan de pH: heel weinig verandert bij toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base, vrijwel niet verandert bij verdunning. In het algemeen bestaat een bufferoplossing uit een mengsel van een zwak zuur (HZ) en zijn geconjugeerde zwakke base (Z-). De pH-waarde van een goede bufferoplossing ligt in de buurt van de pKz­-waarde van het zwakke zuur. De buffercapaciteit van een bufferoplossing is de maximale hoeveelheid sterk zuur of sterke base die je aan de oplossing kunt toevoegen, zonder een van te voren bepaalde pH-grens te overschrijden. Buffers spelen een belangrijke rol in biochemische reacties. Het is van levensbelang dat de pH van lichaamsvloeistoffen van levende organismen constant wordt gehouden. In bloed (pH = 7,4) treffen we dan ook verschillende buffersystemen aan waaronder het H2PO4-/HPO42--systeem en het H2CO3/HCO3-- systeem. Ook in de laboratoriumchemie maken we dikwijls gebruik van buffers. Bijvoorbeeld om een reactie bij een bepaalde pH te laten verlopen of bij het ijken van een pH-meter. Welk buffersysteem we daarvoor kiezen, hangt voornamelijk af van de gewenste pH-waarde (zie onder 'Samenstelling buffer'). Werking bufferoplossing De werking van een buffer berust op een geconjugeerd zuur-basepaar, waarvan zowel het zuur als de base in redelijk grote hoeveelheden aanwezig zijn. Een bekend voorbeeld van een 'zure buffer' is een oplossing van azijnzuur (HAc) en natriumacetaat (NaAc) in water: de azijnzuur/acetaatbuffer . Doordat HAc(aq) vrijwel aflopend reageert met toegevoegde sterke base en Ac-(aq) eveneens vrijwel aflopend reageert met toegevoegd sterk zuur, is het mengsel uitstekend in staat om kleine veranderingen in de [H3O+] en de [OH-] en dus ook in de pH op te vangen. Dit kunnen we verklaren met de evenwichtsvoorwaarde (zie onder 'Bufferformule').

Bufferformule Dat de pH van een buffer bij toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base of bij verdunning slechts in geringe mate verandert, verklaren we met de evenwichtsvoorwaarde. We laten dit zien aan de hand van de azijnzuur/acetaatbuffer.In een oplossing van azijnzuur stelt zich het volgende evenwicht in: Azijnzuur (HAc = CH3COOH) is een zwak zuur: het evenwicht ligt sterk naar links. Natriumacetaat (NaAc = CH3COONa) is een zout dat in oplossing volledig dissocieert: Door toevoegen van Ac- zal het evenwicht nog meer naar links verschuiven. Na opnieuw instellen van het evenwicht zullen slechts zeer weinig HAc-moleculen zijn gesplitst, met andere woorden: het aantal aanwezige HAc-moleculen zal vrijwel gelijk zijn aan het aantal toegevoegde HAc-moleculen. Dit houdt tevens in dat alle in het mengsel aanwezige Ac--ionen vrijwel alleen afkomstig zijn van het toegevoegde NaAc. Uit de evenwichtsvoorwaarde kunnen we een uitdrukking afleiden voor de pH van de bufferoplossing: We noemen dit de bufferformule ; deze geldt voor elk buffersysteem van het type HZ/Z-. De pH van de bufferoplossing is dus uitsluitend afhankelijk van de verhouding [HAc]/[Ac-], of wat op hetzelfde neerkomt van de molverhouding HAc/Ac-. Met deze formule kunnen we snel de pH van een bufferoplossing uitrekenen omdat deze verhouding bekend is. Deze pH kunnen we ook gewoon met de Kz berekenen, zonder gebruik te maken van de bufferformule (zie tabblad Berekeningen onder 'pH buffer'). Bij verdunning is de pH van de bufferoplossing constant. [HAc] en [Ac-] veranderen in gelijke mate: de verhouding [HAc]/[Ac-] is constant. Een kleine verandering in [HAc] en [Ac-] door toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base heeft een gering effect op de waarde van de verhouding [HAc]/[Ac-]. Het effect op de pH is nog veel geringer (zie tabblad Berekeningen onder 'Verandering pH buffer'). Effect van kleine hoeveelheden toegevoegd zuur of base op de samenstellimg van een bufferoplossingBron: McMurry & Fay, Chemistry

Samenstelling buffer We nemen weer als voorbeeld de azijnzuur/acetaatbuffer. Het is van belang dat het buffermengsel zodanig wordt samengesteld dat verstoringen een minimaal effect hebben op de verhouding [HAc]/[Ac-], zodat de pH vrijwel constant blijft. De buffer werkt het beste als: [HAc] en [Ac-] voldoende groot zijn: [HAc] en [Ac-] ³ 0,01 mol L-1. De concentraties veranderen dan maar weinig door toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base. In de figuur hieronder heeft de rode lijn betrekking op 100 ml HAc/Ac--buffer met concentraties 0,1 M. De blauwe lijn hoort bij dezelfde buffer met concentraties van 1,0 M. Effect van concentratie van de buffercomponentenBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry [HAc] en [Ac-] niet te veel verschillen: De bufferwerking is optimaal als [HAc]/[Ac-] = 1. De pH-veranderingen door toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base zijn dan minimaal. Bovendien buffert de oplossing in beide gevallen even goed. Naarmate de verhouding sterker afwijkt van 1, neemt de pH-verandering door toevoeging van dezelfde hoeveelheid sterk zuur of sterke base toe (zie tabblad Berekeningen onder 'Optimale samenstelling'). Keuze buffersysteem Welk buffersysteem we kiezen voor het laten verlopen van een reactie bij een bepaalde pH of voor het ijken van een pH-meter, hangt voornamelijk af van de gewenste pH-waarde. Voor een buffersysteem van het type HZ/Z- geldt immers de bufferformule: De buffer zal het beste kleine veranderingen in de [H3O+] en [OH-] kunnen opvangen als [HZ]/[Z-] = 1, dus als pH = pKz: de zogenoemde bufferende werking is bij deze pH het grootst. We moeten dus een buffer kiezen met een pKz-waarde zo dicht mogelijk bij de gewenste pH-waarde. Door af te wijken van deze 1 : 1 verhouding kunnen we als het ware een buffer maken 'op bestelling'. De azijnzuur/acetaat- bufferoplossing zal steeds ruwweg een pH-waarde hebben liggend tussen 4 en 6, afhankelijk van de verhouding HAc/Ac-. Het is een voorbeeld van een 'zure buffer'. We kunnen een 'basische buffer' verkrijgen door bijvoorbeeld een oplossing te maken van gelijke hoeveelheden ammoniumchloride en ammoniak. De pH daarvan zal 9,25 bedragen. De waarde is te variëren door de verhouding NH4+/NH3 te variëren, maar zal toch meestal ruwweg tussen 9 en 10 liggen.

Buffers Een buffer is een oplossing waarvan de pH slechts weinig verandert bij toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base en vrijwel niet verandert bij verdunning. In het algemeen bestaat een bufferoplossing uit een mengsel van een zwak zuur (HZ) en zijn geconjugeerde base (Z–). Uit de evenwichtsvoorwaarde kunnen we een uitdrukking afleiden voor de pH van de buffer (bufferformule). Het is van belang dat de samenstelling van de bufferoplossing zodanig is dat verstoringen een minimaal effect hebben, zodat de pH vrijwel constant blijft.

Bufferoplossing Leerlingen vinden buffers moeilijk en abstract. Daarom verdient het aanbeveling om te beginnen met een practicum of demonstratieproef waarin de eigenschappen van de bufferoplossing naar voren komen (zonder berekeningen). De meest gebruikte bufferoplossing hiervoor is de azijnzuur/acetaatbuffer. Meet de pH, verdeel in drieën, verdun en voeg sterk zuur en sterke base toe. Een preciese beschrijving is in iedere methode wel te vinden. Animatie In deze animatie zien we hoe een azijnzuur/acetaatbuffer reageert met H+ en OH-. Men gaat voorbij aan het feit dat de verhouding zuur/base (die nogal sterk verandert) uiteindelijk wel leidt tot een (kleine) pH-verandering. In dit stadium is dat ook niet erg. Dat komt later bij de berekeningen terug. Uitleg Je kunt buffers goed uitleggen door even stil te staan bij het maken ervan. Je begint met een oplossing van alleen het zwakke zuur (en dus weinig van de geconjugeerde base). Daarna ga je de concentratie van die geconjugeerde base opvoeren door een zout toe te voegen waarin die base voorkomt. Hierdoor heb je dus zowel voldoende 'spul' om met een toe te voegen base te reageren als voldoende 'spul' om met een toe te voegen zuur te regaeren. Dit zorgt ervoor dat het 'toegevoegde' geneutraliseerd kan worden en per saldo de pH nauwelijks verandert. Je zou nog kunnen ingaan waarom buffers in het bloed zo belangrijk zijn (enzymwerking sterk pH-afhankelijk). Verstoringen zouden optreden door bijvoorbeeld vorming van melkzuur in de spieren of vorming van zwavelzuur bij afbraak van eiweitten die zwavel bevatten.

Bufferformule Het gebruik van de bufferformule (ook omschreven als de Henderson-Hasselbachvergelijking) is handig om snel de pH van een buffermengsel van bekende samenstelling te berekenen. Gevaar Het klakkeloos gebruik van de bufferformule leidt niet zelden tot fouten. Staat er een plus- of een minteken? Staat het zuur in de teller of in de noemer? De formule gaat een eigen leven leiden en wordt te pas en te onpas gebruikt. Het blijft heel belangrijk om de achtergrond te begrijpen. Om dit te vermijden kunnen we in plaats van deze formule ook steeds de gewone uitdrukking voor Kz gebruiken, aangezien de bufferformule hier rechtstreeks van is afgeleid.

Samenstelling buffer Een mooie applet waarin je de samenstelling van een buffer kunt kiezen en vervolgens de pH kunt bepalen.

Buffers Een buffer is een oplossing waarvan de pH slechts weinig verandert bij toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base en vrijwel niet verandert bij verdunning. In het algemeen bestaat een bufferoplossing uit een mengsel van een zwak zuur (HZ) en zijn geconjugeerde base (Z–). Uit de evenwichtsvoorwaarde kunnen we een uitdrukking afleiden voor de pH van de buffer (bufferformule). Het is van belang dat de samenstelling van de bufferoplossing zodanig is dat verstoringen een minimaal effect hebben, zodat de pH vrijwel constant blijft. Berekeningen Maak een keuze uit het rechtermenu.

pH buffer Met de bufferformule kunnen we snel de pH van een bufferoplossing berekenen. Deze pH kunnen we ook met de Kz berekenen, zonder gebruik te maken van de bufferformule. Rekenvoorbeeld Bereken de pH van een oplossing van 0,10 mol HAc en 0,10 mol NaAc in V liter water. Berekening met de bufferformule In de berekening zie je duidelijk dat alleen de molverhouding HAc : Ac– van belang is voor het antwoord. Berekening met de Kz

Verandering pH buffer Met een berekening kunnen we aantonen hoe de pH van een bufferoplossing verandert door toevoeging van een 'niet te grote' hoeveelheid sterk zuur of sterke base. Dit laten we zien in rekenvoorbeeld 1 aan de hand van de azijnzuur/acetaatbuffer uit het rekenvoorbeeld onder de knop 'pH buffer'. In rekenvoorbeeld 2 laten we zien dat de pH-verandering van een bufferoplossing afhangt van de concentratie van de samenstellende componenten. Rekenvoorbeeld 1 De azijnzuur/acetaatbuffer heeft pH = 4,74. We voegen 10 mL 1,0 M zoutzuur aan een liter van deze buffer toe. In 10 mL 1,0 M zoutzuur bevindt zich 0,010 mol H3O+, dat aflopend reageert met Ac–onder vorming van HAc en H2O. Het dissociatie-evenwicht verschuift naar links: er verdwijnt 0,010 mol Ac– en er komt 0,010 mol HAc bij. De nieuwe pH wordt dan: De pH verandert dus heel weinig. Als we dezelfde hoeveelheid zoutzuur toevoegen aan 1,0 L oplossing van een sterk zuur met pH = 4,74 ([H3O+] = 1,7 × 10–5) wordt de pH: [H3O+] = 1,7 × 10–5 + 0,010 = 0,010017 = 0,010 mol L–1  pH =2,00  en  DpH = 2,74. Door toevoeging van 0,010 mol NaOH stijgt de pH van de bufferoplossing met 0,09 tot pH = 4,83. Als we dezelfde hoeveelheid NaOH toevoegen aan de oplossing van een sterk zuur met pH = 4,74, wordt de pH = 12,00 en DpH = 7,26. Rekenvoorbeeld 2 Het effect van de concentratie van de samenstellende componenten van een bufferoplossing op de pH-verandering laten we zien aan de hand van onderstaande figuur: Effect van concentratie van de buffercomponentenBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry In de figuur heeft de rode lijn betrekking op 100 ml HAc/Ac--buffer met concentraties 0,1 M. De blauwe lijn hoort bij dezelfde buffer met concentraties van 1,0 M. We gaan de pH-verandering berekenen bij toevoegen van 40 mL 0,10 M NaOH. Bij de buffer met concentraties van 0,10 M hebben we in het begin 10 mmol HAc en 10 mmol Ac-. Er wordt 4 mmol OH- toegevoegd, zodat er uiteindelijk 6 mmol HAc en 14 mmol Ac- overblijven. De pH wordt dan: 4,74  -  log 6/14  =  5,11 Bij de buffer met concentraties van 1,0 M hebben we in het begin 100 mmol HAc en 100 mmol Ac-. Na toevoegen van 4 mmol OH- blijft er over: 96 mmol HAc en 104 mmol Ac-. De pH wordt dan: 4,74  -  log 96/104  =  4,77

Optimale samenstelling buffer De bufferwerking is optimaal als [HZ]/[Z-] = 1. De pH-veranderingen door toevoeging van een kleine hoeveelheid sterk zuur of sterke base zijn dan minimaal. Bovendien buffert de oplossing in beide gevallen even goed. Naarmate de verhouding sterker afwijkt van 1, neemt de pH-verandering door toevoeging van dezelfde hoeveelheid sterk zuur of sterke base toe. Rekenvoorbeeld Buffer 1 bevat 1,0 mol HAc en 1,0 mol Ac–. Buffer 2 bevat 1,5 mol HAc en 0,50 mol Ac–. Aan beide buffers voegen we 0,10 mol zoutzuur toe. We berekenen de pH-verandering in beide gevallen. Hetzelfde doen we voor het toevoegen van 0,10 mol natronloog. Buffer 1 Toevoegen van 0.10 mol zoutzuur:  DpH = 0,09 Toevoegen van 0,10 mol natronloog: DpH = 0,09 Buffer 2 Toevoegen van 0,10 mol zoutzuur: DpH = 0,12 Toevoegen van 0,10 mol natronloog: DpH = 0,11 Conclusie De pH-veranderingen in buffer 2 zijn dus groter dan in buffer 1. Bovendien zien we dat de verandering in buffer 2 voor zuur groter is dan voor base. Dat komt omdat de buffer meer zuur dan base bevat en dus een toegevoegde base beter kan 'opvangen'.

Sk 99.00 Meerkeuzetoetsen

Toelichting Inhoud toetsen Deze toetsen zijn geschikt voor 4/5 havo en 4/5 vwo of 5/6 vwo. Ze sluiten goed aan op de verschillende aspecten die in dit thema 'Zuren en basen' aan de orde komen. Waar te vinden? De toetsen zijn gekoppeld aan enkele gangbare scheikundemethodes (Chemie, Chemie Overal, Curie en Pulsar Chemie) en te vinden binnen deze tabbladenset (zie tablabels). Nadere omschrijving Elke set meerkeuzevragen heeft twee toetsversies met identieke toetsvragen, die in een verschillende volgorde staan. De toetsen zijn voorzien van docenthandleidingen, diagnosebladen met leeradviezen, toetsanalysebladen, scoreprofielen, antwoordsleutels en modellen voor de omzetting van een score in een cijfer. Naast toepassing kunnen deze bijlagen ook belangrijke voorbeelden of hulpmiddelen zijn bij het ontwikkelen en evalueren van nieuwe toetsen of toetsvragen.

Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4 HAVO / 5 HAVO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO: Zuren en basen Docentenhandleiding 4 VWO / 5 VWO Toetsen 4 VWO / 5 VWO Zuren en basen

Chemie Overal Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Zuren en basen Toetsen 5 VWO / 6 VWO Zuren en basen

Curie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets te openen. Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Zuren en basen Toetsen 4 VWO / 5 VWO Zuren en basen

Pulsar - Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Zuren en basen Toetsen 4 VWO/ 5 VWO Zuren en basen-1 Zuren en basen-2

Redoxreacties Een redoxreactie is een reactie waarbij elektronen worden overgedragen van een reductor naar een oxidator. De combinatie van oxidator en reductor die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan, vormen een geconjugeerd oxidator-reductor paar of redoxkoppel. Hoe sterker de reductor, des te zwakker de geconjugeerde oxidator, en vice versa. Of oxidatoren en reductoren met elkaar reageren is afhankelijk van hun relatieve sterktes. Een voorbeeld van een redoxreactieBron: http://pinker.wjh.harvard.edu/photos/index.html

Sk 13.01 Redoxreacties I

Redoxreacties I Een reactie waarbij overdracht van elektronen optreedt tussen de reactanten (atomen, moleculen of ionen), noemen we een oxidatie-reductie reactie ofwel redoxreactie. Voorbeelden van redoxreacties waarbij ionen ontstaan of verdwijnen zijn: reacties waarbij metalen zijn betrokken: reacties tussen metalen en niet-metalen, reacties tussen metalen en zuren, reacties tussen metalen en metaalionen; reacties tussen halogenen en halogenide-ionen.   Zilverafzetting op een koperdraad in een zilvernitraatoplossing, waarbij er koper(II)ionen in oplossing gaan (blauwe kleur)Bron: McMurry & Fay, Chemistry

Elektronenoverdracht Een reactie waarbij overdracht van elektronen optreedt tussen de reactanten (atomen, moleculen of ionen), noemen we een oxidatie-reductie reactie ofwel redoxreactie. De oxidator neemt hierbij elektronen op en wordt daarbij gereduceerd; de reductor staat elektronen af en wordt geoxideerd. Een voorbeeld is de oxidatie van magnesium door zuurstof. Zuurstof treedt op als oxidator en magnesium als reductor: Een oxidatie is dus het proces waarbij een deeltje elektronen afstaat en een reductie is het proces waarbij een deeltje elektronen opneemt. Oxidatie en reductie gaan altijd samen, het ene proces kan nooit optreden zonder het andere. Het aantal door de reductor afgestane elektronen is altijd gelijk aan het aantal door de oxidator opgenomen elektronen. Samenvattend: reductie = elektronenopname; oxidatie = elektronenafgifte; reductor = deeltje dat elektronen kan afstaan, een elektronendonor; oxidator = deeltje dat elektronen kan opnemen, een elektronenacceptor. Halfvergelijking Bij redoxreacties waarbij ionen ontstaan of verdwijnen kunnen we de elektronenoverdracht duidelijk laten zien door de reactievergelijking op te splitsen in twee halfvergelijkingen (die opgeteld weer de reactievergelijking opleveren). Bij deze reacties verandert de lading van de reactanten. Voor de hierboven besproken oxidatie van magnesium door zuurstof zijn de bijbehorende halfvergelijkingen: Het aantal afgestane en opgenomen elektronen is altijd gelijk, dus moeten we de eerste halfvergelijking met twee vermenigvuldigen. Na optelling van beide halfvergelijkingen ontstaat de totale reactievergelijking van de redoxreactie. Tenslotte schrijven we voor 2 Mg2+ + 2 O2- weer gewoon 2 Mg2+O2- of 2 MgO. Als we de nadruk willen leggen op de macroscopische stoffen. dan kunnen we ook nog de toestandsaanduidingen vermelden.

Metalen met niet-metalen Bij de reacties tussen metalen en niet-metalen ontstaan zouten, verbindingen opgebouwd uit ionen. In een reactie staat een metaalatoom altijd een of meer elektronen af aan een ander deeltje en wordt dus altijd geoxideerd. Metalen zijn reductoren : Metalen kunnen in reacties uitsluitend positieve ionen vormen. De lading van deze ionen noemen we de (elektro)valentie. Niet-metalen vormen in een reactie met een metaal altijd negatieve ionen (zie het thema 'Chemische binding'). De reactie berust op een overdracht van elektronen van het metaal naar het niet-metaal. Het metaal is de reductor en het niet-metaal de oxidator . Voorbeelden van sterke oxidatoren zijn zuurstof en chloor: Een voorbeeld van een reactie tussen een metaal en een niet-metaal is de oxidatie van magnesium door zuurstof, besproken onder de knop 'Elektronenoverdracht': Niet alle metalen reageren met zuurstof. Op grond van het al dan niet reageren met zuurstof kunnen we metalen indelen in edele, halfedele en onedele metalen. Brandend magnesiumlintBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Edele, halfedele en onedele metalen Op grond van het al dan niet reageren met zuurstof kunnen we metalen indelen in de volgende categorieën: Edele metalen zijn goud en platina. Deze metalen reageren niet met zuurstof. Halfedele metalen zijn kwik, koper en zilver. Deze metalen reageren moeilijk tot zeer moeilijk met zuurstof. Onedele metalen zijn ondermeer lood, tin, ijzer en zink. Zeer onedele metalen zijn aluminium, magnesium, calcium, natrium en kalium. Deze metalen reageren goed tot zeer goed met zuurstof. Naarmate een metaal gemakkelijker reageert, staan de atomen gemakkelijker elektronen af, is het een betere reductor en is het metaal onedeler. De 'Sterkte van oxidatoren en reductoren' komt uitgebreid aan de orde in paragraaf 13.03.

Metalen met zuren Bepaalde metalen lossen op in verdunde sterke zuren onder waterstofontwikkeling. Het oplossen van het metaal komt meestal neer op een reactie tussen metaalatomen en H+(aq)-ionen. Hiermee bedoelen we eigenlijk H3O+(aq), maar voor het gemak houden we in redoxreactievergelijkingen meestal de notatie H+(aq) aan. Een voorbeeld is de reactie van zink(poeder) met zoutzuur: In halfvergelijkingen: Het zink lost op als Zn2+ en staat hierbij twee elektronen af aan de H+-ionen. Per H+-ion wordt één elektron opgenomen, waardoor een H-atoom ontstaat; dit reageert met een ander H-atoom en vormt H2-gas. Zn is dus de reductor en H+ de oxidator . De Cl--ionen reageren niet; er ontstaat een oplossing van zinkchloride (ZnCl2). De reactievergelijking, geschreven met H3O+, is: Niet alle metalen reageren met verdunde sterke zuren. Het al dan niet reageren is afhankelijk van de reductorsterkte (de oxideerbaarheid) van het metaal. We maken daarom weer onderscheid tussen de edele, halfedele en onedele metalen. Reactie van zinkpoeder met zoutzuurBron plaatje: Brady & Senese, Chemistry (5th Ed)

Edele en halfedele metalen De edele en halfedele metalen (Cu, Hg, Ag, Au en Pt) reageren niet met H+(aq). Hg en Cu lossen wel op in salpeterzuur. De combinatie H+(aq) en NO3-(aq) is een krachtige oxidator (zie paragraaf 13.03 'Sterkte van oxidatoren en reductoren'). Een koperen munt reageert met salpeterzuurBron: Brady & Senese, Chemistry (5th Ed) Zo is het mogelijk om een koperplaat te gebruiken voor het maken van een ets. Zelfs voor goud is een oplosmiddel gevonden, 'koningswater', een mengsel van geconcentreerd salpeterzuur en zoutzuur. Dit mengsel levert atomair chloor, dat in staat is om goud te oxideren en (ionair) in oplossing te houden.

Onedele en zeer onedele metalen Onedele metalen reageren wel met H+(aq).Niet elk onedel metaal lost op in elk verdund zuur. Pb lost bijvoorbeeld niet op in verdund zwavelzuur doordat onoplosbaar PbSO4 ontstaat. De zeer onedele metalen zijn zulke sterke reductoren dat ze zelfs met zuiver water (extreem zwak zuur) reageren, waarin de concentratie H+(aq) zeer laag is: Water is in dit geval de oxidator , calcium de reductor . Halfreacties: Reactie van metallisch natrium met waterBron: Brady & Senese, Chemistry Aluminium behoort ook tot de zeer onedele metalen. Desondanks wordt aluminium nauwelijks door water aangetast. Dit is te danken aan het ondoorlatende laagje aluminiumoxide, dat het metaal afschermt tegen invloeden van buitenaf. In paragraaf 13.03 'Sterkte van oxidatoren en reductoren' komen bovenstaande eigenschappen van metalen in een theoretisch perspectief te staan.

Metalen met metaalionen In een reactie staat een metaalatoom altijd een of meer elektronen af aan een ander deeltje en wordt dus altijd geoxideerd. Metalen zijn reductoren. Omgekeerd neemt een metaalion in een reactie altijd elektronen op. Metaalionen zijn oxidatoren. De algemene reactievergelijking voor een willekeurig metaal (Me) is: Voorbeeld Laten we een ijzeren spijker (Fe) enige tijd staan in een oplossing van koper(II)sulfaat (CuSO4), dan vormt zich een rood laagje koper (Cu) op het ijzer. De blauwe kleur van de oplossing (het gevolg van Cu2+-ionen, omringd door watermoleculen) verandert in lichtgroen door de vorming van ijzerionen (Fe2+-ionen, omringd door watermoleculen). Het is duidelijk dat hier een redoxreactie heeft plaatsgevonden. Fe is in deze reactie de reductor en Cu2+ de oxidator : Halfvergelijkingen: Theoretisch zou ook de omgekeerde reactie plaats kunnen vinden. Waarom de ene reactie de overhand heeft op de andere zullen we zien in paragraaf 13.03 'Sterkte van oxidatoren en reductoren'. Koperaanslag op een ijzeren spijker in een koper(II)sulfaatoplossingBron: McMurry & Fay, Chemistry

Halogenen met halogenide-ionen De niet-metalen fluor, chloor, broom en in mindere mate jood zijn 'agressieve chemicaliën'. Het sterke reactievermogen berust op het feit dat ze makkelijk elektronen kunnen opnemen en daarbij overgaan in respectievelijk fluoride, chloride, bromide en jodide-ionen. In een reactie neemt een halogeenmolecuuul altijd twee elektronen op en wordt dus gereduceerd. Halogenen zijn sterke oxidatoren . Omgekeerd is een halogenide-ion in principe in staat een elektron af te staan en wordt dan geoxideerd. Maar halogenide-ionen zijn (erg) zwakke reductoren. De algemene vergelijking voor een willekeurig halogeen is: Voorbeeld Bij menging van chloorwater (Cl2(aq)) en een oplossing van natriumbromide (NaBr) kleurt de oplossing oranje. De kleur wordt veroorzaakt door broom (Br2(aq)). Dit is aan te tonen door de vloeistof te schudden met hexaan: de hexaanlaag wordt oranje en de waterlaag ontkleurt. Het is duidelijk dat hier een redoxreactie heeft plaatsgevonden. Cl2 is in deze reactie de oxidator en Br– de reductor : Halfvergelijkingen: Theoretisch zou ook de omgekeerde reactie plaats kunnen vinden. Waarom de ene reactie de overhand heeft op de andere zullen we zien in paragraaf 13.03 'Sterkte van oxidatoren en reductoren'.

Redoxreacties I Een reactie waarbij overdracht van elektronen optreedt tussen de reactanten (atomen, moleculen of ionen), noemen we een oxidatie-reductie reactie ofwel redoxreactie. Voorbeelden van redoxreacties waarbij ionen ontstaan of verdwijnen zijn: reacties waarbij metalen zijn betrokken: reacties tussen metalen en niet-metalen, reacties tussen metalen en zuren, reacties tussen metalen en metaalionen; reacties tussen halogenen en halogenide-ionen.  

Introductie redoxreacties De theoretische beschrijving, zoals bij de Vakinhoud vermeld, zegt leerlingen heel weinig en is als begin voor leerlingen niet boeiend. De insteek elektronen sluit wel aan bij hun leefwereld. Via elektriciteit en de relatie tussen elektriciteit en chemie kun je terecht komen bij de accu en de batterij. Dat zijn dan meteen belangrijke toepassingen van redoxreacties, waarbij we de elektronenoverdracht op een handige manier gebruiken.

Demonstratieproeven Demonstratieproef 1 (videoclip) Alvorens enig begrip te poneren is het aanbevelenswaardig eerst het filmpje over de elektrolyse van gesmolten NaCl  te vertonen. Hieruit wordt duidelijk dat er door toevoer van elektrische stroom natrium en chloor uit gesmolten natriumchloride ontstaan. Ook kun je demonstreren dat bijvoorbeeld gesmolten zinkchloride de elektrische stroom geleidt. Vervolgens kan op eenvoudige wijze duidelijk worden gemaakt welke halfreacties zich aan de elektroden moeten voltrekken om te zorgen dat er stroomgeleiding is. Nu het begrip halfreactie (en/of halfvergelijking) vorm heeft gekregen, kunnen tot slot begrippen als reductor, oxidator, redoxreactie aan de orde komen en met elkaar in verband worden gebracht. Begrippen als anode, kathode, anion en kation hier nog niet aan de orde stellen. Dat komt in het thema 'Elektrochemie' wel aan bod. Demonstratieproef 2 Doe bij voorkeur een demonstratieproef met een eenvoudige elektrochemische cel. Behandel bijvoorbeeld het principe van de Daniëll-cel: een Cu-staafje in een Cu2+-oplossing en een Zn-staafje in een Zn2+-oplossing. De staafjes zijn via een metaaldraad met elkaar verbonden, de oplossingen via een zoutbrug (uitleg hoeft in dit stadium nog niet). Meet het potentiaalverschil. Vertel dat er door de draad een klein stroompje (zoutbrug heeft grote weerstand) gaat lopen, dat de koperstaaf dikker wordt en de zinkstaaf dunner. Ga nu met de klas brainstormen om dit allemaal te verklaren. Als conclusie moet je op de ene of andere manier bij de halfreacties uitkomen, waarbij de elektronen via de metaaldraad getransporteerd worden. Waartoe dient de zoutbrug? Er zijn altijd leerlingen die zullen opmerken dat een stroomkring gesloten moet zijn. Dat antwoord is in dit stadium bevredigend. Ga niet in op de preciese werking van de zoutbrug. Wel is het intrigerend om te vragen of de elektronen zich ook door de oplossing zullen verplaatsen. Kunnen elektronen wel zwemmen? Andere vraag: zou de reactie ook omgekeerd kunnen verlopen? Blijkbaar niet. Waarom niet? Antwoord komt later! Voorbeeld van een proefbechrijving (zonder zoutbrug) Doe in een U-vormige glazen buis onderin een propje watten. Doe in het ene been een 1 M zinksulfaatoplossing, zet je duim erop en vul het andere been met 1 M koper(II)sulfaat. Hang een zinkplaatje in de zinkoplossing en een koperplaatje in de koperoplossing. De metalen plaatjes moeten schoon geschuurd, of even in zoutzuur gedompeld zijn. Beide plaatjes verbinden we met elkaar via een milliampèremeter. Ga na in welke richting de elektronen door de draad stromen. De reactie van zink met zwavelzuur via een extern stroomcircuit In de ene helft van de U-buis 1 M natriumsulfaat met een plaatje zink, in de andere helft 1 M zwavelzuur met een platinaplaatje. Verbind de metalen plaatjes via een milliampèremeter. Aan het platinaplaatje worden gasbellen zichtbaar: waterstof. Ga na in welke richting de elektronen stromen. Reactie op afstand Aardig is om op te merken dat de reagentia bij deze reactie gescheiden van elkaar zitten en toch reageren! Natuurlijk vindt de reactie ook plaats als je de reagentia gewoon bij elkaar voegt, maar dan kun je de elektronenoverdracht niet zien en er geen gebruik van maken. Toch vinden de meeste redoxreacties zo plaats. Demonstratieproef 3 Zinkstaafje in een oplossing van koper(II)sulfaat (er zet zich koper af en de oplossing ontkleurt). Benoem aan de hand van deze reactie de reductor en de oxidator en geef de oxidatie/reductie aan.

Animaties Laat bijvoorbeeld de volgende animatie van de Cu/Zn-cel zien en loop deze daarna stap voor stap door. Alternatief (het starten duurt lang, maar dan heb je ook wat) Deze animaties lijken misschien in dit stadium nog wat moeilijk voor de leerlingen. Dat geeft niets: ze geven uitstekend de dynamiek en het mechanisme van een redoxreactie weer en ze verwijzen naar een belangrijke toepassing. Mits goed begeleid zullen ze zeker bijdragen aan een goede motivatie voor dit hoofdstuk! Elektronenoverdracht Bij rechtstreekse reactie: Bron: Brady & Senese, Chemistry

Halfreactie / halfvergelijking De termen halfreactie en halfvergelijking worden in de verschillende methodes door elkaar gebruikt. Een halfreactie is een proces dat je schematisch weergeeft met een reactievergelijking, de halfvergelijking. Deze geeft de helft van de totale vergelijking weer. Net als een gewone reactie een proces is dat je weergeeft met een reactievergelijking. In het spraakgebruik zeggen we wel: "geef de reactie van ……." terwijl we eigenlijk bedoelen: "geef de vergelijking van de reactie van……." Daarom gebruiken wij bij voorkeur de term halfvergelijking voor de weergave van een halfreactie. De halfvergelijkingen van de halfreacties in algemene termen zijn: OX  +  n e-  →  RED     en     RED  →  OX  +  n e- Let op: Bovenstaande halfvergelijkingen moeten altijd elektrisch neutraal zijn. Het komt voor dat leerlingen in concrete gevallen uiteindelijk de elektronen aan de verkeerde kant van de pijl zetten. Bijvoorbeeld:  Mg  +  2 e-  →  Mg2+ Misconcepties Een halfreactie is een reactie die slechts voor de helft verlopen is. Een halfreactie geeft het reactiemechanisme weer.

Taalgebruik Problemen waar leerlingen mee kampen bij het leren van redoxreacties is de abstractheid van het onderwerp en het taalgebruik. De definities uit de Vakinhoud kunnen lijden tot verwarring. Gesteld wordt dat zuurstof als oxidator optreedt en magnesium als reductor. Bedoeld wordt dat het zuurstofatoom als oxidator optreedt en het magnesiumatoom als reductor. Immers het geconjugeerde zuurstofion is een reductor en het geconjugeerde magnesiumion is een oxidator! Bij het leren van de juiste betekenis is het heel belangrijk dat de docent duidelijk is. Voor leerlingen is het verwarrend als de ene keer met 'zuurstof' het atoom zuurstof bedoeld wordt, een ander keer de stof zuurstof en soms het ion zuurstof. Voor docenten is deze concept-shift makkelijk te maken, voor leerlingen niet. Verder is het belangrijk dat in het begin vooral de termen oxidator en reductor gebruikt worden en niet de termen 'gereduceerd' en 'geoxideerd'. Een definitie waarbij gesteld wordt dat 'de oxidator gereduceerd wordt' leidt tot verwarring. Ook uitspraken als: 'Tijdens een reductiereactie wordt de oxidator gereduceerd door het opnemen van elektronen' en 'Tijdens een oxidatiereactie wordt de reductor geoxideerd door het afstaan van elektronen', geeft veel verwarring bij leerlingen en dragen niet bij tot het begrijpen en identificeren van reactanten als oxidator of reductor. Beter is om deze verwarrende zinnen te vervangen door eenvoudigere uitdrukkingen, zoals 'de oxidator neemt elektronen op' en 'de reductor staat elektronen af'. Het is voor leerlingen dan beter te begrijpen en te onthouden wat de oxidator en wat de reductor is in een redoxreactie Ezelsbruggetjes Om reductor en oxidator niet met elkaar te verwarren zijn er meerdere ezelsbruggetjes gangbaar. Enkele voorbeelden: O2 is een oxidator en neemt elektronen op (de woorden beginnen met een o). Zeg tegen de leerlingen dat een oxidator een elektronenacceptor is (beide woorden bevatten een a). Hieruit volgt dan automatisch dat de elektronendonor de reductor is. Ook kan: de reductor is de elektronendonor (beide woorden bevatten de letter d). Reduceren betekent verminderen; reductie is vermindering. Je kunt hier het verband leggen tussen de woordbetekenis en wat er met een reductor gebeurt: voor een RED vermindert het aantal elektronen.

Vergelijking REDOX en ZUUR-BASE Zuur-base reacties worden gekenmerkt door de overdracht van een H+- ion van het ene deeltje naar het andere. Redoxreacties kenmerken zich door elektronenoverdracht van het ene deeltje naar het andere. Bij beide typen reacties gaat het om de overdracht van een elementair deeltje. De protonenoverdracht kunnen we zien in de reactievergelijking (verplaatsing van H); de elektronenoverdracht zien we niet aan de reactievergelijking. Dat er wel degelijk elektronenoverdracht plaastvindt kunnen we zien in een elektrochemische cel: er loopt een elektronenstroom.

Reacties tussen metalen en niet-metalen Het reactieproduct is een zout , opgebouwd uit positieve en negatieve ionen. De ionen ontstaan door opnemen en afstaan van elektronen. Dit soort reacties zijn dus redoxreacties. Het niet-metaal is de oxidator: het onttrekt elektronen aan het metaal. Het metaal wordt dus geoxideerd door het niet-metaal. Het metaal is de reductor: het levert elektronen aan het niet-metaal. Het niet-metaal wordt dus gereduceerd door het metaal. Voorbeelden: het roesten van een spijker (vorming ijzerroest, Fe2O3), het zwart worden van zilver (vorming zilversulfide, Ag2S), de vorming van keukenzout (NaCl). Vorming keukenzout De oxidatie van natrium door chloor: De vorming van ionen met behulp van halfvergelijkingen weergegeven: Het aantal afgestane en opgenomen elektronen is altijd gelijk, dus moet de eerste halfvergelijking met twee worden vermenigvuldigd. Na optelling van beide halfvergelijkingen ontstaat de totale reactievergelijking van de redoxreactie:

Misconcepties Bij het bespreken van de reacties van metalen met niet-metalen, kan makkelijk worden gesproken over "de oxidatie" van ijzer/koper/zink etc. Dit leidt gemakkelijk tot het misconcept dat oxidatie onafhankelijk van een reductie kan plaats vinden. Om dit te voorkomen is het beter om ook altijd de oxidator te noemen. Bijvoorbeeld: de oxidatie van ijzer door zuurstof of door een andere oxidator. Dit zou een reden kunnen zijn om de termen oxidatie en reductie in het begin te vermijden en bij voorkeur de woorden oxidator en reductor te gebruiken. Dan wordt het dus: "de reactie van ijzer met de oxidator …..", "de reactie van de reductor ijzer met .....", of "de reactie van de reductor ijzer met de oxidator …..". In het begin bestaat de gedachte dat bij een redoxreactie altijd zuurstof betrokken zou zijn. Dit hangt samen met de interpretatie van het woord oxidatie ("oxidatie is een reactie met zuurstof").

Demonstratieproeven Er zijn tal van demonstratieproeven beschreven van reacties tussen metalen en niet-metalen. Zie ook in het thema 'Chemische reacties'. Hieronder nog enkele voorbeelden. Synthese van enkele oxides Enkele cilinderglazen worden gevuld met zuivere zuurstof uit een gasfles. Daartoe wordt elk glas eerst geheel gevuld met water en omgekeerd in een bak met water geplaatst. Met een slang wordt de zuurstof in het glas geleid, totdat al het water is verdrongen. Elk glas wordt met een plaatje afgesloten en met wat zand en/of een laagje water op de bodem klaar gezet. In de cilinderglazen brengen we: Gloeiende ijzerkrullen of gloeiend staalwol aan een stuk ijzerdraad. Een stukje brandend natrium op een ijzeren lepel. Een beetje rode fosfor in een ijzeren lepel. Aansteken met een gloeiend stuk ijzerdraad. Een beetje brandende zwavel in een ijzeren lepel. Schud het cilinderglas na afloop met wat gedestilleerd water en ga na of dit elektrisch geleidend is geworden. De proeven worden in de zuurkast uitgevoerd. Als dat niet mogelijk is, worden de glazen direct afgedekt met een plaatje en na de proeven weggezet in de zuurkast. VragenGeef de reactievergelijkingen. Bij a ontstaat het bruine ijzer(III)oxide, bij c het witte difosforpenta-oxide. Synthese van een sulfide In een reageerbuis wordt een schepje zwavel krachtig verhit, zodat het gaat koken. Boven in de buis is een prop koperkrullen geklemd. Als de zwaveldamp in contact komt met het koper, ontstaat onder andere het zwarte koper(II)sulfide. Houd de buis schuin. Deze proef kan ook als leerlingenproef worden uitgevoerd. Wel oppassen met de hete reageerbuis. De zwaveldamp mag niet gaan branden. Vragen Vergelijk het uiterlijk van het reactieprodukt met dat van de beginstoffen. Geef de reactievergelijking van de reactie van koper met zwavel. Aluminiumjodide Breng wat aluminiumpoeder met enkele korrels jood in een droge reageerbuis. Verwarm voorzichtig, totdat de reactie begint. Er ontstaat het witte aluminiumjodide, benevens een bruine walm van aluminiumjodide en jood. Neem in een tweede droge reageerbuis een nieuw mengsel van aluminium poeder en fijn verdeeld jood. Meng goed. Laat met een druppelpipet één druppel water op het mengsel vallen. Wacht rustig af. Voeg aan beide buizen wat gedestilleerd water toe. Goed schudden. Filtreer de vloeistof en ga na of het filtraat elektrisch geleidend is. Controleer ook of water geschud met jood en water geschud met aluminiumpoeder elektrische stroom geleiden. Vragen Geef de vergelijking van aluminium met jood. Leg uit of de reactie exotherm is. Leg uit wat de functie van het water bij proef b is. Teken de opstelling die je kunt gebruiken om het elektrisch geleidingsvermogen van een vloeistof te bepalen. In plaats van aluminium kan je ook heel goed magnesiumpoeder gebruiken. Er onstaat dan het witte magnesiumjodide.

Metalen en zuren Inleidende proef Begin voor de begripsvorming van elektronenoverdracht bij de reactie van een metaal met een zuur met bijvoorbeeld de reactie tussen magnesium en zoutzuur. Dit kan een leerlingenproef zijn. Toon aan met een herkenningsreactie dat het ontstane gas waterstof is. Leerlingen weten dat een zuur gekenmerkt wordt door H+. Als er waterstof ontstaat, moeten er dus elektronen bij zijn gekomen. Deze moeten afkomstig zijn van het metaal magnesium dat we bij de reactie zien verdwijnen. Het gaat over in Mg2+(aq): Er is dus sprake van elektronenoverdracht van het metaal magnesium naar de H+-ionen van het zuur. Deze H+-ionen nemen de elektronen op en vormen H2 (g): Proef edelheid metalen Als tweede experiment kan van verschillende metalen een klein stukje of een beetje poeder in een reageerbuis worden gedaan (bijvoorbeeld magnesium, zink, ijzer en koper) en hier verdund zoutzuur aan toegevoegd. Als er een reactie optreedt, krijg je gasontwikkeling (waterstof aantonen). Aan de hand van dit experiment kunnen we het verschil in edelheid van de metalen uitleggen: hoe edeler het metaal hoe langzamer de reactie (bij gelijke molariteit van het zuur). De reactie van ijzer, zink en magnesium (van links naar rechts) met zoutzuur van gelijke concentratieBron: Brady & Senese, Chemistry Proef over etsen Om de reactie tussen metalen en zuren te demonstreren kunnen leerlingen een zinkplaatje etsen met zoutzuur. Als toepassing van de etstechniek kan genoemd worden het maken van elektrische schakelingen, bijvoorbeeld voor de productie van printplaten. In de methode Pulsar staat de volgende beschrijving: "Neem een plaatje zink en schuur dit met een stukje schuurpapier goed schoon. Bestrijk het aan beide kanten met een laagje paraffinewas of dompel het even in gesmolten kaarsvet. Schrijf in de waslaag met een puntig voorwerp je naam. De kras waarmee je de waslaag weghaalt moet ongeveer 1 mm breed zijn. Leg het plaatje in een bekerglas met 1 M zoutzuur en laat het ongeveer 5 minuten staan. Spoel het plaatje schoon en veeg de waslaag eraf."

Reacties van metalen met zwakke zuren In de Vakinhoud beschrijven we de reactie van metalen met oplossingen van sterke zuren en de reactie van zeer onedele metalen met water (extreem zwak zuur). Het is dan ook logisch dat metalen meestal ook reageren met oplossingen van 'gewone' zwakke zuren. De oxidator is hier ook het H+-ion. De concentratie van dit ion is nu veel lager dan in een oplossing van een sterk zuur (bij gelijke molariteit van het zuur). Dit heeft effect op de oxidatorsterkte. Bovendien is de beschrijving in een reactievergelijking iets gecompliceerder wegens de evenwichtsreactie van het zwakke zuur met water. Voorbeeld 1 De reactie van zink met een oplossing van azijnzuur. In de oplossing bestaat het evenwicht: H3O+ reageert met Zn: Als gevolg van deze reactie verschuift het zuur-base evenwicht naar rechts: Er verdwijnen dus HAc-moleculen en [H3O+] herstelt zich gedeeltelijk. De totaalreactie wordt dus het beste beschreven als: Voorbeeld 2 De reactie van Ca met het extreem zwakke zuur H2O is op dezelfde manier te beschrijven: Deze reactie zou je ook nog in meerdere reacties kunnen opsplitsen. Achtereenvolgens een redoxreactie, een zuur-basereactie en een 'oplosreactie': Water is de oxidator, calcium de reductor. Het gevormde calciumoxide reageert onmiddelijk verder tot calciumhydroxide: Dit is geen redoxreactie, maar een zuur-base reactie. In overmaat water lost het calciumhydroxide op: Ook dit is geen redoxreactie, het zout splitst slechts in ionen. Opgeteld leveren de drie reactievergelijkingen: Leerlingenproef Haal bij de docent een stukje calcium. Krab met een mesje het kalkachtig aanslag weg, zodat je de metaalglans kunt zien. Doe het stukje daarna in een reageerbuis en voeg enkele ml water toe. Let op welke veranderingen je kunt waarnemen. Als de reactie goed op gang is, kun je de opening van de buis even bij een vlam houden. Filtreer de suspensie. Voeg tenslotte enkele druppels fenolftaleïne aan het filtraat toe. Fenolftaleïne is een stof die rood kleurt in aanwezigheid van hydroxide-ionen, OH–(aq).

Metalen met metaalionen Op een zinkstaaf in een koper(II)sulfaatoplossing zet zich koper afBron: Brady & Senese, Chemistry (5th Ed) Animaties Vergelijkbaar met de reactie van ijzer met een oplossing van kopersulfaat uit de Vakinhoud, is de reactie van zink met een kopersulfaatoplossing. In de volgende animatie kun je allerlei combinaties van metalen en oplossingen van metaalionen combineren en zien wat het resultaat is. Ga in dit stadium nog niet in op het waarom. Dat komt in paragraaf 13.03 onder de knop 'Reductorsterkte van metalen'.

Proeven  Reactie van ijzer met een koper(II)sulfaatoplssing Voer het experiment zoals beschreven bij vakinhoud uit als demonstratie-experiment. Kan ook als leerlingenproef, eventueel met staalwol i.p.v. een spijker. Dit zal sneller gaan (leg eventueel de link met reactiesnelheid: groter oppervlak). Schenk in een reageerbuis enkele ml koper(II)sulfaatoplossing. Breng daarin een schoon geschuurde ijzeren spijker en laat de buis rustig staan. Schenk de buis voorzichtig leeg in een andere buis, als zich voldoende aanslag heeft gevormd op de spijker. Vergelijk de kleur van de oplossing met die van de oorspronkelijke oplossing. Schraap met een spatel het aanslag van de spijker op een filtreerpapier en maak er een klein kluitje van. Druk voorzichtig het water uit het kluitje. Verplaats het naar een droog deel van het filtreerpapier. Herhaal dit totdat de bruine stof bijna droog is. Druk de stof dan krachtig met een strijkbeweging plat, met de bolle kant van de spatel. Een fraaie metaalglans wordt dan zichtbaar. Om het temperatuureffect van de reactie tussen ijzer en koper(II)sulfaatoplossing vast te stellen, kun je een propje ontvet staalwol nemen in plaats van een spijker. Gebruik een bekerglas van 100 ml. Meet de temperatuur van de vloeistof voor en na het toevoegen van het staalwol. Schoonmaken van zilver Zilver wordt in vervuilde lucht zwart door reactie met zwavelverbindingen, waarbij zich zilversulfide vormt. Bij het poetsen van 'zwart zilver' verwijder je die aanslag, maar tegelijkertijd verdwijnt dus een gedeelte van het zilver (in de vorm van verwijderd zilversulfide). Door het zilversulfide te behandelen met aluminium ontstaan zilver en aluminiumsulfide. Voorschrift  uit het artikel "Silver to black – and back" Journal of Chemical Education, Vol. 77, 328A (2000) Doe 200 mL water in een bekerglas van 250 mL en verhit tot het kookpunt. Verwijder de warmtebron en voeg 1,2 g natriumwaterstofcarbonaat aan het hete water toe. Let op: het gaat schuimen, dus zet het bekerglas in de spoelbak. Pak de helft van de steel van een 'zilverzwarte' lepel in in aluminiumfolie. Dus niet alle zilverzwart bedekken met aluminium. Zet de lepel met de steel naar beneden in de oplossing in het bekerglas, waarbij zowel het ingepakte stuk als het niet-ingepakte stuk van de steel onder de vloeistofspiegel zitten. Wacht 15 minuten. Haal de lepel uit de vloeistof en verwijder voorzichtig de aluminiumfolie. Vergelijk het gedeelte wat bedekt was met het onbedekte deel. In Scheikunde voor VWO 5 van Storm van Leeuwen staat een vergelijkbaar voorschrift, alleen wordt de lepel niet ingepakt in aluminium: Los in een bekerglas een schep soda (20 – 40 g/L) op in warm water. Doe hierin een prop aluminiumfolie en de 'zilverzwarte' lepel. Laat het staan en let op wat er gebeurt. Haal de lepel er na een tijdje uit en spoel af onder de kraan. Wrijf droog met een schone doek. "Aluminium wordt beschermd door een oxidelaag. In een soda-oplossing lost dit laagje op en kan het metaal met water reageren. Het gevormde gas reageert met het zilversulfide, waarbij onder andere zilver ontstaat." Wat ruik je? Welk gas ontstaat er aan het aluminiumoppervlak? Geef de vergelijking van de reactie van het gas met zilversulfide. In het eerste voorschrift suggereert men dat de reactie een directe reductie van Ag+ zou zijn door aluminium. Uit het tweede voorschrift blijkt dat de reactie verloopt via de reactie van aluminium met water, waarna de reductie van Ag+ plaatsvindt door het gevormde waterstof.

Halogenen met halogenide-ionen In de kwalitatieve analyse gebruiken we deze reacties nogal eens. Bromide en jodide toon je dan aan met chloorwater, Cl2(aq). Het vrijkomende jood kun je onderscheiden van vrijkomend broom met een zetmeeloplossing (kleurt blauw met jood). Broomwater, Br2(aq), mag tegenwoordig niet meer gebruikt worden op school, wegens de giftigheid. Proeven De bijbehorende proeven zijn variaties op de volgende beschrijving: Voeg oplossingen van de halogeniden (Cl-, Br-, I-) toe aan oplossingen van Cl2 (chloorwater) en I2 (joodwater) en kijk of er een reactie optreedt. Indien de reactie verloopt geef dan de reactievergelijking.

Sk 13.02 Redoxreacties II

Redoxreacties II Bij redoxreacties tussen moleculaire stoffen is de overdracht van elektronen niet erg duidelijk, omdat reactanten en producten niet uit ionen bestaan. Voorbeelden van deze reacties zijn: reacties tussen twee niet-metalen; verbrandingsreacties. Om een systematische kwantitatieve beschrijving te kunnen geven van alle redoxreacties is het begrip oxidatiegetal ingevoerd. We herkennen een redoxreactie aan de verandering van de oxidatiegetallen.   De verbranding van butaan is een redoxreactieBron: Brady & Senese, Chemistry

Niet-metalen met niet-metalen Bij reacties tussen twee niet-metalen bestaat het reactieproduct niet uit ionen, het is een moleculaire stof. Een eenvoudig voorbeeld is de reactie tussen waterstof en zuurstof: Is dit een redoxreactie? Brandstofcel Dat er tussen waterstof en zuurstof elektronenoverdracht plaatsvindt blijkt uit de toepassing in de brandstofcel. Een waterstof-brandstofcel is een soort batterij waarin waterstof en zuurstof katalytisch met elkaar reageren tot water en waarbij de energie niet vrijkomt in de vorm van warmte, maar in de vorm van elektriciteit (zie het thema 'Elektrochemie'). Schema van een brandstofcelBron: McMurry & Fay, Chemistry Zo'n brandstofcel bestaat uit twee elektroden van poreus materiaal met daartussen een geleidende vloeistof. Bij de ene elektrode leiden we waterstofgas in, dat door de elektrode diffundeert. Aan het oppervlak kunnen de waterstofmoleculen overgaan in positieve waterstofionen en staan daarbij hun elektronen af aan de elektrode. Deze elektrode krijgt daardoor een negatieve lading: Bij de andere elektrode leiden we zuurstofgas in, dat door de poreuze elektrode diffundeert en aan het oppervlak kan reageren tot oxide-ionen. De elektronen die daarvoor nodig zijn, kunnen worden onttrokken aan de elektrode, die daardoor een positieve lading krijgt: In bovenstaande cel reageert het gevormde H+ aan de minpool onmiddellijk met OH- tot water. Het gevormde O2- aan de pluspool regeert met water tot OH-. Als we de negatieve en positieve elektrode buitenom via een koperen draad met elkaar verbinden, loopt er een elektrische stroom door de draad. Deze stroom bestaat uit de elektronen die door de waterstofmoleculen zijn afgestaan aan de ene elektrode en door de zuurstofmoleculen worden opgenomen aan de andere elektrode. Bij de reactie tussen H2 en O2 vindt dus overdracht van elektronen plaats (ze gaan via de koperen draad). Het is een redoxreactie: Animatie van een waterstof/zuurstofcel met verschillende geleidingselektrolyten. Brandstofcellen komen terug in het thema 'Elektrochemie'. Directe reactie Ook als je deze reactie niet in een brandstofcel uitvoert, is het uiteraard een redoxreactie. Vanuit de reactievergelijking is dit ook in te zien. De OH-binding in water is een polair covalente binding: het H-atoom heeft een lading d+ en het O-atoom een lading d-. In de uitgangsstoffen, H2 en O2, zijn de atomen neutraal. Er heeft dus uiteindelijk geen totale overdracht van elektronen plaatsgevonden, maar slechts een gedeeltelijke. De elektronenoverdracht is nu niet met halfvergelijkingen aan te geven. Om toch een systematische kwantitatieve beschrijving van deze redoxreacties te kunnen geven is het begrip oxidatiegetal ingevoerd.

Verbrandingsreacties Alle reacties tussen zuurstof en moleculaire stoffen, dus ook alle verbrandingsreacties, zijn redoxreacties. Zuurstof fungeert dan als oxidator; het is de belangrijkste en meest voorkomende oxidator op aarde. Een voorbeeld is de verbranding van methaan (aardgas): Kwalitatieve beschrijving Hoewel er in reactanten en producten geen ionen aanwezig zijn, is de redoxreactie toch te herkennen. Vergelijk je de O-atomen in O2 met de O-atomen in CO2 en H2O, dan valt op te merken dat de atomen in O2 neutraal zijn, terwijl ze in CO2 en H2O een lading d- hebben als gevolg van de  polaire atoombinding. C in CH4 heeft een lading d-, maar in CO2 een lading d+. Er heeft dus geen totale overdracht van elektronen plaatsgevonden, maar slechts een gedeeltelijke. Op deze manier kun je deze reactie als een redoxreactie herkennen: C wordt geoxideerd en O wordt gereduceerd. De elektronenoverdracht is ook nu niet met halfvergelijkingen aan te geven. In plaats van bovenstaande kwalitatieve beschrijving is ook hier de beschrijving met behulp van oxidatiegetallen mogelijk.

Oxidatiegetallen Om alle redoxreacties op systematische wijze te kunnen beschrijven, is het begrip oxidatiegetal (of oxidatietoestand) ingevoerd. Dit begrip is onontbeerlijk bij het beschrijven van reacties tussen moleculaire stoffen onderling. Aan elk atoom kennen we een oxidatiegetal toe, waarmee we op dezelfde manier werken als met de valenties van de ionen in zouten. Het oxidatiegetal van een atoom is de theoretische lading die we aan dat atoom in een verbinding toekennen op grond van de volgende regels: Het oxidatiegetal van atomen in niet-ontleedbare stoffen, dus in elementaire vorm, is gelijk aan nul. Het oxidatiegetal van een metaalatoom in een verbinding is gelijk aan de valentie van dat metaal. Waterstof heeft in verbindingen met andere niet-metalen oxidatiegetal +1. Fluor heeft in alle verbindingen oxidatiegetal -1. Zuurstof heeft in vrijwel alle verbindingen oxidatiegetal -2. Een uitzondering is zuurstof in peroxiden, zoals waterstofperoxide (H2O2): het oxidatiegetal is dan -1. De som van de oxidatiegetallen van alle atomen in een deeltje (molecuul of ion) of formule-eenheid (bijvoorbeeld NaCl) is gelijk aan de netto lading van het deeltje of de formule-eenheid waarin die atomen zitten. Het oxidatiegetal van een van de overige niet-metalen kunnen we meestal via de reeks van elektronegativiteit vinden: in de elektronenformule rekenen we het elektronenpaar van een polaire binding geheel bij het meest elektronegatieve atoom. De regels moeten we in de aangegeven volgorde toepassen en de procedure moeten we stoppen zodra het oxidatiegetal is gevonden. Latere regels kunnen namelijk eerdere regels schijnbaar tegenspreken. De regels berusten op de afspraak dat voor bepaling van het oxidatiegetal de elektronen van een polaire atoombinding worden gerekend bij het meest elektronegatieve atoom . Volgorde van de elektronegativiteiten van de elementen:

Voorbeelden De oxidatiegetallen van de atomen in methaan (CH4). Koolstof is het meest elektronegatieve element. De bindende elektronenparen rekenen we bij koolstof. Het C-atoom heeft dus oxidatiegetal -4, het H-atoom heeft oxidatiegetal +1. De oxidatiegetallen van de atomen in koolstoftetrachloride (CCl4). Volgens de regels rekenen we de elektronen van de polaire atoombinding bij chloor (chloor is elektronegatiever dan koolstof). Het Cl-atoom heeft dus oxidatiegetal -1 en het C-atoom heeft oxidatiegetal +4. De oxidatiegetallen van de atomen in zwavelzuur (H2SO4). Volgens de regels hebben waterstofatomen, in verbindingen met atomen van andere niet-metalen, oxidatiegetal +1, en zuurstofatomen -2. De som van de oxidatiegetallen is nul, omdat het molecuul als geheel geen elektrische lading heeft. Het oxidatiegetal van het zwavelatoom in het molecuul is dan +6. De oxidatiegetallen van de atomen in kaliumpermanganaat (KMnO4). Volgens de regels heeft kalium oxidatiegetal +1 (K staat in groep 1). Zuurstof heeft oxidatiegetal -2. Voor mangaan blijft dan oxidatiegetal +7 over, omdat de som van alle oxidatiegetallen gelijk moet zijn aan nul. De oxidatiegetallen van de atomen in ammoniumnitraat (NH4NO3). Ammoniumnitraat is een zout, bestaande uit de ionen NH4+ en NO3-. Regels toepassen: NH4+: de H-atomen hebben elk oxidatiegetal +1, samen +4. De netto lading is +1, dus het N-atoom heeft oxidatiegetal -3. NO3-: de O-atomen hebben elk oxidatiegetal -2, samen -6. De netto is lading -1, dus het N-atoom heeft oxidatiegetal +5.   Oxidatiegetallen van stikstof in verschillende verbindingen/ionenBron: Petrucci, General Chemistry

Redoxreactie of niet? Als een reactie een redoxreactie is, moet er sprake zijn van elektronenoverdracht en moeten in de reactie oxidatiegetallen veranderen. De nettoverandering in het totaal van alle oxidatiegetallen moet gelijk zijn aan nul. Schema oxidatiegetal, reductie en oxidatie Als regel behoren alle reacties waarbij elementen reageren of ontstaan tot de redoxreacties. Oxidatie: toename van oxidatiegetal Reductie: afname van oxidatiegetalBron: Brady & Senese, Chemistry

Voorbeelden Voorbeeld 1 Ga na of de verbranding van koolstof een redoxreactie is. De vergelijking met de oxidatiegetallen van elke atoomsoort (geschreven boven de formules) luidt: De oxidatiegetallen veranderen, het is een redoxreactie. Het oxidatiegetal van koolstof neemt toe van 0 tot +4, want vier elektronen worden nu gedeeltelijk afgestaan aan het sterker elektronegatieve zuurstof. Koolstof wordt geoxideerd. Het oxidatiegetal van zuurstof neemt af van 0 naar -2, omdat elk zuurstofatoom twee elektronen van het koolstofatoom naar zich toetrekt. Zuurstof wordt dus gereduceerd. Zuurstof is de oxidator (het oxidatiegetal neemt af) en koolstof is de reductor (het oxidatiegetal neemt toe). Een verandering bij de twee zuurstofatomen met -2 eenheden geeft een totale verandering van -4 eenheden en dit is precies gelijk aan een verandering van +4 eenheden voor koolstof. Voorbeeld 2 Ga na of de volgende reactie een redoxreactie is: De vergelijking met de oxidatiegetallen van elke atoomsoort (geschreven boven de formules) luidt: De oxidatiegetallen veranderen, het is een redoxreactie. Het oxidatiegetal van het fosforatoom stijgt van +3 naar +5: het fosforatoom staat twee elektronen af. Het oxidatiegetal van de drie chlooratomen in PCl3 verandert niet. Het oxidatiegetal van de twee andere chlooratomen, in Cl2, verandert van 0 naar -1. Beide chlooratomen nemen een elektron op. Let op dat je de pijlen voor de elektronenoverdracht bij de juiste atoomsoort in de vergelijking plaatst, zodat ondubbelzinnig duidelijk is welk atoom elektronen afstaat en welk atoom elektronen opneemt. De elektronenoverdracht wordt altijd aangegeven bij de beginstoffen van de reactie, bij de formules vóór de pijl. Voorbeeld 3 Ga na of de reactie van zwaveltrioxide met water tot zwavelzuur een redoxreactie is. De oxidatiegetallen van alle atomen blijven ongewijzigd, het is dus geen redoxreactie. Voorbeeld 4 Ga na of de reactie van natrium met water een redoxreactie is. Je ziet aan de oxidatiegetallen dat twee van de vier waterstofatomen worden gereduceerd. Je kunt de reactie zien als een redoxreactie van twee natriumatomen met één watermolecuul, waarbij er twee natriumionen, een oxide-ion en waterstof ontstaan. In een zuur-basereactie reageert vervolgens het oxide-ion met een tweede watermolecuul tot twee hydroxide-ionen. In dit geval (er zijn ionen bij betrokken!) kunnen we de reactie ook als redoxreactie herkennen en beschrijven met de halfreacties:

Redoxreacties II Bij redoxreacties tussen moleculaire stoffen is de overdracht van elektronen niet erg duidelijk, omdat reactanten en producten niet uit ionen bestaan. Voorbeelden van deze reacties zijn: reacties tussen twee niet-metalen; verbrandingsreacties. Om een systematische kwantitatieve beschrijving te kunnen geven van alle redoxreacties is het begrip oxidatiegetal ingevoerd. We herkennen een redoxreactie aan de verandering van de oxidatiegetallen.  

Reacties tussen twee niet-metalen In tegenstelling tot reacties tussen metaal/niet-metaal hebben we nu uitsluitend te maken met moleculaire stoffen. De elektronenoverdracht is nu niet evident, als je niet met oxidatiegetallen werkt. Theoretisch is de elektronenoverdracht op twee manieren duidelijk te maken: Kwalitatief door te kijken naar de verandering van de polariteit van de polaire bindingen rondom iedere atoomsoort tijdens de reactie. Kwantitatief door te kijken naar de oxidatiegetallen van de atoomsoorten vóór en na de reactie. Als we de elektronendichtheid rond de verschillende atoomsoorten in reactanten en reactieproduct met elkaar vergelijken kunnen we zeggen: "Bij een redoxreactie tussen twee niet-metalen vindt er geen totale overdracht van elektronen plaats, maar slechts een gedeeltelijke overdracht. In het algemeen is dit het geval bij redoxreacties waarbij moleculaire stoffen zijn betrokken, zoals bijvoorbeeld bij verbrandingsreacties." Hier wordt alleen gekeken naar begin- en eindstoffen in de reactievergelijking. Dat zegt niets over het reactiemechanisme van de reactie. Meestal verloopt een reactie in een aantal snel opeenvolgende stappen. Welke rol de elektronenoverdracht tijdens dit reactieproces speelt is niet af te lezen uit de uiteindelijke reactievergelijking, die de som is van de afzonderlijke deelreactievergelijkingen. Praktisch is de elektronenoverdracht te zien en toe te passen in een brandstofcel. In de Vakinhoud staat het voorbeeld van de waterstof/zuurstofcel. In principe zijn ook andere reductoren dan waterstof te gebruiken in een brandstofcel, bijvoorbeeld methanol. Brandstofcel versus directe reactie Maak een vergelijking tussen de reactie van waterstof met zuurstof in de brandstofcel en de directe reactie (verbranding) van waterstof met zuurstof. We spreken van een brandstofcel, maar er zijn geen vuurverschijnselen. Bij de directe verbranding komt energie vrij in de vorm van warmte. In de brandstofcel vindt een redoxreactie plaats waarbij zuurstof (oxidator) wordt gereduceerd en waterstof (reductor) wordt geoxideerd onder vorming van water. Per saldo is dit dezelfde reactie als de directe verbranding, echter de energie komt in de brandstofcel vrij in de vorm van bruikbare elektrische energie. Vraag aan de leerlingen wat ze in beide gevallen van de energieverandering denken, uitgaande van dezelfde hoeveelheid waterstof. Zie ook 'Verbrandingen' in het thema 'Chemische reacties'.

Oxidatiegetallen In de studieboeken voor HAVO en VWO wordt het begrip oxidatiegetal niet (meer) gebruikt. Dit heeft tot gevolg dat leerlingen alleen aan de hand van de halfvergelijkingen die in BINAS-tabel 48 staan, kunnen bepalen of er sprake is van een redoxreactie. Leerlingen moeten dus goed leren werken met deze tabel. Overweeg je toch het begrip oxidatiegetal te gebruiken in de lessen dan is het belangrijk leerlingen er op te wijzen dat het oxidatiegetal iets anders is dan de formele lading. Het oxidatiegetal van een element in een verbinding is de 'theoretische' lading die een atoom krijgt, als de bindende elektronenparen geheel worden gerekend bij het meest elektronegatieve atoomsoort (dit maakt zijn octet vol). Voor leerlingen lijkt het oxidatiegetal veel op een ionlading en het kan verwarrend zijn dat hetzelfde element in verschillende verbindingen een ander oxidatiegetal heeft. Benadruk nogmaals de noodzaak van het begrip oxidatiegetal. Het oxidatiegetal is onontbeerlijk bij het beschrijven van reacties tussen moleculaire stoffen onderling. (zie Vakinhoud). Zo kunnen we bijvoorbeeld in de koolstofchemie alleen nagaan of een bepaalde reactie een redoxreactie is met behulp van het oxidatiegetal. Bij organische verbindingen is immers bijna uitsluitend sprake van covalente bindingen. Substitutiereacties onder invloed van licht bij alkanen kunnen we bijvoorbeeld ook als redoxreacties opvatten, maar beschouwen we gewoonlijk als een aparte soort reacties (zie het thema 'Koolstofchemie'):

Organische verbindingen In organische verbindingen worden de bindingselektronen tussen twee C-atomen in gelijke mate over de beide C-atomen verdeeld. De algebraïsche som van de producten van oxidatiegetal en aantal atomen per atoomsoort is in elk stuk van de keten met één C-atoom gelijk aan nul. Voorbeelden: Zoals uit het laatste voorbeeld blijkt, kunnen de C-atomen in één verbinding een verschillend oxidatiegetal hebben. Voor het bepalen van de oxidatiegetallen van de C-atomen is het wel noodzakelijk de structuurformule van de verbinding te kennen. Als in één verbinding C-atomen voorkomen die verschillende bindingstypen met andere atomen hebben (bijvoorbeeld CH3-, CH2OH-, C=O-, CHO- en COOH-groepen), is het eenvoudiger en praktischer om met het gemiddelde oxidatiegetal van alle C-atomen te werken. Deze gemiddelde waarde levert vaak een gebroken getal op. Als de verbinding een redoxreactie ondergaat verandert het gemiddelde oxidatiegetal. Deze methode heeft het voordeel dat we kunnen uitgaan van de molecuulformule van de verbinding (zie onder de knop 'Gemiddelde oxidatiegetal').

Gemiddelde oxidatiegetal Het gemiddelde oxidatiegetal van de C-atomen in een organische verbinding levert vaak een gebroken getal op. Als de verbinding een redoxreactie ondergaat verandert het gemiddelde oxidatiegetal. Neemt het gemiddelde oxidatiegetal van de koolstofatomen in een reactie toe, dan wordt de verbinding geoxideerd. Neemt het gemiddelde oxidatiegetal af dan wordt de verbinding gereduceerd. Bijvoorbeeld, de verbranding van C4H6O6 (butaandizuur of 2-methyl-propaandizuur): Het (gemiddelde) oxidatiegetal van de C-atomen neemt toe van +½ naar +4 en de verbranding van C4H6O6 is een redoxreactie waarbij C4H6O6 wordt geoxideerd. Zuurstof fungeert als oxidator. Dat de reactie een redoxreactie is, volgt natuurlijk ook uit de regels dat alle reacties waarbij elementen reageren (in dit geval O2) of ontstaan redoxreacties zijn en dat alle verbrandingsreacties (reacties met O2) redoxreacties zijn.

Sk 13.03 Sterkte van oxidatoren en reductoren

Sterkte van oxidatoren en reductoren De combinatie van oxidator en reductor die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan vormen een redoxkoppel. Naar toenemende reductorsterkte vormen de metalen met waterstof een reeks: edele metalen, waterstof, onedele metalen. De omgekeerde volgorde geeft de toename van de oxidatorsterkte van de metaalionen. Naar afnemende oxidatorsterkte vormen de halogenen een reeks: fluor, chloor, broom, jood. Redoxkoppels kunnen we rangschikken naar sterkte. Of oxidatoren en reductoren met elkaar reageren is afhankelijk van hun relatieve sterktes. Verloop van de reductorsterkte van metalenBron: McMurry & Fay, Chemistry

Redoxkoppel en redoxvergelijking Redoxkoppel Door opname van elektronen gaat een oxidator over in een deeltje dat elektronen kan afstaan, dus een reductor. We spreken dan van een oxidator en zijn geconjugeerde reductor . Evenzo heeft elke reductor een geconjugeerde oxidator . De algemene halfvergelijking waarin oxidator en reductor door elektronenoverdracht in elkaar overgaan, is: De combinatie van oxidator (OX) en reductor (RED) die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan noemen we een redoxkoppel (algemene schrijfwijze: OX/RED). In principe is bovenstaande halfvergelijking omkeerbaar. Van een aantal koppels is alleen de oxidator van praktisch belang, van andere alleen de reductor en weer andere koppels kom je tegen in beide reactierichtingen. Voorbeelden van halfvergelijkingen van redoxkoppels zijn: In BINAS is een uitgebreide tabel opgenomen met redoxkoppels (tabel 48). Redoxvergelijking De meeste redoxreacties zijn reacties waarbij ionen ontstaan of verdwijnen. Deze reacties zijn samen te stellen uit twee redoxkoppels (zie paragraaf 1). Bij het ene redoxkoppel verloopt de reactie naar rechts (reductiereactie) en bij het andere naar links (oxidatiereactie). Dat zijn dan de twee halfvergelijkingen die opgeteld de redoxvergelijking van het redoxevenwicht opleveren. In zijn eenvoudigste vorm: Samengevat: De relatieve sterkte van de betrokken oxidatoren en reductoren bepaalt de ligging van het redoxevenwicht. De sterkte van de oxidatoren en reductoren bepaalt dus de reactierichting van de betrokken redoxkoppels. In de meeste gevallen ligt een redoxevenwicht behoorlijk links of rechts. Onder de volgende knoppen geven we een aantal voorbeelden van reacties die we ook al in paragraaf 1 zijn tegengekomen. Daarna vatten we alles samen onder de knop 'Rangschikking naar sterkte'.

Reductorsterkte van metalen In de reactie: staat Fe twee elektronen per atoom af aan de Cu2+-ionen, die door opname van twee elektronen per ion overgaan in Cu (zie paragraaf 1). Dit type reactie noemen we ook wel een verdringingsreactie : het ene metaal verdringt het andere uit de oplossing. De omgekeerde reactie, Cu-metaal in een oplossing van Fe2+-ionen, verloopt niet. Hieruit kunnen we concluderen dat het Cu2+-ion een oxidator is voor Fe, maar het Fe2+-ion geen oxidator is voor Cu. We kunnen ook zeggen: ijzer heeft een veel sterkere voorkeur voor de ionvorm dan koper. Of: koper heeft een veel sterkere voorkeur voor de metaalvorm dan ijzer. Met andere woorden: Fe is een sterkere reductor (heeft sterker de neiging elektronen af te staan) dan Cu. Cu2+ is een sterkere oxidator (heeft sterker de neiging elektronen op te nemen) dan Fe2+. Algemeen geldt: Naarmate een metaal gemakkelijker reageert, staan de atomen gemakkelijker elektronen af, is het een sterkere reductor en is het metaal onedeler. Omgekeerd zal een metaalion gemakkelijker een of meer elektronen opnemen naarmate het metaal edeler is. De oxidatie verloopt vlotter naarmate het metaal onedeler is, de reductie verloopt vlotter naarmate het metaal edeler is. Animatie van de reactie van Cu2+ met Zn. Links: koper in een zilvernitraatoplossing. Er vormt zich zilver en de oplssing kleurt blauw door koperionen. Rechts: koper in een zinknitraatoplossing. Geen reactie.Bron: Petucci, General Chemistry

Verloop reductorsterkte Door het uitvoeren van goed gekozen experimenten tussen metalen en oplossingen van andere metaalionen, kunnen we alle metalen in een volgorde van toenemende reductorsterkte ('afnemende edelheid') plaatsen. De omgekeerde volgorde geeft de toename van de oxidatorsterkte van de metaalionen. De reeks die we zo krijgen, noemen we ook wel verdringingsreeks. In vereenvoudigde vorm staat deze in onderstaande tabel. De scheiding tussen de halfedele en onedele metalen is aangeduid met H2, om aan te geven dat alle metalen die boven H2 staan wel met zure oplossingen reageren en die eronder niet (zie paragraaf 1). Verloop van de reductorsterkte van de metalenBron: McMurry & Fay, Chemistry Metalen met metaaloxiden Bij hoge temperatuur kunnen ook reacties verlopen tussen een metaal en een metaaloxide. De volgorde van oxideerbaarheid van de metalen is bij deze reacties in het algemeen hetzelfde als de verdringingsreeks. Een voorbeeld is de thermietreactie: een mengsel van aluminiumpoeder en ijzer(III)oxidepoeder reageert na aansteken onder grote warmte-ontwikkeling tot aluminiumoxide en ijzer.

Oxidatorsterkte van halogenen Net zoals we voor de metalen en hun ionen hebben gedaan kunnen we met behulp van goed gekozen experimenten tussen halogenen en halogenide-ionen een volgorde in oxidatorsterkte van de halogenen afleiden (zie paragraaf 1). En daarmee ook een (omgekeerde) volgorde van de reductorsterkte van de halogenide ionen. Voorbeeld Bij menging van joodwater en een oplossing van natriumchloride reactie zal geen reactie optreden: In geval van reactie zou er immers Cl2 en I- ontstaan, maar dat reageert dan onmiddellijk terug tot Cl- en I2, omdat Cl2 een sterkere oxidator is dan I2. Joodatomen kunnen dus geen elektronen onttrekken aan chloride-ionen, chlooratomen wel aan jodide-ionen.

Rangschikking naar sterkte In BINAS tabel 48 is een groot aantal oxidatoren gerangschikt naar afnemende oxidatorsterkte. Daarnaast staan hun geconjugeerde reductoren. Deze vertonen een toenemende reductorsterkte. De sterkste oxidator, F2, staat bovenaan. Zijn geconjugeerde reductor F- is dus de zwakste reductor. De zwakste oxidator in de tabel is Li+; zijn geconjugeerde reductor Li is de sterkste reductor. In de tabel vinden we de volgordes terug van de metalen en de halogenen die we onder de vorige knoppen al hebben genoemd. Ook komen in de tabel veel samengestelde deeltjes voor, die kunnen optreden als oxidator of als reductor. Standaardelektrodepotentiaal In de tabel staat achter elk redoxkoppel een zogenaamde standaardelektrodepotentiaal, V0, uitgedrukt in volt. Hoe deze waarden zijn bepaald en wat ze betekenen, bespreken we in het thema 'Elektrochemie'. Hier maken we uitsluitend gebruik van de getalwaarden als maat voor de sterkte van de oxidatoren en reductoren. Voor oxidatoren geldt dat een hoge waarde van V0 overeenkomt met een grote oxidatorsterkte. Een grote reductorsterkte daarentegen correspondeert met een lage waarde van V0. Hoe hoger V0, hoe sterker de oxidator is en hoe zwakker zijn geconjugeerde reductor.

Gebruik van BINAS De tabel in BINAS moeten we met voorzichtigheid hanteren. De sterkte van oxidator en reductor hangt niet alleen af van de deeltjessoort, maar wordt bovendien beïnvloed door: de concentraties van de deeltjes. Bijvoorbeeld, SO42- is alléén oxidator in geconcentreerd H2SO4 (daarbij overgaand in SO2 en H2O). Verdund H2SO4 levert alleen maar H+(aq)-ionen als oxidator. Oplossingen van alleen sulfaten hebben géén oxiderende werking. Zoiets treedt ook op bij het NO3--ion. Het is alleen oxidator in een oplossing van HNO3. De oxidatorsterkte hangt af van de concentratie van het zuur: bij geconcentreerd salpeterzuur als oxidator ontstaat NO2 (V0 = 0,81 V); bij verdund salpeterzuur ontstaat NO (V0 = 0,96 V). Dat het nitraation in zuur milieu een veel sterkere oxidator is dan het waterstofion, verklaart het oplossen van de metalen Cu, Hg en Ag in salpeterzuur. het reactiemilieu. Vaak maakt het verschil of de oplossing is aangezuurd of niet, dus of er al of niet H+(aq) aanwezig is. Zo staat bijvoorbeeld de oxidator waterstofperoxide (H2O2) twee keer in tabel 48. Bijna bovenaan staat de halfvergelijking voor een aangezuurde H2O2-oplossing: Iets verder in de tabel (de oxidatorwerking is dus minder sterk) staat de halfvergelijking voor de niet-aangezuurde oplossing: de overige deeltjes in het reactiemengsel. Sommige deeltjes kunnen optreden als oxidator of als reductor. Welke reactie optreedt hangt af van de overige deeltjes in het reactiemengsel. Voorbeelden zijn: metaalionen die meer dan één ionlading kunnen hebben. Bijvoorbeeld het Fe2+-ion, dat kan overgaan in een Fe3+-ion en in Fe. waterstofperoxide (H2O2). De halfvergelijking als reductor luidt:

Reactie of niet? Een redoxreactie verloopt als aan twee voorwaarden is voldaan: Er moet een oxidator (elektronenacceptor, OX) én een reductor (elektronendonor, RED) aanwezig zijn. De oxidator vóór de reactie moet sterker zijn dan de oxidator die door de reactie ontstaat. Dit is gelijkwaardig met: de reductor voor de reactie moet sterker zijn dan de reductor na de reactie. Indien aan voorwaarde 1 is voldaan, schrijf dan de redoxreactie op die eventueel zou kunnen verlopen. Geef de OX en RED van de twee redoxkoppels aan: Zoek in tabel 48 de V0-waarden van de twee redoxkoppels op. We hanteren de volgende vuistregels: V0 (OX2, RED2), in de praktijk moet het verschil DV0  ³ 0,3 V zijn; de reactie is aflopend als V0 (OX1, RED1) > V0 (OX2, RED2), in de praktijk moet het verschil DV0  ³ 0,3 V zijn; de reactie verloopt niet als V0 (OX1, RED1) de reactie verloopt niet als V0 (OX1, RED1) < V0 (OX2, RED2), in de praktijk moet het verschil DV0  £ -0,3 V zijn; er stelt zich een evenwicht in als -0,3 V £  DV0  ³ 0,3 V.

Voorbeelden Nikkel met loodnitraat Ga aan de hand van tabel 48 na of er reactie zal optreden als we een nikkelen munt dompelen in een oplossing van lood(II)nitraat. Het redoxkoppel Pb2+/Pb staat hoger in de tabel (hogere V0) dan het Ni2+/Ni koppel. Pb2+ is dus een sterkere oxidator dan Ni2+ en Ni is een sterkere reductor dan Pb. Anders gezegd: lood is edeler dan nikkel. De sterkste oxidator neemt elektronen op en de sterkste reductor staat ze af, er zal dus reactie optreden: Omgekeerd zal er geen reactie optreden als we een loden staaf dompelen in een oplossing van nikkel(II)nitraat. IJzer met zoutzuur IJzer reageert met zoutzuur, waarbij waterstof ontwijkt. Ontstaan bij deze reactie ijzer(II)- of ijzer(III)-ionen? H+(aq)-ionen gaan over in H2 en zijn dus de oxidator: Voor het ijzer zijn twee redoxkoppels van belang: Deze twee koppels moeten we apart in beschouwing nemen. Eerst het Fe2+(aq) /Fe koppel: In deze reactie is OX 1 inderdaad sterker dan OX 2, omdat de V0 van OX 1 hoger is dan die van OX 2. De reactie loopt dus in de aangegeven richting. De vraag is nu of de ijzer(II)-ionen verder kunnen worden geoxideerd tot ijzer(III)ionen: Het Fe3+(aq)/Fe2+(aq) koppel heeft een hogere V0 dan het H+(aq)/H2(g) koppel, dus OX 2 is sterker dan OX 1; de reactie verloopt niet. In de reactie van ijzer met zoutzuur ontstaan uitsluitend ijzer(II)-ionen.

Opmerking Redoxreacties blijven soms achterwege, ook al zou er op basis van V0-waarden een aflopende reactie kunnen optreden. Bijvoorbeeld, bij het samenvoegen van oplossingen van zilvernitraat en kaliumjodide treedt niet de verwachte redoxreactie op: In plaats daarvan verloopt de reactie: Hierdoor zijn de concentraties van Ag+ en/of I- heel klein (bepaald door het oplosbaarheidproduct van AgI). Redoxreacties kunnen dus achterwege blijven of juist wel optreden als gevolg van de molariteit van oxidator en reductor. De volgorde in de tabel is gebaseerd op concentraties van 1 M. De kwantitatieve invloed van deze concentraties komt in het thema 'Elektrochemie' aan de orde.

Sterkte van oxidatoren en reductoren De combinatie van oxidator en reductor die door elektronenoverdracht in elkaar overgaan vormen een redoxkoppel. Naar toenemende reductorsterkte vormen de metalen met waterstof een reeks: edele metalen, waterstof, onedele metalen. De omgekeerde volgorde geeft de toename van de oxidatorsterkte van de metaalionen. Naar afnemende oxidatorsterkte vormen de halogenen een reeks: fluor, chloor, broom, jood. Redoxkoppels kunnen we rangschikken naar sterkte. Of oxidatoren en reductoren met elkaar reageren is afhankelijk van hun relatieve sterktes.

Redoxkoppel en redoxvergelijking Aandachtspunten Het is zinvol om extra aandacht te besteden aan de schrijfwijze van een 'redoxkoppel' (een bij elkaar behorende reductor en oxidator). We noteren, in tegenstelling tot de uitdrukking redoxkoppel, eerst de oxidator en dan de reductor: Zn2+/Zn en F2/F–. De dubbele pijl in de halfvergelijkingen in BINAS geeft aan dat de reactie in de ene situatie de ene kant en in de andere situatie de andere kant op kan lopen. Dit is afhankelijk van de combinatie van redoxkoppels. Een redoxreactie is gewoonlijk aflopend en in de vergelijking schrijven we dan ook meestal een enkele pijl.

Reductorsterkte van metalen Demonstratieproef Schenk in twee reageerbuizen enkele ml koper(II)sulfaatoplossing. Doe in de ene buis een stukje zink en in de andere buis een stukje lood. Laat de buizen rustig staan. Schenk in twee reageerbuizen een oplossing van lood(II)nitraat. Doe in de ene buis een stukje koper en in de andere een stukje zink. Laat de buizen rustig staan. Schenk in twee reageerbuizen een oplossing van zinknitraat. Doe in de ene buis een stukje koper en in de andere buis een stukje lood. Laat de buizen rustig staan. Vragen Rangschik op grond van je waarnemingen de drie metalen naar opklimmende edelheid. Geef de reactievergelijkingen. Rangschik Zn, Cu en Pb naar opklimmende reductorsterkte. Licht je antwoord toe. Animatie Met behulp van deze animatie kun je allerlei combinaties van metalen en oplossingen van metaalionen combineren en onderzoeken welk metaal met welk metaalion reageert. Met behulp van de bijbehorende verwerkingsbladen kunnen we de volgorde in reductorsterkte van de metalen vaststellen. En daarmee ook de (omgekeerde) volgorde van de oxidatorsterkte van de metaalionen. Misconceptie Het aantal elektronen dat wordt afgestaan of opgenomen (de grootte van de lading van een ion) bepaalt de sterkte van een reductor of oxidator. Een experiment dat dit misconcept weerlegt is het vergelijken van de reacties van natrium, calcium, ijzer en aluminium met water. De grootte van de lading van het te vormen geconjugeerde ion heeft geen verband met de reductorsterkte.

Oxidatorsterkte van halogenen Demonstratieproef Stel je hebt de beschikking over chloorwater, Cl2(aq), broomwater, Br2(aq), en joodwater, I2(aq), en over oplossingen van kaliumjodide, kaliumbromide en kaliumchloride. Chloorwater en joodwater staan in de zuurkast en moeten daar blijven. Broomwater mag tegenwoordig niet meer worden gebruikt op school, wegens de giftigheid. Maak een werkschema hoe je zo doeltreffend mogelijk kunt onderzoeken welk halogeen met welk ander halogenide reageert. Anders gezegd: hoe je een volgorde in oxidatorsterkte van de halogenen experimenteel kunt vaststellen. En daarmee ook een (omgekeerde) volgorde van de reductorsterkte van de halogenide ionen. Vrijkomend jood kun je onderscheiden van vrijkomend broom met een zetmeeloplossing (kleurt blauw met jood). Noteer je waarnemingen en vat je conclusies samen in een tabel (voor broomwater zijn deze reeds ingevuld):   Cl2(aq) Br2(aq) I2(aq) Cl–   geen reactie   Br–   geen reactie   I–   → I2(aq)   Vragen Rangschik de drie halogenen naar opklimmend oxiderend vermogen, op grond van de waarnemingen. Geef de reactievergelijkingen. Wat valt op als je deze rangschikking vergelijkt met de rangschikking van de elementen uit groep 17 van het periodiek systeem? Beredeneer welke plaats fluor waarschijnlijk in deze reeks inneemt.

Rangschikking naar sterkte Het verloop van de reductorsterkte van metalen en van de oxidatorsterkte van halogenen vinden we terug in BINAS tabel 48: de oxidatoren zijn gerangschikt naar afnemende oxidatorsterkte en de geconjugeerde reductoren naar toenemende reductorsterkte. Opmerkingen bij BINAS-tabel Salpeterzuur Belangrijk is te wijzen op de oxidator salpeterzuur. Die vind je op twee plaatsen in de tabel als NO3– + H+. Belangrijk: bij geconcentreerd salpeterzuur ontstaat NO2; bij verdund salpeterzuur ontstaat NO; verdund salpeterzuur is een sterkere oxidator dan geconcentreerd salpeterzuur; nitraat in oplossing, niet in zuur milieu, werkt niet als oxidator. Zwavelzuur Zoals in de Vakinhoud al genoemd: SO42– + H+ werkt alleen in de vorm van geconcentreerd zwavelzuur. Een veel gemaakte fout is dat leerlingen verdund zwavelzuur, gebruikt om aan te zuren, als oxidator laten reageren, waarbij SO2  ontstaat. Ook sulfaat in oplossing, niet in zuur milieu, wordt vaak als oxidator gezien. Permanganaat Wijs op de veel gebruikte oxidator permanganaat, aangezuurd met zwavelzuur. Hoe werkt permanganaat als je niet aanzuurt? Demonstratieproef Enkele deeltjes kunnen zowel als oxidator en als reductor optreden. Voor waterstofperoxide kunnen we dit met onderstaande experimenten aantonen: Een waterstofperoxideoplossing druppelen bij een aangezuurde oplossing van kaliumjodide. Jood aantonen met een zetmeeloplossing. Een kaliumpermanganaatoplossing bij een oplossing van waterstofperoxide voegen. De paarse kleur van kaliumpermanganaat verdwijnt.

Reactie of niet? Belangrijk is de notie dat er bij een reactie van een oxidator met een reductor een nieuwe oxidator en een nieuwe reductor ontstaan (analogie met zuur-basereactie). In principe kan de reactie dus meteen in omgekeerde richting verlopen. Zo zijn er altijd twee concurrerende reacties mogelijk. Afhankelijk van de relatieve sterkte van oxidatoren en reductoren, zal de eindtoestand een evenwichtstoestand zijn, waarbij de zwakste reductor en oxidator meer voorkomen dan de sterkere. Omdat de sterke actoren het winnen van de zwakke, blijven de zwakke over. Dit lijkt een tegenspraak! Meestal ligt het evenwicht volledig aan één kant en spreken we van een aflopende reactie of van een reactie die niet verloopt. Berekening van de evenwichtsconstante is mogelijk met behulp van de V0 -waarden (zie het thema 'Elektrochemie'). V0-waarden De genoemde regels voor het al dan niet verlopen van de reactie met als norm de V0 zijn van betrekkelijke waarde, omdat de V0 -waarden gelden voor oplossingen waarin de concentraties van alle betrokken deeltjes gelijk zijn aan 1 M. In de praktijk is dit zelden of nooit het geval. Hogere of lagere concentraties veranderen de waarde van V, waardoor dus ook de oxidatorsterkte van een koppel verandert. De kwantitatieve invloed hiervan komt in het thema 'Elektrochemie' aan de orde. Het blijkt dat door variatie in omstandigheden (hogere of lagere concentraties van de verschillende ionen die in een halfreactie voorkomen) de potentiaal ongeveer 0,1 tot 0,2 V zal afwijken van de standaardelektrodepotentiaal. Daarom is ook bij andere dan standaardomstandigheden de standaardelektrodepotentiaal een goede maat voor de sterkte van oxidatoren en reductoren. De grenzen zijn 'veiligheidshalve' iets ruimer gekozen. Plaats in BINAS Het gaat er nu om hoe leerlingen kunnen voorspellen wanneer een oxidator en een reductor samen reageren en wanneer niet. Dit wordt in de Vakinhoud uitgelegd aan de hand van de standaardelektrodepotentialen. In lesboeken voor HAVO en VWO wordt het wel of niet optreden van een redoxreactie echter niet uitgelegd aan de hand van de standaardelektrodepotentialen, maar met behulp van de plaats van de oxidator en reductor in tabel 48 van BINAS. Dit kan op twee manieren: Een redoxreactie verloopt alleen als de oxidator hoger in de tabel staat dan de reductor. Als je in de tabel een schuine lijn kunt trekken van linksboven naar rechtsonder verloopt de redoxreactie.

Sk 13.04 Opstellen van vergelijkingen van redoxreacties

Opstellen van redoxvergelijkingen De reactievergelijking van een redoxreactie waarbij ionen ontstaan of verdwijnen stellen we op met behulp van de halfvergelijkingen. Zo verkrijgen we een 'kloppende' redoxvergelijking: zowel het aantal atomen van elke soort als het aantal afgestane en opgenomen elektronen (de lading) is in balans. De reactievergelijking van een redoxreactie tussen moleculaire stoffen onderling stellen we op gebruikelijke wijze op door het aantal atomen van elke soort kloppend te maken. Kloppend maken met behulp van halfvergelijkingen

Halfvergelijkingmethode Met behulp van de halfvergelijkingen uit BINAS tabel 48 kunnen we de totaalvergelijking van een redoxreactie opstellen. Dit gaat volgens een vaste procedure. Bijvoorbeeld voor het reageren van koper met een oplosing van ijzer(III)chloride: stel de OX en de RED vast en schrijf voor elk apart de halfvergelijking op: maak het aantal elektronen gelijk: halfvergelijking van OX verdubbelen (overdracht van 2 elektronen); tel de halfvergelijkingen op en vereenvoudig de reactie (elektronen vallen weg): Keuze juiste halfvergelijking Het permanganaation MnO4– (paars in oplossing) vinden we in BINAS op drie verschillende plaatsen in de kolom met oxidatoren. In zuur milieu ontstaat het Mn2+-ion (kleurloos in verdunde oplossing); in neutraal of basisch milieu ontstaat het slecht oplosbare MnO2 (bruinsteen). De overgang van MnO4– in het MnO42–-ion (groen in oplossing) treedt alleen op als noch H+-ionen, noch H2O-moleculen aanwezig zijn. Deze situatie kan zich uitsluitend voordoen bij reactie in een watervrije omgeving (van dit redoxkoppel is alleen de reductor van praktisch belang). De vergelijking van de reactie met het sulfietion SO32– (kleurloos in oplossing) als reductor in zuur milieu is: Sulfiet komt twee keer in tabel 48 voor (bij -0,09 en bij -0,92 V). De laatste is de sterkste reductor. Echter hier reageert het sulfietion in een basisch milieu. De vergelijking van de reactie van het permanganaation met het sulfietion in neutraal of basisch milieu is:

Opstellen onbekende halfvergelijkingen Het opstellen van vergelijkingen van redoxreacties uit halfvergelijkingen is ook mogelijk zonder gebruik te maken van BINAS tabel 48. Dit is met name van belang voor halfvergelijkingen die niet in de tabel staan. Het kloppend maken van halfvergelijkingen gaat volgens vaste regels. Door deze regels in de aangegeven volgorde toe te passen kunnen alle halfvergelijkingen kloppend worden gemaakt. Bijvoorbeeld het kloppend maken van de halfvergelijking MnO4-(aq) → Mn2+(aq) in zuur milieu: Stel het skelet op van de halfvergelijking en maak deze kloppend voor alle atomen anders dan O en H. In dit geval voor Mn: Maak de zuurstofbalans kloppend met H2O-moleculen: Maak de waterstofbalans kloppend met H+-ionen: Maak de ladingsbalans kloppend met elektronen: Pas een zuur-basecorrectie (zie hierna) toe, indien nodig. Dit kan nodig zijn als in de vergelijking H+-ionen voorkomen, terwijl de reactie in neutraal of basisch milieu plaatsvindt. In dit voorbeeld is geen correctie nodig omdat de reactie in zuur milieu plaatsvindt. Voeg de toestandsaanduidingen toe aan de totaalvergelijking van de redoxreactie. Zuur-basecorrectie In neutraal of basisch milieu wordt de halfvergelijking gecorrigeerd door bij het linker en rechterlid van de vergelijking elk evenveel OH–-ionen op te tellen als er H+-ionen staan. Vervolgens levert vereenvoudiging de juiste halfvergelijking op. Bijvoorbeeld voor de halfvergelijking MnO4-(aq) → MnO2(aq) in basisch milieu ontstaat met bovenstaande procedure de halfvergelijking: Na de zuur-basecorrectie ontstaat de halfvergelijking: Vereenvoudiging levert de juiste halfvergelijking op:

Opstellen van redoxvergelijkingen De reactievergelijking van een redoxreactie waarbij ionen ontstaan of verdwijnen stellen we op met behulp van de halfvergelijkingen. Zo verkrijgen we een 'kloppende' redoxvergelijking: zowel het aantal atomen van elke soort als het aantal afgestane en opgenomen elektronen (de lading) is in balans. De reactievergelijking van een redoxreactie tussen moleculaire stoffen onderling stellen we op gebruikelijke wijze op door het aantal atomen van elke soort kloppend te maken.

Halfvergelijkingmethode In een redoxreactie kunnen nooit vrije elektronen voorkomen, omdat elektronen die door de reductor worden afgestaan altijd door een ander deeltje (oxidator) worden opgenomen. Het is onmogelijk dat er vrije elektronen in een mengsel 'overblijven', want dan zou het mengsel elektrisch geladen zijn. Evenmin is het mogelijk dat er elektronen worden gebruikt die niet door een reductor zijn afgestaan, die uit het niets zouden ontstaan. Daarom is het belangrijk om iedere halfvergelijking met de juiste factor te vermenigvuldigen, afhankelijk van de combinatie. Laat steeds controleren of de totaalvergelijking klopt, niet alleen op atoomsoorten, maar ook op lading. Leerlingen moeten oefenen om een zekere routine te krijgen. Het is dus aan te bevelen om vele oefenreacties te maken. Indien er te weinig in het boek staan raadpleeg dan een andere methode. Dat is ook nodig om vanuit de opgave snel de bijbehorende halfvergelijkingen te kunnen vinden. Moeilijkheid : in de opgaven staan meestal namen van zouten, terwijl in de halfvergelijkingen alleen de reagerende ionen staan. Methode Noteer alle deeltjes (dus: s, l, g en aq-deeltjes) die in het totale systeem aanwezig zijn. Rangschik alle deeltjes in het systeem op sterkte. De sterkste reductor zal met de sterkste oxidator reageren. Moeilijkheden Sommige deeltjes kunnen zowel reductor als oxidator zijn. Bijvoorbeeld: Cu+, Fe2+. Componenten komen meerdere malen in BINAS tabel 48 voor, afhankelijk van het milieu. Bijvoorbeeld: H2O2, MnO4-, Ag, SO42-. Bij geconcentreerd salpeterzuur ontstaat NO2(g), bij verdund salpeterzuur ontstaat NO (g). Voorbeeld Geef de reactievergelijking voor de reactie tussen oplossingen van ijzer(II)sulfaat en kaliumpermanganaat in verdund zwavelzuur. Moeilijkheden herkennen van de reductor (Fe2+); herkennen van de oxidator (MnO4- + H+); zwavelzuur dient om aan te zuren; sulfaat werkt niet als oxidator.

Opstellen onbekende halfvergelijkingen Voorbeeld 1 Maak de halfvergelijking waterstofperoxide → zuurstof (in zure oplossing) kloppend met behulp van de besproken regels, zonder gebruik te maken van BINAS tabel 48. Werkwijze: Voorbeeld 2 Als je natronloog druppelt bij een oplossing van ijzer(II)sulfaat, ontstaat een vuilgroen neerslag van ijzer(II)hydroxide. Aan de lucht gaat de groene stof over in een oranjebruine vaste stof, ijzer(III)hydroxide. Stel de halfvergelijkingen en de redoxvergelijking op van de omzetting van ijzer(II)hydroxide in ijzer(III)hydroxide aan de lucht. Maak geen gebruik van BINAS. Reductor Oxidator (zuurstof uit de lucht) Redoxvergelijking Na vermenigvuldigen en optellen van de halfvergelijkingen ontstaat de redoxvergelijking:

Sk 13.05 Redoxreacties in de praktijk

Redoxreacties in de praktijk Voorbeelden en toepassingen van redoxreacties zijn: de langzame aantasting van metalen (corrosie);  de productie van metalen uit metaalertsen; de kwantitatieve analyse (redoxtitraties); stroombronnen en elektrolyse (elektrochemische processen); het aantonen van aldehyden. Staalproductie bij Corus in IJmuidenBron: http://www.corusgroup.com/

Corrosie Corrosie is de (langzame) aantasting van metalen. Corrosie is een verzamelnaam voor verscheidene soorten chemische reacties. Eén ding hebben deze reacties gemeen: het zijn alle redoxreacties en in alle gevallen wordt het metaal geoxideerd. De meest voorkomende corrosiereacties zijn: met zuurstof. Hierbij ontstaan metaaloxiden. De reactiesnelheid van de onedele metalen is bij deze oxidatieprocessen het grootst. Vaak speelt ook water een belangrijke rol bij de corrosie van metalen door zuurstof (zie het thema 'Elektrochemie'). Bijvoorbeeld voor het roesten van ijzer is niet alleen zuurstof nodig maar ook water of waterdamp: met verdunde sterke zuren en met halogenen. Deze reacties zijn in de praktijk alleen van belang voor de (chemische) industrie. Wanneer in een fabriek dergelijke agressieve stoffen worden gebruikt, moeten de buizen en ketels daar uiteraard tegen bestand zijn. 'Corrosie' komt terug in het hoofdstuk 'Elektrochemie'.

Winning van metalen Behalve platina en goud komen alle andere metalen in de aarde als verbindingen voor. Als delfstoffen noemen we deze stoffen metaalertsen. Om het metaal uit het erts te bereiden moet het worden gereduceerd: dus van positief metaalion naar vrij metaal. Reductie van metaaloxides Chemisch gemakkelijk te onsluiten ertsen zijn de metaaloxiden. Veel metaaloxiden kunnen we direct in metalen omzetten door reactie met koolstof, koolstofmono-oxide of waterstof. Deze reacties verlopen alleen bij hoge temperatuur. Bijvoorbeeld de reductie van koper (II)oxide: Niet alle metaaloxides kunnen we op deze manieren reduceren. De oxiden van de zeer onedele metalen reageren niet met koolstof, koolstofmono-oxide of waterstof. Deze reductoren zijn daarvoor niet sterk genoeg. Metalen als magnesium, natrium en aluminium moeten we winnen door elektrolyse van gesmolten zouten (zie het thema 'Elektrochemie'). De verdringingsreeks voor reacties van metaaloxides bij hoge temperaturen is vrijwel hetzelfde als de verdringingsreeks die in de paragrafen 13.01 en 13.03 van de Vakinhoud is besproken: Waterstof, koolstof en koolstofmonooxide zijn hier in de reeks geplaatst. Deze drie deeltjessoorten zijn dus sterkere reductoren dan zink, maar zwakkere reductoren dan aluminium en metalen uit groepen 1 en 2. Koolstof is technisch gezien de belangrijkste reductor, omdat het goedkoop en ruim voorhanden is. Men gebruikt daarvoor cokes. Cokes wordt gemaakt door steenkool zonder lucht te verhitten. Alle vluchtige bestanddelen ontstnappen daarbij en er blijft vrijwel zuiver koolstof over. Koolstofmonooxide kan op eenvoudige wijze uit steenkool worden bereid. Roosten van nikkelerts (nikkelsulfide) Metaalsulfides worden eerst omgezet in oxides door reactie met zuurstof uit de lucht bij hoge temperatuur, het zogenoemde roosten van een erts. Het nikkeloxide kan met koolstof worden gereduceerd tot nikkel. Een groot bezwaar van het gebruik van sulfidische ertsen is de produktie van zeer grote hoeveelheden zwaveldioxide. De ertsverwerkende industrie levert dan ook een grote bijdrage aan de luchtvervuiling met zwaveldioxide.

Hoogovenproces IJzer is het meest gebruikte metaal. IJzererts (Fe2O3) wordt in een hoogoven met koolstof (C), in de vorm van cokes, gereduceerd. In een hoogoven worden bovenin ijzererts, cokes en kalksteen gestort. Onderin wordt hete lucht geblazen. De cokes verbrandt tot koolstofdioxide. Het koolstofdioxide reageert in een hoger en koeler gedeelte van de oven met koolstof tot koolstofmonooxide. Het koolstofmonooxide reduceert het ijzeroxide tot ijzer. Het ijzer smelt door de hoge temperatuur en verzamelt zich onderin de hoogoven, waar het afgetapt kan worden. De verschillende reacties zijn: De toeslag van kalksteen dient om alle steenachtige stoffen in het erts, zoals zand, om te zetten in een gemakkelijk smeltbare massa. Deze massa wordt slak genoemd. De slak verzamelt zich eveneens in vloeibare vorm onderin de hoogoven en wordt periodiek afgetapt. Hoogoven 6 bij Corus IJmuidenBron: Uwe Niggermeier, http://www.stahlseite.de/

Redoxtitraties Redoxreacties worden gebruikt in de kwantitatieve analyse. Wanneer een stof als RED kan optreden, kunnen we de hoeveelheid ervan bepalen door titratie met een geschikte OX. De gang van zaken bij zo'n redoxtitratie is vergelijkbaar met die bij een zuur-basetitratie. De concentratie van de OX (of RED) moet dus bekend zijn en de (redox)reactie snel en volledig. Door in te spelen op de optredende kleurveranderingen hebben we bij redoxtitraties meestal geen indicator nodig. Het equivalentiepunt kunnen we ook bepalen met behulp van potentiaalmetingen. We behandelen redoxtitraties in het thema 'Analytische Chemie'.

Elektrochemische processen Bij elektrochemische processen wordt chemische energie omgezet in elektrische energie of omgekeerd. Dit is mogelijk indien we de elektronenoverdracht tussen de reactanten laten verlopen via een externe weg (elektrisch circuit). De werking van elektrische cellen of stroombronnen zoals de loodaccu, de batterij en de brandstofcel berust op de omzetting van chemische energie in elektrische energie. Bij elektrolyse wordt elektrische energie omgezet in chemische energie. Belangrijke toepassingen zijn onder meer het winnen van (zeer onedele) metalen uit hun zouten en de productie van chloor door de elektrolyse van een NaCl-oplossing. We behandelen elektrochemische processen in het thema 'Elektrochemie'.

Redoxreacties in de praktijk Voorbeelden en toepassingen van redoxreacties zijn: de langzame aantasting van metalen (corrosie);  de productie van metalen uit metaalertsen; de kwantitatieve analyse (redoxtitraties); stroombronnen en elektrolyse (elektrochemische processen); het aantonen van aldehyden.

Corrosie Vaak speelt water een belangrijke rol bij de corrosie van metalen door zuurstof. Bijvoorbeeld voor het roesten van ijzer is niet alleen zuurstof nodig maar ook water of waterdamp. Demonstratieproef Maak vier ijzeren spijkers goed schoon door ze te schuren en even in zoutzuur te dompelen. Spoel ze af met gedestilleerd water en daarna met alcohol of aceton en droog ze goed af. Doe een spijker in een schone droge reageerbuis en sluit de buis af met een stop. Doe de tweede spijker in een reageerbuis geheel gevuld met gekookt gedestilleerd water. Sluit de buis af met een stop en zorg dat daarbij geen luchtbel in de buis achterblijft. Doe de derde spijker in een reageerbuis gevuld met water direct uit de kraan en sluit ook deze af met een stop, zonder luchtbel. Vul een vierde reageerbuis voor de helft met water en leid enige tijd zuurstof door het water. Doe de vierde spijker hierin en sluit de buis af met een stop. Zet de vier buizen weg en bekijk ze de volgende dag. Conclusie?

Winning van metalen Demonstatieproeven Reductie van lood(II)oxide met koolstof In een reageerbuis wordt 5,0 gram lood(II)oxide (PbO), een geel poeder, en 0,13 gram koolstofpoeder (C, norit) goed gemengd. De buis wordt horizontaal in een klem gezet en afgesloten met een stop met doorleidbuisje. Het mengsel wordt verhit. Het ontwijkende gas wordt door kalkwater geleid. Let op dat bij het afkoelen het kalkwater niet in de reageerbuis teruggezogen wordt. Vragen Welk gas ontwijkt? Waaruit bestaat de glanzende metalen druppel in de buis na afloop? Geef de reactievergelijking van de reactie in de buis. Reductie van koper(II)oxide met aardgas In een horizontaal opgestelde moeilijk smeltbare glazen buis wordt een schepje koper(II)oxide (CuO) gebracht. Aardgas wordt over het koperoxide geleid. Nadat met de knalgasproef is aangetoond dat er geen zuurstof meer in de buis aanwezig is, wordt het koper(II)oxide verhit. Het ontwijkende aardgas wordt aan een glazen buisje aangestoken. Het is ook mogelijk om de opstelling eerst te spoelen met stikstof, om alle zuurstof te verdrijven. Vragen Wat zie je in het koude gedeelte van de buis? Geef de reactievergelijking. Het hoogovenproces In het technologietijdschrift De Ingenieur verscheen op 19-1-2007 een artikel over de staalbereiding bij Corus (voorheen Hoogovens):Sterke staaltjes - productie bij Corus in IJmuiden door Peter Baeten. Dit artikel is toegankelijk via Kennislink. Het bevat veel informatie rondom de staalbereiding en links naar video's hierover. Ook op de site van Corus vind je een beschrijving van het productieproces met veel foto's.

Aantonen aldehyden Een specifieke reactie op aldehyden is de oxidatie door complex gebonden zilver(I)ionen in basisch milieu ('ammoniakale zilveroplossing' of Tollens' reagens). Het complex gebonden zilverion is een zwakke oxidator die aldehyden kunnen oxideren. (zie het thema 'Koolstofchemie'). Bij het toevoegen van Tollens’ reagens aan een aldehyde, wordt het aldehyde geoxideerd tot een carbonzuur en wordt Ag+ gereduceerd tot metallisch zilver. Het zilver wordt soms zichtbaar als een fraaie zilverspiegel op de wand van het glas waarin de reactie plaatsvindt. Een praktische toepassing van deze reactie is het maken van spiegels. Bron: http://www.experimenten.nl/zilverspiegel.html Demonstratieproef Deze proef kan ook als leerlingenproef dienen. Maak een schone reageerbuis extra schoon door deze even met ammonia te koken. Schenk in de reageerbuis 2 mL 0,1 M zilvernitraatoplossing. Voeg hieraan enkele druppels 1 M natronloog toe. Er ontstaat een bruin neerslag van zilveroxide: Schenk er vervolgens zoveel 2 M ammonia bij, dat het neerslag juist weer oplost, volgens de reactie: Voeg enkele mL glucose-oplossing toe en verwarm de buis, voortdurend ronddraaiend, in een waterbad op ongeveer 80 oC. Glucose, afgekort tot R-CHO, reageert als een aldehyde en wordt geoxideerd tot het corresponderende carbonzuur, R-COOH. Er ontstaat metallisch zilver, dat op de wand van de buis neerslaat als een zilverspiegel. De halfvergelijkingen zijn: Na correctie voor het basisch milieu ontstaat de somvergelijking: NB: Tollens' reagens moet altijd vlak voor het gebruik worden bereid. Het mag niet worden bewaard, omdat in de oplossing een explosieve zilververbinding kan ontstaan. Alternatief voor de demonstratieproef: http://www.experimenten.nl/zilverspiegel.html

Sk 99.00 Meerkeuzetoetsen

Toelichting Inhoud toetsen Deze toetsen zijn geschikt voor 4/5 havo en 4/5 vwo of 5/6 vwo. Ze sluiten goed aan op de verschillende aspecten die in dit thema 'Redoxreacties' aan de orde komen. Waar te vinden? De toetsen zijn gekoppeld aan enkele gangbare scheikundemethodes (Chemie, Chemie Overal, Curie en Pulsar Chemie) en te vinden binnen deze tabbladenset (zie tablabels). Nadere omschrijving Elke set meerkeuzevragen heeft twee toetsversies met identieke toetsvragen, die in een verschillende volgorde staan. De toetsen zijn voorzien van docenthandleidingen, diagnosebladen met leeradviezen, toetsanalysebladen, scoreprofielen, antwoordsleutels en modellen voor de omzetting van een score in een cijfer. Naast toepassing kunnen deze bijlagen ook belangrijke voorbeelden of hulpmiddelen zijn bij het ontwikkelen en evalueren van nieuwe toetsen of toetsvragen.

Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4 HAVO / 5 HAVO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO: Redoxreacties Docentenhandleiding 4 VWO / 5 VWO Toetsen 4 VWO / 5 VWO Redoxreacties (beperkt) Redoxreacties (uitgebreid)

Chemie Overal Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Redoxreacties Toetsen 5 VWO / 6 VWO Redoxreacties

Curie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets te openen. Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Redoxreacties Toetsen 4 VWO / 5 VWO Redoxreacties (beperkt) Redoxreacties (uitgebreid)

Pulsar - Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Redoxreacties Toetsen 4 VWO/ 5 VWO Redoxreacties

Elektrochemie Bij elektrochemische processen wordt chemische energie omgezet in elektrische energie of omgekeerd. Dit is mogelijk indien de elektronenoverdracht tussen de reactanten gedwongen wordt via een externe weg te verlopen. Van de omzetting van chemische energie in elektrische energie wordt gebruik gemaakt in elektrochemische cellen of stroombronnen zoals de accu, de batterij en de brandstofcel.Elektrolyse is het proces waarbij elektrische energie wordt omgezet in chemische energie. Enkele belangrijke toepassingen zijn de productie van zeer onedele metalen, het zuiveren van metalen en het aanbrengen van dunne metaallaagjes. Michael Faraday, pionier in elektrochemieBron: Petrucci, General Chemistry

Sk 14.01 Elektrochemische cellen

Elektrochemische cellen Een elektrochemische cel of stroombron is gebaseerd op een exotherme redoxreactie, waarbij chemische energie wordt omgezet in elektrische energie. Reductor en oxidator reageren niet rechtstreeks met elkaar, maar via geleidend verbonden elektroden. Het potentiaalverschil tussen de elektroden van een cel die geen stroom levert heet de bronspanning. Deze spanning is de resultante van de elektrodepotentialen van beide redoxkoppels. Principe van een elektrochemische celBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Principe en bouw Principe Een elektrochemische cel is gebaseerd op een exotherme redoxreactie, waarbij chemische energie wordt omgezet in elektrische energie. Bij direct contact tussen reductor en oxidator komt de reactie-energie vrij als warmte. Door de elektronenoverdracht niet direct maar via een externe weg (stroomdraad) te laten verlopen komt deze energie grotendeels vrij als elektrische energie. De redoxreactie verloopt 'op afstand': elektronenopname en -afgifte gebeuren op verschillende plaatsen, waarbij de elektronen door de draad van de reductor naar de oxidator stromen. De stroomkring wordt gesloten door ionen in een verbindende elektrolyt tussen reductor en oxidator. Eén van de eerste elektrochemische cellen is de zogenaamde Daniëllcel, uitgevonden in 1836 door de Engelse natuurkundige J. F. Daniëll. Deze cel is gebaseerd op de redoxreactie: DaniëllcelBron: McMurry & Fay, Chemistry Bouw Een elektrochemische cel bestaat uit de volgende componenten: twee stoffen die als reductor en oxidator optreden; twee geleidende staven, waaraan de elektronenoverdracht plaatsvindt, de elektroden ; een geleidende stof tussen de elektroden, meestal een zoutoplossing, de elektrolyt . In plaats van te tekenen kunnen we de bouw van een elektrochemische cel gemakkelijker en korter weergeven door middel van een celdiagram .

Elektroden en halfcel De elektroden in een elektrochemische cel kunnen van grafiet of platina zijn. Deze materialen nemen zelf niet deel aan de reactie, maar dienen alleen voor elektronenoverdracht. De elektroden kunnen ook van andere metalen zijn gemaakt, die wel deelnemen aan de reactie, bijvoorbeeld de zinkstaaf in de Daniëllcel. Eén elektrode met bijbehorende elektrolyt noemen we een halfcel . Zo bestaat de Daniëllcel uit een zinkstaaf (zinkelektrode) in een oplossing van zinksulfaat (Zn2+/Zn halfcel) en een koperelektrode in een oplossing van kopersulfaat (Cu2+/Cu halfcel).

Elektrolyt De elektroden van een elektrochemische cel kunnen dezelfde oplossing als elektrolyt hebben (bijvoorbeeld zwavelzuur in de loodaccu) of iedere elektrode kan zijn eigen elektrolyt hebben. In het laatste geval, als een cel met twee verschillende oplossingen werkt, staan deze met elkaar in contact via een zoutbrug of via een poreuze wand (bijvoorbeeld papier of ongeglazuurd porcelein). Een zoutbrug bestaat uit een gel van een oplossing van een inerte elektrolyt, zoals bijvoorbeeld Na2SO4 in de Daniëllcel. De gel voorkomt dat de vloeistof uit de buis stroomt. De zoutbrug (of poreuze wand) dient om directe reactie tussen reductor en oxidator te voorkomen, terwijl ionen toch van de ene halfcel naar de andere kunnen stromen. (Zie voor ionentransport in de oplossingen en in de zoutbrug onder 'Spanningsbron/stroombron'.)

Celdiagram Een verkorte schrijfwijze voor een elektrochemische cel is een celdiagram. Voor de Daniëllcel is het celdiagram: Een enkele verticale streep stelt een grensvlak tussen twee fasen voor, meestal is dat het oppervlak waaraan elektronenoverdracht plaatsvindt; de dubbele verticale streep stelt een zoutbrug of poreuze wand voor. De halfcel waar de oxidatie plaatsvindt, schrijven we altijd links van de zoutbrug of poreuze wand. De elektroden schrijven we uiterst links en uiterst rechts. De reactanten in elke halfcel schrijven we altijd eerst, gevolgd door de producten. Met deze afspraken, bewegen de elektronen zich door de stroomdraad van links naar rechts (van de min-pool naar de plus-pool). Uit deze schrijfwijze kunnen we direct de somreactie van de cel aflezen: Zn wordt geoxideerd tot Zn2+, en Cu2+ wordt gereduceerd tot Cu. In plaatjes van elektrochemische cellen houdt men zich lang niet altijd aan deze afspraak (zoals in het plaatje onder de knop 'Principe en bouw'). Het is aan te bevelen om dat in celdiagrammen wel te doen.

Spanningsbron/stroombron Een elektrochemische cel is een (gelijk)spanningsbron. Tussen de twee elektroden van de cel is een potentiaalverschil, een elektrische spanning. Als we de elektroden met elkaar verbinden, start de redoxreactie en doet de cel dienst als stroombron. Hoe ontstaat het potentiaalverschil? Als voorbeeld nemen we de Daniëllcell. Aan de elektroden stellen zich de volgende evenwichten in: Bij de instelling van het evenwicht gaat een aantal metaalionen in oplossing. De elektronen blijven achter op de elektrode (vrije elektronen kunnen niet in water voorkomen). De zinkionen in de vloeistof vormen een positieve laag vlak bij de elektrode. Er ontstaat een potentiaalverschil tussen de elektrode en de oplossing: de elektrode krijgt een negatieve lading ten opzichte van de vloeistof vlak bij de elektrode. Het potentiaalverschil tussen vloeistof en elektrode hangt af van de reductorsterkte van het metaal; hoe sterker de reductor, des te groter is het potentiaalverschil tussen vloeistof en elektrode. Zink is een sterkere reductor (minder edel) dan koper. Van de bovenstaande evenwichten ligt het zinkevenwicht meer naar rechts dan het koperevenwicht. Op de zinkelektrode zijn dus meer elektronen dan op de koperelektrode. De zinkelektrode is negatief ten opzichte van de koperelektrode: de zinkelektrode is de negatieve of min-pool en de koperelektrode de positieve of plus-pool. Bij 298 K is voor de Daniëllcel het potentiaalverschil tussen de zink- en koperelektrode 1,10 volt, als de concentraties van de zink- en koperionen beide 1,0 M zijn. Het potentiaalverschil noemen we de bronspanning van de cel, V bron . Stroombron Als we de elektroden met elkaar verbinden, gaat een elektronenstroom door de verbindingsdraad van de min-pool naar de plus-pool, dus van de zinkelektrode naar de koperelektrode. Beide elektrode-evenwichten worden voortdurend verstoord door de toevoer en afvoer van de elektronen. In de Daniëllcel treden de volgende halfreacties op: aan de zinkelektrode (min-pool), de oxidatie-halfreactie: aan de koperelektrode (plus-pool), de reductie-halfreactie: De elektrode waar tijdens stroomlevering oxidatie plaatsvindt, noemen we ook wel de anode . De elektrode waar tijdens stroomlevering reductie plaatsvindt, noemen we ook wel de kathode . De stroomkring wordt gesloten door ionentransport in de oplossingen en in de zoutbrug. Bij stroomlevering neemt de bronspanning van een cel altijd af: een cel raakt 'leeg'. Bovenstaande processen zijn samengevat in de een animatie.

Zoutbrug In de Zn2+/Zn halfcel ontstaan extra Zn2+-ionen: 'de oplossing wordt positief geladen'. In de Cu2+/Cu halfcel nemen Cu2+-ionen elektronen op en verdwijnen positieve ladingen: 'de oplossing wordt negatief geladen'. De zoutbrug (die hier natriumsulfaat bevat) sluit de stroomkring en handhaaft de elektrische neutraliteit in de cel. Negatieve ionen (in dit geval SO42–-ionen) diffunderen door de zoutbrug naar de zinkelektrode en positieve ionen diffunderen door de zoutbrug naar de koperelektrode. In dit geval diffunderen Na+-ionen uit de zoutbrug en Zn2+-ionen in de zoutbrug. De stroomkring bestaat uit een elektronenstroom door de draad en een ionenstroom in de elektrolyt (in de halfcellen en de zoutbrug). DaniëllcelBron: McMurry & Fay, Chemistry

Wanneer is een cel leeg? In een gedachte-experiment laten wij een Daniëllcel enige tijd stroom leveren. Naarmate de cel langer stroom levert, neemt de [Zn2+] in de Zn2+/Zn halfcel toe. Als we de stroom onderbreken, dan stelt zich aan de Zn-elektrode een nieuw evenwicht in. Het elektrode-evenwicht is naar links verschoven waardoor er minder vrije elektronen op de elektrode zijn. De zinkelektrode zal minder negatief ten opzichte van de vloeistof zijn dan aan het begin van het experiment. De koperelektrode is negatiever geworden, omdat de [Cu2+] is afgenomen en het elektrode-evenwicht daardoor naar rechts is verschoven; er zijn meer vrije elektronen op de elektrode. Het potentiaalverschil tussen de elektroden neemt dus af. Als we de cel daarna weer een tijdje stroom laten leveren, zal na onderbreking van de stroom en instelling van de nieuwe evenwichten, het potentiaalverschil opnieuw afgenomen zijn. Bij voortzetting van de proef wordt het potentiaalverschil uiteindelijk nul, er kan geen stroom meer lopen. We zeggen: de cel is 'leeg'. Bij stroomlevering neemt het potentiaalverschil tussen de elektroden af tot nul Om het plaatje te kunnen zien moet je een svg-viewer downloaden.

Standaard halfcel Om meetresultaten vergelijkbaar te maken, is internationaal de standaardcel afgesproken. De concentraties van alle betrokken ionsoorten in een standaardcel zijn 1,0 mol L–1, de temperatuur is 298 K, de druk is p0 en als er een gas bij een elektrodereactie is betrokken, is de partiële druk van dat gas gelijk aan p0. Op deze manier definiëren we ook een standaard halfcel. Elektrode-evenwicht in een halfcel. In een standaard halfcel is [Mn+] = 1,0 mol L-1 Bron: Petrucci, General Chemistry De potentiaal van één elektrode ten opzichte van een oplossing kunnen we niet meten, omdat altijd een stroomkring voor een meting nodig is. We kunnen alleen een potentiaalverschil tussen twee elektroden meten. De potentiaalschaal heeft geen absoluut nulpunt, zoals bijvoorbeeld de temperatuurschaal. Als nulpunt van de potentiaalschaal is de potentiaal van een standaard waterstofelektrode gekozen. De waterstofelektrode is dus de referentie-elektrode voor elektrochemische metingen. De potentiaal van een standaard halfcel ten opzichte van de standaard waterstofelektrode is de standaard elektrodepotentiaal .

Standaard waterstofelektrode De standaard waterstofelektrode bestaat uit platina, waarlangs waterstofgas borrelt, in een zure oplossing onder standaardomstandigheden ([H+(aq)] = 1,0 mol l–1, p(H2) =p0, T = 298 K). Waterstof adsorbeert aan het platina-oppervlak in de vorm van atomen. De platina-elektrode is daardoor bedekt met een laag waterstofatomen en gedraagt zich als een 'waterstofstaaf'. Aan het oppervlak stellen zich de volgende evenwichten in: Met H+(aq)-ionen bedoelen we eigenlijk H3O+(aq), maar voor het gemak houden we in redoxreactievergelijkingen meestal de notatie H+(aq) aan. Standaard waterstofelektrodeBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry Per definitie stellen we de potentiaal van de standaard waterstofelektrode (redoxkoppel H+/H2) gelijk aan nul: V0 = 0,00 volt. Het (half)celdiagram van de standaard waterstofelektrode is:

Standaard elektrodepotentiaal De potentiaal van een standaard halfcel ten opzichte van de standaard waterstofelektrode noemen we de standaard elektrodepotentiaal V0 van een halfreactie (internationaal is het symbool E0). Van een groot aantal redoxkoppels is de standaard elektrodepotentiaal gemeten (zie onderstaande tabel en BINAS tabel 48). Sommige redoxkoppels bestaan eenvoudig uit een metaal en zijn ionen, zoals Ni2+(aq)/Ni(s). Andere koppels bestaan uit deeltjes in de oplossing, bijvoorbeeld Fe3+(aq)/Fe2+(aq); er zijn ook koppels waarin gassen voorkomen. In die gevallen is een elektrode van platina of grafiet nodig om elektronen over te dragen van of naar deeltjes in de oplossing. Hoe hoger de standaard elektrodepotentiaal van een redoxkoppel is, des te sterker de oxidator van dat koppel is. Standaard elektrodepotentialenBron: McMurry & Fay, Chemistry Met de reeks standaard elektrodepotentialen kunnen we: voorspellen of een redoxreactie zal verlopen en eventueel geschikt is als celreactie (zie het thema 'Redoxreacties'); door een simpele berekening de bronspanning van een elektrochemische cel bepalen.

Bronspanning De bronspanning van een elektrochemische cel is het potentiaalverschil tussen de elektrode met de hoogste potentiaal en de elektrode met de laagste potentiaal. De elektrode met de hoogste potentiaal is de elektrode van de halfcel met de sterkste oxidator (rechts in het celdiagram); de elektrode met de laagste potentiaal is de elektrode van de halfcel met de sterkste reductor (links in het celdiagram). Vbron is dus, bij afspraak, altijd een positief getal. Onder standaardomstandigheden geldt: Met behulp van de reeks standaard elektrodepotentialen kunnen we Vbron  berekenen of in een potentiaaldiagram bepalen.

Berekening bronspanning Voorbeeld 1 Berekening van de bronspanning van een cel die bestaat uit een standaard waterstofelektrode en een standaard Fe3+(aq)/Fe2+(aq)-elektrode. Deze laatste bestaat uit een oplossing van ijzer(II)- en ijzer(III)sulfaat met een platina elektrode. Het celdiagram ziet er als volgt uit: Tijdens stroomlevering reageert de reductor H2 met de oxidator Fe3+. Er stromen elektronen van de waterstofelektrode naar de Fe3+/Fe2+-elektrode. Daarbij verlopen de volgende halfreacties en somreactie: De bronspanning van de cel is: In dit geval is Vbron gelijk aan de standaardelektrodepotentiaal van het redoxkoppel Fe3+/Fe2+. Voorbeeld 2 Berekening van de bronspanning van een standaard koper-zilver cel. Celdiagram: Meting bronspanning van koper-zilver celBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry De halfreacties en somreactie bij stroomlevering zijn: Opmerking Bij het meten van de bronspanning in bovenstaande figuur loopt er nauwelijks of geen stroom.

Potentiaaldiagram De bronspanning van een elektrochemische cel kunnen we ook in een potentiaaldiagram bepalen. Potentiaaldiagram voor standaard zink-kopercel: D V0 = Vbron = 1,10 VBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Elektrodepotentiaal en concentratie Bij afwijkingen van de standaardomstandigheden krijgt de elektrodepotentiaal van een redoxkoppel een andere waarde; met name de concentratieafhankelijkheid is hierbij van belang. Dit is voor het eerst beschreven door de Duitse fysisch chemicus W. H. Nernst. Variaties op V0-waarden kunnen we berekenen met de zogenaamde vergelijking van Nernst. De algemene halfcelreactie van een redoxkoppel is: De algemene vergelijking van Nernst is: Hierin is: V de gemeten elektrodepotentiaal (in V); V0 de standaardelektrodepotentiaal (in V); R de gasconstante (= 8,3143 J mol–1 K–1); T de temperatuur (in K); n het aantal elektronen in de halfcelreactie; F de constante van Faraday (9,64.. x 104 C mol–1); ln de natuurlijke logaritme (= 2,3 log); [OX]/[RED] is de concentratiebreuk. De concentratiebreuk is gelijk aan het product van de concentraties rechts in de halfvergelijking (bij halfreacties de geoxideerde vorm) gedeeld door het product van de concentraties links in de halfvergelijking (bij halfreacties de gereduceerde vorm). Voorwaarde is dat de vergelijking is geschreven als een oxidatie, gaande van links naar rechts. De coëfficiënten in de halfvergelijking verschijnen als exponenten in de concentratiebreuk. Concentraties van deeltjes die niet in oplossing zijn (zoals elektronen en vaste stoffen) komen niet in de concentratiebreuk voor, evenals de concentratie van water zelf. Van gasvormige reactanten komt niet de concentratie, maar de partiële druk in de concentratiebreuk. De partiële druk drukken we uit in veelvouden van p0: pgas/p0 (zie voorbeelden). In het algemeen geldt dus dat V toeneemt bij temperatuurverhoging en bij toenemende waarde van de concentratiebreuk [OX]/[RED]. Aangezien V-waarden afhangen van de temperatuur, is ook de bronspanning Vbron van een elektrochemische cel temperatuurafhankelijk. Deze temperatuurafhankelijkheid is in de praktijk echter verwaarloosbaar. Bij 298 K gaat de Nernst-vergelijking over in de vereenvoudigde vorm:

Redoxkoppel metaalion/metaal In het geval van een redoxkoppel, bestaande uit een metaal Me en zijn geconjugeerde ion Me n +, is Me een vaste stof. De noemer van de concentratiebreuk vervalt en de vergelijking van Nernst luidt: Als [Me n +] = 1 mol L-1, geldt log [Me n +] = 0 en is de potentiaal gelijk aan de standaardelektrodepotentiaal V0. Om het plaatje te kunnen zien moet je een svg-viewer downloaden.

Voorbeelden Voorbeeld 1 De ingevulde vergelijking van Nernst voor een aantal redoxkoppels:   Let op: de laatste halfvergelijking is geschreven als een reductie, terwijl de concentratiebreuk in onze vergelijking van Nernst gebaseerd is op de oxidatie-schrijfwijze. Voorbeeld 2 Berekening van de bronspanning (bij T = 298 K) van de cel: De potentiaal van de zinkelektrode is: De potentiaal van de andere elektrode is: De bronspanning van de cel is:

Elektrochemische cellen Bestaande misconcepten beschrijven we hier systematisch: Omschrijving van het misconcept. Mogelijke oorzaken van het misconcept. Onderzoek van het misconcept. Tips om het misconcept te voorkomen / corrigeren. Principe van een elektrochemische celBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Stroom in elektrochemische cellen Omschrijving van het misconcept: Bij stroomdoorgang in elektrochemische cellen bewegen er elektronen door de oplossing en de zoutbrug. Mogelijke oorzaken van het misconcept: Vanuit de natuurkunde is er altijd op gehamerd dat een elektrische stroom een elektronenstroom is. Bij gebruik van een accu of batterij richten we ons meestal op het uitwendige "normale" elektrische circuit. Bij elektrolyse kan het gebruik van de externe stroombron suggereren dat het ook hier gaat om een "normale" elektronenstroom in het hele apparaat. Experimenten laten alleen het macroscopische beeld zien van elektrochemische cellen. Onduidelijke en misleidende afbeeldingen en diagrammen in boeken. Onzorgvuldig taalgebruik in boeken en door docenten. Opmerkingen als "de stroomkring wordt gesloten" kunnen leerlingen het idee geven dat de elektronen, die zorgen voor geleiding in de draad, ook voor het transport in de oplossing en eventuele zoutbrug zorgen.

Onderzoek misconcept Vakdidactische tijdschriften Sanger, Michael J., Greenbowe, Thomas J. Students´ Misconceptions in Electrochemistry: Current Flow in Electrolyte Solutions and the Salt Bridge Journal of Chemical Education, Vol. 74 No. 7, 819 (1997) Samenvatting artikel: Het artikel begint met een opsomming van een aantal onderzochte misconcepten uit de literatuur. Een eerder gedane studie door Garnett en Treagust is door de schrijvers overgedaan om misconcepten over een galvanische en elektrolytische cellen te onderzoeken. Het eerste gedeelte van het artikel gaat in op de misconcepten. Het eerste misconcept dat wordt besproken is dat elektronen zich door de elektrolytoplossing verplaatsen. Dat ionen de elektronen transporteren van de kathode naar de anode wordt door veel studenten genoemd. Maar vele studenten denken ook dat er vrij elektronen door de oplossing bewegen. Bronnen van deze misconcepten zijn vaak te vinden in boeken en het taalgebruik van de docenten. Niet-precieze bewoordingen in boeken zijn geen uitzonderingen. Een student heeft dan meteen een te algemeen beeld van het ladingstransport dat niet klopt in deze situaties. Er worden enkele voorbeelden uit een boek geciteerd. Er worden een aantal verschillende, door studenten genoemde, varianten besproken. Het tweede gedeelte geeft resultaten van een studie naar de invloed van computeranimaties op deze misconcepties bij studenten. Een demonstratie in de klas laat het macroscopische beeld zien van een elektrochemische cel. Een computeranimatie zou de processen op 'microscopische' schaal visueel kunnen maken. Uit onderzoek blijkt dat het aantal studenten dat vasthoudt aan het misconcept afneemt. Ogude, N.A., Bradley, J.D. Electrode Processes and Aspects Relating to Cell EMF, Current and Cell Components in Operating Electrochemical Cells: Precollege and College Student Interpretation Journal of Chemical Education, Vol. 73 No. 12, 1145 (1996)   Samenvatting artikel: Er zijn vier onderdelen in de elektrochemie die problemen opleveren voor studenten. Dit zijn: 1. De geleiding in het elektrolyt 2. Elektrische neutraliteit 3. Elektrodeprocessen en terminologie 4. Aspecten met betrekking op de celspanning, stroom en de componenten. In dit artikel worden onderdeel 3, 4 nader bekeken. Dit wordt gedaan aan de hand van vragen uit het boeken en vraaggesprekken met college- en pre-college-studenten. De oorzaken van de misconcepten en de vragen waarmee de onderzoekers achter de misconcepten proberen te komen worden besproken. Elektrodeprocessen en terminologie De belangrijkste misconcepten die naar voren komen zijn onbegrip over de ladingverplaatsing in het elektrolyt. Elektronen gaan door de oplossing, of elektronen getransporteerd door ionen etc. Verder blijkt er veel onbegrip te zijn over de kathode, anode, positief en negatief geladen elektrode (studenten maken daarbij geen verschil tussen een galvanischecel en een elektrolysecel!). Ook de elektronenoverdracht bij de elektrode wordt vaak niet goed begrepen. Volgens sommige studenten worden ionen door de elektrode afgegeven. Een ander voorkomend misconcept heeft te maken met de lading van de elektrode en de ionen. Dit wordt uitgelegd aan de hand van een vraag over de elektrolyse van een koperchloride-oplossing m.b.v. koolstofelektrodes. Tussen de 63 en 71% van de studenten geven hier de verklaring dat de negatieve chloride-ionen worden geneutraliseerd door de lading van de positieve elektrode. Veel studenten denken blijkbaar dat er een positieve lading wordt overgebracht op de chloride-ionen in plaats van dat er een elektron van dit ion wordt afgenomen. Apecten met betrekking op de celspanning, stroom en componenten Studenten weten dat de celspanning naar 0 Volt gaat als de zoutbrug wordt verwijderd. Maar er is toch veel onbegrip. Spanning en stroom worden door elkaar gehaald. De functie van een batterij bij een elektrolyse is niet altijd duidelijk. Ook denken veel studenten dat de elektrische stroom het elektrolyt splitst in positieve en negatieve ionen. Zonder stroom zouden deze ionen dus niet worden gevormd. Conclusies uit het artikel: De terminologie positieve en negatieve elektrode is niet cruciaal voor de correcte interpretatie van elektrodeprocessen en kunnen weggelaten worden. Gebrek aan kennis over wat het doel is van verschillende onderdelen van een elektrochemische cel leidt tot misconcepten. Formele beschrijving van deze onderdelen zou misconcepten kunnen voorkomen. Ogude, A.N., Bradley, J.D. Ionic Conduction and Electrical Neutrality in Operating Electrochemical Cells Journal of Chemical Education Vol. 71 No 1, 29 (1994) Samenvatting artikel: Met behulp van een in een eerder artikel beschreven methode zijn een aantal misconcepten onderzocht. In dit artikel worden de gebruikte vragen en de resultaten toegelicht. Aan het einde van het artikel staan een aantal manieren om betere concepten te verkrijgen bij de studenten. De veronderstelling van studenten dat elektronen zich door de oplossing bewegen, wordt besproken. Een aantal variaties op dit misconcept wordt besproken en onderbouwd met cijfers uit het onderzoek. Er wordt heel duidelijk aangegeven dat een misconcept zal blijven bestaan als het voor de student een goede reden vormt om iets te verklaren. Studenten hebben vaak ook het misconcept dat ionen aangetrokken worden door de elektrode. Omdat studenten elektriciteit al gehad hebben voordat ze elektrochemie krijgen is er een grotere kans op het misconcept over de geleiding in de oplossing en de zoutbrug. Ook onzorgvuldig taalgebruik door docenten en tekstboeken leiden tot misconcepten. Twee in het artikel geciteerde voorbeelden die tot misconcepten kunnen leiden zijn: (i) "electrons will flow through the cell from the right electrode to the left electrode". (ii) "the direction of flow of electrons always will be such that electrons move through the cell from the negative electrode to the positive electrode" Misleidende diagrammen en plaatjes versterken dit nog eens. Ook in boeken worden soms onduidelijke en misleidende afbeeldingen van de zoutbrug gegeven. Het is nodig de traditionele manier van lesgeven in elektrochemie aan te passen gezien het aantal misconcepten er ook nog bij studenten bestaan. Leraren moeten hier beter bij stilstaan en meer tijd aan besteden. Zorgvuldig geschreven aantekeningen, die rekening houden met de gevonden misconcepten bij studenten (de docent moet de diverse misconcepten expliciet bespreken met de klas!), zouden het aantal studenten met deze misconcepten kunnen verminderen. Docenten moeten meer aandacht geven aan kwalitatieve elektrochemische aspecten. Nu ligt ook bij de toetsing veel nadruk op het kwantitatieve. Studenten blijken in staat te zijn om kwantitatieve vraagstukken goed te maken terwijl ze de theoretische achtergrond (het kwalitatieve) feitelijk niet adequaat beheersen. Kortom de toetsuitslagen kunnen daardoor een verkeerd beeld geven. Acampo, de Jong,Stroomdoorgang in elektrochemische cellenNVOX (1994), 229 Samenvatting artikel: Men gaat kort in op de behandeling in gangbare leerboeken van het onderwerp stroomdoorgang in elektrochemische cellen. Daarna worden twee demonstratieproeven beschreven die bedoeld zijn om de aandacht van de leerlingen meer dan gebruikelijk te richten op het stroomaspect ionentransport. De proeven zijn in figuur 1 aangegeven met Cel A en Cel B. Het zijn elektrolyseproeven met twee verschillende verbindingen tussen de twee halfcellen. In cel A is de verbinding een zoutbrug, waarin ionverplaatsingen door middel van de kleur zichtbaar worden door een slim gekozen zout. In cel B is de verbinding een koperdraad, waardoor het geheel in feite een serieschakeling van twee elektrolysecellen is. Het belangrijkste is dat leerlingen aan de hand van de kleuren kunnen concluderen welke ionen een rol spelen bij de stroomgeleiding en waar de geleiding door elektronen verloopt. Aan de hand van vragen moeten ze komen tot het plaatje van figuur 2. Scan uit NVOX (1994), No. 6, blz 230 Waarnemingen in cel A en cel B: aan de grafietstaaf links wordt de oplossing blauw aan de grafietstaaf rechts wordt de oplossing rood en ontstaat er een gas. Verder in A: Er verschuift een gele stof uit het groene gedeelte van de zoutbrug naar de linkerhalfcel. Er verschuift een blauwe stof uit het groene gedeelte van de zoutbrug naar der rechterhalfcel. Verder in B: In de linkercel ontstaat aan de koperdraad een rode oplossing en er ontstaat een gas. In de rechtercel ontstaat een blauwe oplossing bij de koperdraad. Internetbron http://nr.stpi.org.tw/ejournal/ProceedingD/v12n3/100-105.pdf Lin,Yang, Chiu, Chou Students' difficulties in learning electrochemistry Proc. Natl. Sci. Counc. ROC (D) Vol. 12, No. 3 (2002) Schrijvers van dit artikel zijn verbonden aan de National Kaohsiung Normal University of Taiwan. Het artikel verwijst naar allerlei westerse wetenschappelijke vakdidactische tijdschriften. Er wordt verwezen naar eerdere literatuur over de elektronenstroom door de oplossing en zoutbrug als meest algemeen misconcept. Aan de hand van een aantal tekeningen, soms afwijkend van wat in de schoolboeken staat, worden een aantal misconcepten onderzocht. De experimenten worden gedaan met studenten van verschillende leeftijden en zelf een groep met studenten op de universiteit. Het blijkt dat sommige misconcepten zelfs bij universitaire studenten nog aanwezig zijn. Gezien de aard van de misconcepten en de versterking ervan naarmate de studenten ouder worden moet een leraar hier rekening mee houden. Dit kan door meerdere verschillende voorbeelden en uitleg te geven bij het lesgeven. Veel studenten gaven aan dat hun ideeën gebaseerd zijn op plaatjes uit schoolboeken en van de leraar. Er moet dus met zorg gehandeld worden.  Practicum in verschillende varianten van de galvanische cel moeten de leerlingen meer begrip geven. Het experiment van Volta zou het misconcept dat een zoutbrug noodzakelijk zou zijn omver kunnen werpen. Een deel van de studenten dacht dat de werking van een zoutbrug hetzelfde was als van een koperen draad. Maar een koperen draad bevat geen opgeloste ionen van het elektrolyt zoals een zoutbrug. Deze ionen spelen een belangrijke rol bij de ladingstransport die het elektrische circuit compleet maakt. Koper is wel een geleider, maar het geleidt elektronen i.p.v. ionen. In dit geval gaan er geen elektronen door de oplossing dus is de koperen draad niet geschikt voor de ladingtransport (???). Zie artikel van Acampo!

Voorkomen misconcept Volgens de literatuur is het erg moeilijk is om misconcepten bij leerlingen te doorbreken. Zolang het voor de leerlingen een goede verklaring is van wat hij ziet en ervaart zal het lastig zijn dit misconcept te voorkomen. Punten waar goed op gelet moet worden: Zorgvuldig taalgebruik door de docent. Leerlingen hebben in hun hoofd dat de elektronen in elektrische schakelingen voor het ladingstransport zorgen. Zolang deze uitleg de leerling een verklaring geeft voor wat hij ziet zal hij in dit concept blijven geloven. Bevestiging van dit concept door onzorgvuldig taalgebruik van de docent zal dit alleen maar versterken. Benadruk expliciet bij leerlingen dat stroom bewegende lading is: bewegende ionen is dus ook stroom.  Laat de leerlingen aan het woord. Hierdoor is het voor de docent veel sneller duidelijk welke misconcepten ze hebben.  Speel nadrukkelijk in op de mogelijke misconcepten van leerlingen. Geef bij de uitleg zorgvuldige opgestelde en correcte aantekeningen waarin de bestaande misconcepten worden verworpen.   Zet multimedia in om het misconcept te ontkrachten.Gebruik animaties die op 'microscopische' schaal laten zien wat er aan de elektrode gebeurt. Uit de literatuur blijkt dat het misconcept vaak ontstaat vanuit plaatjes uit het scheikundeboek, maar ook door de geringe aandacht van de docent hiervoor. Het tonen van correcte animaties kan dus bijdragen aan het voorkomen van het misconcept. In de jaren '90 werden de eerste 'Conceptual Computer Animations' ontwikkeld om studenten een beter idee te geven wat er op moleculair niveau gebeurt aan de elektrodes en in de oplossing. Een voorbeeldaanpak hiervan is te vinden in het artikel: Thomas, J. Greenbowe, An Interactive Multimedia Software Program for Exploring Electrochemical Cells Journal of Chemical Education vol .71, No. 7, 555 (1994) Animaties en applets Op het internet zijn er tal van animaties en applets te vinden. Enkele voorbeelden: http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/ Zeer uitgebreide Amerikaanse site met veel animaties over elektrochemie. http://www.chemieunterricht-interaktiv.de/en/pages/animations/experiments.html Duitse site met een aantal animaties over elektrochemie.

Sk 14.02 Toepassingen van elektrochemische cellen

Elektrochemische cellen; toepassingen De concentratieafhankelijkheid van de bronspanning van een cel (vergelijking van Nernst) passen we toe bij de bepaling van de evenwichtsconstante van een redoxevenwicht en bij het meten van zeer kleine concentraties van ionen in waterige oplossing. Een bekend voorbeeld van concentratiemetingen is het gebruik van de pH-meter. Een belangrijke toepassing van elektrochemische cellen uit het dagelijks leven is de productie van elektriciteit. Als we de elektroden van een elektrochemische cel met elkaar verbinden, doet de cel dienst als stroombron. Voorbeelden hiervan vinden we bij de batterij, de loodaccu en de brandstofcel. Alkaline batterijBron: http://offlogic.wordpress.com/2007/09/20/steampunk-and-the-golden-penny-effect/

Toepassingen met de vergelijking van Nernst Van de concentratieafhankelijkheid van elektrodepotentialen (vergelijking van Nernst) maken we onder andere gebruik bij: De berekening van de evenwichtsconstante van een redoxevenwicht. Elektrochemische concentratiemetingen: De bepaling van het oplosbaarheidsproduct van een slecht oplosbaar zout. Het gebruik van een pH-meter. Potentiometrische titraties (zie het thema 'Analytische chemie').

Berekening evenwichtsconstante De ligging van een redoxevenwicht kunnen we bepalen als denkbeeldige eindtoestand van een elektrochemische cel die 'leeg' is. We keren weer terug naar de Daniëllcel. Door de concentratieveranderingen ten gevolge van de reacties neemt de bronspanning van de cel af en wordt tenslotte nul. Er loopt dan geen stroom meer. Er heeft zich een evenwicht ingesteld: Met behulp van de vergelijking van Nernst kunnen we de waarde van de evenwichtsconstante K berekenen. Er is evenwicht als: De totale hoeveelheid ionen in het systeem blijft constant: voor elk Zn2+-ion dat ontstaat, verdwijnt er een Cu2+-ion. Als je uitgaat van een standaardcel, dan zal in de evenwichtstoestand gelden: Uit deze waarde van K volgt dat het evenwicht zover naar rechts ligt dat er feitelijk sprake is van een aflopende reactie. Algemeen De formule van Nernst kunnen we ook voor een complete cel opschrijven: Er is evenwicht als Vbron = 0. Dan geldt Qc = K en wordt de algemene relatie tussen de bronspanning van een standaardcel en de evenwichtsconstante: In onderstaande figuur is dit verband weergegeven voor een redoxreactie met n = 2. (Let op dat K is uitgezet op een logaritmische schaal) Verband tussen de bronspanning van een standaardcel en de evenwichtsconstante van het redoxevenwicht Voor redoxreacties die goed verlopen ligt het evenwicht naar rechts en zal DV0 positief zijn. Log K is dan ook positief en K dus groter dan 1. Als het evenwicht links ligt, verloopt de reactie niet of nauwelijks. Dan zal DV0 negatief zijn. Log K is dan negatief en K dus kleiner dan 1.

Directe berekening van de bronspanning De bronspanning van een elektrochemische cel kunnen we bepalen door van beide elektroden de potentiaal te berekenen met behulp van de formule van Nernst. Het verschil is gelijk aan de bronspanning. Onder 'Berekekening evenwichtsconstante' hebben we gezien dat we het potentiaalverschil ook direct kunnen berekenen met behulp van de gecombineerde formule van Nernst voor de gehele cel: Met deze applet kunnen we combinaties kiezen van allerlei elektroden en ionconcentraties. De applet rekent de bijbehorende bronspanning uit.

Bepaling oplosbaarheidsproduct Het oplosbaarheidsproduct Ks van AgCl kunnen we bijvoorbeeld meten in de volgende cel: Omdat het gebruik van een standaardwaterstofelektrode als referentie niet erg praktisch is, gebruiken we hier een andere standaard halfcel, waarvan de elektrodepotentiaal nauwkeurig bekend is: de standaard zilverhalfcel. De linker halfcel bestaat uit een zilverelektrode in een verzadigde AgCl-oplossing. In deze oplossing bevindt zich ook nog KCl met een concentratie van 1,0 mol l-1 (T = 298 K). De gemeten bronspanning van de cel is 0,58 V, met de linker halfcel als min-pool. Omdat de standaardelektrodepotentiaal van Ag+/Ag 0,80 volt bedraagt, heeft de elektrodepotentiaal van de linker halfcel een waarde van 0,80 – 0,58 = 0,22 volt. Met behulp van de vergelijking van Nernst berekenen we hieruit [Ag+]: Omdat in een verzadigde AgCl-oplossing evenwicht is tussen de ionen en het vaste zilverchloride is het ionenproduct gelijk aan Ks: Referentie-elektrode: Ag/AgCl elektrode Bij metingen loopt een heel zwakke stroom, dus de hoeveelheid Ag+-ionen die ontstaat is heel klein. De [Ag+] blijft constant, omdat de Cl–-ionen in grote overmaat aanwezig zijn. De potentiaal van de linker elektrode is daardoor ook zeer constant. Vandaar dat we deze zilver/zilverchloride-elektrode (Ag/AgCl elektrode) vaak als referentie-elektrode gebruiken bij metingen.

pH-meter De bekendste toepassing van concentratiemetingen is de pH-meter. In theorie zou je daarvoor een cel moeten gebruiken met twee waterstofelektroden, één standaard en één met de onbekende oplossing (T = 298 K): De vergelijking van Nernst voor de waterstofelektrode in de oplossing met onbekende [H+] is: De gemeten bronspanning van bovenstaande cel is dus recht evenredig met de pH in de onbekende oplossing. Waterstofelektroden zijn echter omslachtig in het gebruik. Voor routinemetingen gebruiken we als referentie-elektrode een Ag/AgCl-elektrode (zie 'Bepaling oplosbaarheidsproduct') en als 'meetelektrode' de zogenaamde glaselektrode. Het geheel heet dan een pH-meter . Het bijzondere van de glaselektrode is dat de elektrodepotentiaal op dezelfde wijze afhangt van de [H+(aq)] als voor de elektrodepotentiaal van een waterstofelektrode het geval is. Voor de glaselektrode kunnen we daarom gewoon bovenstaande formule toepassen. De pH-meter is dus een elektrochemische cel waarvoor geldt: Vbron =0,059 pH (p = p0, T = 298 K). Glaselektrode Een glaselektrode bestaat uit een Ag/AgCl-elektrode die staat in een oplossing van verdund HCl. Het HCl is gescheiden van de oplossing met onbekende pH door een dun glasmembraan. Dit membraan is van speciaal proton-doorlatend glas. We spreken van een pH-elektrode . Aan elke zijde absorbeert het glasmembraan water, zodat er een gellaagje ontstaat. Afhankelijk van de [H+] in de te meten vloeistof, zullen H+-ionen naar binnen of naar buiten door het glasmembraan diffunderen. Hierdoor ontstaat een potentiaalverschil over het glasmembraan en heeft het glasmembraan een elektrodepotentiaal verkregen. GlaselektrodeBron: McMurry & Fay, Chemistry Een combinatie-elektrode voor pH-metingen bestaat uit een glaselektrode met referentie-elektrode in één huis. De elektrode moeten we ijken met oplossingen van nauwkeurig bekende pH. Ionselectieve elektroden Het principe van de pH-elektrode, namelijk een membraan dat maar één ionsoort doorlaat, passen we ook toe voor andere ionen. We kunnen membranen, van glas, kunststof of keramisch materiaal maken die elk selectief zijn voor een bepaald ion. Zo zijn er ionselectieve elektroden voor F-,Cl–, Br–, S2–, Ca2+, Cu2+, Cd2+, NH4+, enz. Een voorbeeld is de fluoridegevoelige elektrode, waarmee we het fluoridegehalte van oppervlaktewater kunnen bepalen. Het membraan in deze elektrode bestaat uit een LaF3-kristal, waarin een kleine hoeveelheid EuF2 aanwezig is. De europiumionen nemen de plaats in van een lanthaanion in het kristal. Elk europiumion zorgt voor een tekort van één fluorion in het kristalrooster. De lege fluorideplaatsen kunnen door fluoride-ionen uit de monsteroplossing worden opgevuld, die van vacante plaats tot vacante plaats verspringen en zich zo door het membraan verplaatsen.

Elektrochemische stroombronnen In principe kunnen we elke exotherme redoxreactie gebruiken in een elektrochemische stroombron (cel of batterij). Om praktische redenen worden slechts enkele combinaties toegepast. We kunnen onderscheid maken tussen twee typen elektrochemische stroombronnen: Batterij (of accu ). Een batterij bestaat in principe uit een aantal elektrochemische cellen in serie geschakeld, om hogere spanningen te krijgen. Een enkele cel noemen we in het dagelijks leven vaak ook een batterij. In een batterij is een bepaalde hoeveelheid van een reductor en een oxidator verwerkt, die in een batchproces met elkaar reageren. We onderscheiden batterijen voor éénmalig gebruik (bijvoorbeeld de alkaline batterij) en oplaadbare batterijen (bijvoorbeeld de loodaccu en de nikkel-cadmium batterij). Brandstofcel . Hierin treedt een continuproces op: er is een voortdurende aanvoer van oxidator en reductor. In theorie is de levensduur van de cel onbeperkt.

Alkaline batterij De alkaline batterij is tegenwoordig de meest gebruikte niet-oplaadbare batterij. De bronspanning van deze batterij is ongeveer 1,5 volt. De negatieve pool bestaat uit een pasta van zinkpoeder (reductor) en zit in het midden van de cel. De positieve pool bestaat uit een pasta van mangaan(IV)oxide (oxidator) en grafiet en een metalen huls. De elektrolyt is een geconcentreerde oplossing van KOH, die door een bindmiddel tot pasta is gemaakt (waarin zich het zinkpoeder bevindt). Hierdoor loopt de cel niet leeg bij een lek of kleine beschadigingen en we spreken van een droge batterij. Tijdens stroomlevering verlopen de volgende halfreacties: Vereenvoudigde weergave van een alkaline batterijBron: Brady & Senese, Chemistry Een uitgebreide beschrijving van deze batterij  met duidelijke tekening is te vinden op een site van de University of Cambridge.

Loodaccu De loodaccu is de oudste (1859) en nog steeds meest gebruikte accu. Loodaccu’s zijn groot en zwaar, en dus minder geschikt als draagbare batterij. Ze worden voornamelijk toegepast in auto’s. Een auto-accu van 12 volt bestaat uit zes in serie geschakelde cellen. De negatieve pool bestaat uit een Pb-plaat (reductor) en de positieve pool uit een Pb-plaat, bedekt met lood(IV)oxide (oxidator). Deze platen staan in een oplossing van zwavelzuur ('accuzuur') als elektrolyt. LoodaccuBron: McMurry & Fay, Chemistry Tijdens stroomlevering verlopen de volgende halfreacties: (In de vergelijkingen staat HSO4– omdat SO42– in sterk zure oplossingen geprotoneerd is.) Omdat het onoplosbare lood(II)sulfaat zich vastzet op de elektroden kunnen we een loodaccu opladen met behulp van een uitwendige stroombron. De halfreacties verlopen dan in omgekeerde richting, zodat na enige tijd de begintoestand is hersteld (zie 'Elektrolyse'). Aan beide halfreacties zien we dat tijdens stroomlevering de hoeveelheid zwavelzuur afneemt en daardoor de dichtheid van het accuzuur. Met behulp van een aerometer (dichtheids- of zwavelzuurmeter) kunnen we nagaan in hoeverre de accu nog 'vol' is.

Nikkel-cadmium batterij De nikkel-cadmium (of 'ni-cad') batterij is, in tegenstelling tot de meeste andere droge batterijen, oplaadbaar. De bronspanning van deze batterij is 1,2 volt. De negatieve pool bestaat uit een Cd-plaatje (reductor), en de positieve pool uit een Ni-plaatje, bedekt met nikkel(III)oxidehydroxide. De elektrolyt is een geconcentreerde oplossing van KOH, die door een bindmiddel tot pasta is gemaakt. Tijdens stroomlevering verlopen de volgende halfreacties: Omdat de vaste reactieproducten zich vastzetten op de elektroden kunnen we ook deze halfreacties in omgekeerde richting doen verlopen en de batterijen opladen. Laden van een Ni-Cd batterijBron: http://www.masportaviator.com/ah.asp?CatID=8&ID=68

Brandstofcellen In een brandstofcel treedt een verbrandingsreactie (oxidatie van brandstoffen) op, waarbij naast warmte elektrische energie wordt geproduceerd. Een brandstofcel levert stroom zolang de toevoer van oxidator en reductor (brandstof) in stand blijft. Als oxidator gebruiken we bijna altijd zuurstof, hetzij in zuivere vorm, hetzij als lucht. De reductor voeren we eveneens in gasvorm toe. Meestal gebruiken we waterstof, maar ook methaan, LPG en methanol kunnen we als brandstof gebruiken. De brandstofcel bestaat uit twee poreuze elektroden, gescheiden door een elektrolyt. De gasvormige reactanten worden elk aan een zijde van een elektrode ingeleid. Aan het oppervlak van de elektroden bevindt zich een katalysator en vinden de reacties plaats. De ionen die aan het katalysatoroppervlak worden gevormd, verplaatsen zich door de elektrolyt naar de andere elektrode. Er zijn brandstofcellen met vloeibare elektrolyt, een waterige oplossing of een gesmolten zout, maar er zijn ook cellen met vaste elektrolyt. De bronspanningen van de huidige brandstofcellen varieren van 0,7 tot 1,2 volt. Hydrazine-waterstofperoxide brandstofcel Dit was een van de eerste brandstofcellen, ontwikkeld in de zestiger jaren van de twintigste eeuw voor gebruik in de ruimtevaart. In deze cel is niet zuurstof de oxidator, maar waterstofperoxide. Tijdens stroomlevering verlopen de volgende halfreacties: Knalgascel Zie 'Niet-metalen met niet-metalen' in het thema 'Redoxreacties'. Tijdens stroomlevering door de waterstof-zuurstof brandstofcel ('knalgascel'), verlopen de volgende halfreacties aan het oppervlak van de elektroden: De cel werkt bij hoge temperatuur (ca. 200 °C) om de elektrolyt (75 massa-% KOH in H2O), die bij kamertemperatuur vast is, vloeibaar te houden. Knalgascel: de gassen waterstof en zuurstof reageren aan het oppervlak van de poreuze elektrodenBron: Brady & Senese, Chemistry Overzicht Recente ontwikkelingen in Nederland zijn te vinden op de site van ECN (Energy research Centre of the Netherlands). De site van de University of Cambridge over brandstofcellen is zeer de moeite waard: uitgebreid en diepgaand. De waterstofbrandstofcel komt ook uitgebreid aan bod op de site van het US Department of Energy. Wat zegt Wikipedia ervan?

Sk 14.03 Corrosie

Corrosie Corrosie is de algemene naam voor aantasting van materialen, in het bijzonder van metalen, door milieu-invloeden. Meestal gaat het om reacties met zuurstof uit de lucht. Het roesten van ijzer is het bekendste en het belangrijkste corrosieproces, omdat we dit metaal in de praktijk het meest toepassen. Het loont daarom de moeite om het ijzer tegen roesten te beschermen. Corrosie in het grootBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Roesten van ijzer Het roesten van ijzer is een elektrochemisch proces, waarbij water een belangrijke rol vervult. In een waterdruppel stellen zich, op verschillende plaatsen aan het ijzeroppervlak, de volgende evenwichten in: Er ontstaat een 'cel' met een gesloten stroomkring: een elektronenstroom door het metaal en een stroom van Fe2+- en OH–-ionen in tegengestelde richting in de waterdruppel. De reactie zorgt dus zelf voor de vorming van de elektrolyt. In zeewater verloopt dit proces sneller, doordat reeds ionen in het water aanwezig zijn. Het roesten van ijzerBron: McMurry & Fay, Chemistry De OH–-ionen reageren met de Fe2+-ionen en er ontstaat een neerslag van Fe(OH)2. Hierdoor verschuiven bovenstaande twee evenwichten en er ontstaan nieuwe Fe2+-en OH–-ionen. Terwijl het Fe(OH)2 bezinkt, wordt het door de opgeloste zuurstof verder geoxideerd tot Fe(OH)3. Na verloop van tijd gaat het verse roest over in het Fe2O3·n H2O. Roest vormt een poreuze laag. De oxidelaag beschermt het onderliggende metaal niet, zoals bij bijvoorbeeld aluminium, zink en chroom. Een ijzeren voorwerp kan daardoor vrij snel wegroesten. Door de volumevergroting die optreedt bij roesten kan het wapeningsijzer in beton gaan roesten en wordt het beton uit elkaar gedrukt (betonrot). Dit gebeurt als het beton onvoldoende lucht- en waterdicht is.

Bescherming van ijzer Corrosiebestrijding is mogelijk door: Aanbrengen van een beschermende laag: - Olie, verf, plastic of emaille. - Fosfateren. - Laagje van een ander metaal. Gebruik van opofferingsmetalen.   De ronde plaat zink (opofferingsmetaal) beschermt het stalen roer van dit schip (de speciale blauwe verf verhindert de aangroei van mosselen e.d.)Bron: Brady & Senese, Chemistry

Aanbrengen beschermende laag Fosfateren Door ijzer te behandelen met een oplossing van ijzer(III)diwaterstoffosfaat ontstaat een ondoorlatende laag van ijzer(III)fosfaat: Deze laag is weliswaar niet bestand tegen krassen, maar vormt een goede hechting voor lak. Hierdoor kan als de laklaag beschadigd raakt, het roesten zich niet onder de laklaag voortzetten. Deze methode passen we vooral toe in de auto-industrie. Laagje van een ander metaal Een andere beschermingsmethode is het bedekken met een dunne laag van een ander metaal, zoals zink, tin, chroom en nikkel. Deze metalen vormen een sterk en ondoorlatend oxidelaagje, dat het onderliggende metaal beschermt. Tin, chroom en nikkel reageren bovendien heel langzaam met zuurstof. Door de oppervlakken te polijsten wordt aantasting verder vertraagd. De oxidehuid is dun en doorzichtig, waardoor de metaalglans behouden blijft. Roestvrij staal is een legering van ijzer, chroom en nikkel. De corrosiebestendigheid van de legering berust op de laag chroomoxide. Blik is dun plaatstaal, dat bedekt is met een laagje tin. Dit wordt vrijwel niet aangetast door zure levensmiddelen. Tin is een van de heel weinige metalen waarvan nog geen toxische effecten zijn vastgesteld. Gegalvaniseerd ijzer is elektrolytisch bedekt met een laagje zink. Het zink kan ook aangebracht worden door het ijzeren voorwerp te dompelen in vloeibaar zink (vuurverzinkt ijzer). Als door een kras de beschermende metaallaag plaatselijk is verdwenen, zal blik op die plaats snel roesten en gegalvaniseerd ijzer niet. Zodra er water in de kras komt, ontstaat een elektrochemische cel, met zuurstof als oxidator. Bij de ijzer-tin combinatie is ijzer de reductor (ijzer is minder edel is dan tin) en gaan Fe2+-ionen in oplossing. We spreken van contactcorrosie. Contactcorrosie treedt op als twee metalen met elkaar in contact staan en blootgesteld worden aan water en zuurstof: het metaal met de laagste redoxpotentiaal gaat dan in oplossing 'ten gunste' van het andere. Links: verkoperd ijzer met beschadigde koperlaag Rechts: gegalvaniseerd ijzer met beschadigde zinklaagBron: Petrucci, General Chemistry Bij de ijzer-koper combinatie is ijzer de reductor en gaan Fe2+-ionen in oplossing. Het ijzer roest, vergelijkbaar met beschadigd blik. Bij de ijzer-zink combinatie is zink de reductor en gaan Zn2+-ionen in oplossing. Er vormt zich een nieuwe laag zinkoxide en het proces stopt. Zolang de beschadiging van de zinklaag niet te groot is, zal het ijzer niet of nauwelijks roesten.

Gebruik van opofferingsmetalen Het principe van deze methode is ontleend aan het verschijnsel contactcorrosie. Door ijzer bewust in contact te houden met onedeler metalen corroderen deze 'opofferingsmetalen' weg, maar treedt geen aantasting van het ijzer op. Deze methode passen we veel toe bij grote staalconstructies, zoals schepen, booreilanden, pijpleidingen in zee en in de grond en sluisdeuren. Op regelmatige afstanden van elkaar worden blokken zink, aluminium of magnesium aan de te beschermen constructie bevestigd. In de techniek noemen we deze methode ook wel kathodische bescherming van ijzer, omdat het ijzer in combinatie met een onedeler metaal de kathode is: de elektrode waar reductie plaatsvindt. Principe van kathodische bescherming van een stalen buis in zeewater door het opofferingsmetaal aluminiumBron: DEEPWATER Anti-Corrosion Technical Library Kathodische bescherming in de praktijk: hoofdwaterleiding verbonden met opofferingsmetaalBron: http://www.peterboroughutilities.ca/Water/Construction_Projects/Cathodic_Protection.htm

Sk 14.04 Elektrolyse

Elektrolyse Een elektrolyse is gebaseerd op een endotherme niet-spontane redoxreactie, waarbij elektrische energie wordt omgezet in chemische energie. De elektrolyse van een stof of een mengsel van stoffen verloopt onder invloed van een uitwendige spanningsbron. Aan de plus-pool reageert de sterkste reductor, aan de min-pool de sterkste oxidator. Enkele belangrijke toepassingen van elektrolytische processen zijn de productie van zeer onedele metalen, het zuiveren van metalen en het aanbrengen van dunne metaallaagjes. Elektrolyse van gesmolten NaCl in het grootBron: McMurry & Fay, Chemistry

Elektrolysecel: principe en bouw Bij elektrolyse wordt elektrische energie omgezet in chemische energie. Elektrolysereacties zijn endotherme redoxreacties, die niet spontaan verlopen, in tegenstelling tot de spontane reacties die in een elektrochemische cel verlopen. De uitwendige spanningsbron bepaalt in welke richting de elektronen stromen en aan welke elektrode de reductor elektronen afstaat. De bouw van een elektrolysecel is in principe hetzelfde als van een elektrochemische cel. Meestal gebruiken we één elektrolyt, maar er zijn ook elektrolyses met twee elektrolyten, gescheiden door een poreuze wand. Elektrolyse van gesmolten NaClBron: McMurry & Fay, Chemistry Elektrolyse van gesmolten zouten is in het algemeen eenvoudig in vergelijkingen weer te geven: de positieve ionen worden ontladen aan de min-pool (kathode) en de negatieve ionen aan de plus-pool (anode). Bijvoorbeeld de elektrolyse van gesmolten natriumchloride:

Elektroden Bij elektrolyse maken we onderscheid tussen onaantastbare elektroden, die niet meereageren, en aantastbare elektroden, die wel mee (kunnen) reageren. Onaantastbaar zijn platina, goud en grafiet. Metalen als kwik, koper, zilver, de onedele en natuurlijk ook de zeer onedele metalen zijn aantastbaar bij elektrolyse. In de industrie wordt vaak grafiet gebruikt, omdat het goedkoop is. Uit de elektrolysetechniek zijn de volgende termen afkomstig: anode : verbonden met de plus-pool, hier heerst een elektronentekort; anionen : ionen die bij elektrolyse naar de anode gaan; kathode : verbonden met de min-pool, hier is een overschot aan elektronen; kationen : ionen die bij elektrolyse naar de kathode gaan. Let wel dat de ionmigratie in de vloeistof niet direct veroorzaakt wordt door het elektrische veld. Daarvan is in de vloeistof alleen iets te merken in een zeer dunne laag vlakbij de elektroden. Daar ontstaat een overschot of tekort aan ionen door de elektrodereactie. Deze concentratieverandering wordt door diffusie weer aangevuld vanuit de rest van de vloeistof. Een kation beweegt dus naar de kathode als gevolg van een concentatieverschil dat ontstaat door reactie van het kation aan de kathode. De termen anode en kathode worden in de techniek nog veel gebruikt. Om anode en kathode te kunnen onderscheiden wordt vaak het ezelsbruggetje KNAP gebruikt: Kathode Negatief, Anode Positief. Let op dat deze tekenafspraak alleen geldt voor elektrolyse. Bij een elektrochemische cel is het net andersom (zie Spanningsbron/Stroombron onder 'Elektrochemische cellen'). Wel is het bij beide celtypen zo, dat aan de anode oxidatie plaatsvindt (reductor staat elektronen af aan de elektrode) en dat aan de kathode reductie (oxidator neemt elektronen op vanuit de elektrode) plaatsvindt. Bij beide celtypen stromen elektronen in de stroomdraad van de anode naar de kathode (via de spanningsbron bij elektrolyse), en is de (fysische) stroomrichting daaraan tegengesteld. Bij beide celtypen levert de anode dus elektronen aan het uitwendig circuit. Bij elektrolyse is het een gedwongen levering, omdat de anode verbonden is met de positieve pool van de batterij. Bij een elektrochemische cel is het een spontane levering en is de anode dus zelf de negatieve pool van de cel.

Elektrolyse van een oplossing Elektrolyse van een oplossing is vaak ingewikkelder dan van een smelt. Met behulp van BINAS tabel 48 kunnen we voorspellen welke reacties zullen plaatsvinden en welke spanning minimaal vereist is voor de elektrolyse. Bij elektrolyse reageert eerst de sterkste reductor (aan de plus-pool) en de sterkste oxidator (aan de min-pool). Zodra de elektrolyse begint, ontstaan rond de elektroden stoffen die zelf een elektrochemische cel vormen. Als deze cel stroom levert, stromen de elektronen in tegengestelde richting dan bij de elektrolyse. De bronspanning werkt de elektrolyse tegen. Pas als de uitwendig aangelegde spanning groter is dan de bronspanning van de ontstane cel, loopt de elektrolysestroom. De minimale spanning die nodig is voor elektrolyse noemen we de ontledingsspanning of elektrolysespanning . Deze kunnen we afleiden uit tabel 48 (zie voorbeeld 1). Bij elektrolysereacties waarbij gassen ontstaan is nog een hogere spanning nodig. Deze extra spanning noemen we overspanning of overpotentiaal. De hoogte ervan verschilt per gas en hangt ook af van het elektrodemateriaal (zie voorbeeld 2). Bij de elektrolyse van een kaliumnitraatoplossing ontstaan waterstof en zuurstof Bron: Brady & Senese, Chemistry

Voorbeelden Voorbeeld 1 Elektrolyse van een 1,0 M koper(II)bromide-oplossing met Pt-elektroden. Aan de negatieve pool ontstaat een laagje koper en aan de positieve pool wordt broom gevormd: de vloeistof kleurt oranje. Elektrodereacties: Zodra koper neerslaat op de negatieve elektrode en broom ontstaat bij de positieve elektrode, ontstaat er in feite een koper/broom cel. De bronspanning (bij concentraties van 1 M) van deze cel is: De ontledingsspanning voor deze elektrolyse is 0,75 V. Voorbeeld 2 Elektrolyse van 1,0 M kaliloog met Pt-elektroden. De elektroden zijn van platina en reageren dus niet. In de oplossing zijn aanwezig: K+ (aq), H2O(l) en OH– (aq). De deeltjes delen we in als oxidator of reductor: oxidator reductor V 0 (V) H2O(l)   - 0,83   H2O(l) + 1,23 K+(aq)   - 2,92   OH–(aq) + 0,40 De sterkste oxidator is de oxidator met de hoogste standaard elektrodepotentiaal, in dit geval dus H2O. De sterkste reductor heeft de laagste V0; in dit geval is dat OH- (aq). De elektrodereacties zijn dus: De netto reactie is de ontleding van water. De hoeveelheden kalium- en hydroxide-ionen in de oplossing blijven constant. Deze ionen zorgen in feite voor het ladingtransport door de vloeistof. Op het moment dat de eerste waterstof- en zuurstofbellen ontstaan aan de elektroden, is de deeldruk van deze gassen elk gelijk aan de buitendruk, zeg p0. De twee elektroden vormen dan een elektrochemische cel met een standaard waterstofelektrode en een standaard zuurstofelektrode. De elektrolysespanning voor deze elektrolyse is 1,23 volt. Er is een overspanning nodig van 0,6 V, zodat de totale vereiste ontledingsspanning 1,8 V is.

Toepassingen Elektrolyse passen we onder andere toe bij: productie van zeer onedele metalen uit hun ertsen; zuiveren van metalen; aanbrengen van dunne metaallaagjes; productie van chloor, natrium, natronloog, bleekloog en waterstof uit steenzout (NaCl) en water; opladen van accu’s.

Productie van zeer onedele metalen Zeer onedele metalen zoals aluminium, magnesium, calcium en natrium kunnen we niet vrijmaken uit hun zouten met koolstof, waterstof, methaan of andere goedkope reductoren (zie het thema 'Redoxreacties'). Deze metalen kunnen we alleen bereiden door elektrolyse van een gesmolten zout. In waterige oplossing zouden niet de metalen ontstaan, maar waterstof, omdat water een sterkere oxidator is dan de ionen van de zeer onedele metalen. Zo bereiden we natrium door elektrolyse van gesmolten natriumchloride (zie 'Elektrolysecel: principe en bouw'). Aluminium bereiden we door elektrolyse van aluminiumoxide. Het smeltpunt van Al2O3 is zo hoog (2050 °C) dat elektrolyse van gesmolten Al2O3 niet goed uitvoerbaar is. De stof lost echter goed op in een mengsel van gesmolten vloeispaat (CaF2) en kryoliet (Na3AlF6), met een smeltpunt van ongeveer 980 °C. Bij elektrolyse van Al2O3 in vloeibaar kryoliet vinden de volgende elektrode reacties plaats: Elektrolyse van gesmolten aluminiumoxideBron: McMurry & Fay, Chemistry Bij de hoge temperatuur van het proces is het gevormde aluminium vloeibaar. Het verzamelt zich op de bodem van de stalen elektrolysebak, die bedekt is met grafiet en dienst doet als negatieve elektrode. Het wordt van tijd tot tijd afgetapt. Grafietblokken doen dienst als positieve elektrode. Het gevormde zuurstof reageert direct verder onder vorming van CO2, zodat bij het proces geen vrije zuurstof ontstaat. De grafietblokken branden weg en moeten voortdurend worden vervangen.

Zuiveren van metalen Elektrolyse kunnen we ook gebruiken als laatste stap bij de zuivering van bijvoorbeeld koper. Ruw koper bevat meestal andere metalen, zoals tin, ijzer, nikkel, lood, zilver en goud. Koper is een aantastbaar elektrodemateriaal. Als positieve elektrode nemen we een blok ruw koper en als negatieve elektrode een dunne plaat zuiver koper. Als elektrolyt gebruiken we een oplossing van kopersulfaat. De reacties zijn: Elektrolytische zuivering van koperBron: McMurry & Fay, Chemistry De positieve elektrode lost op, waarbij de verontreinigingen naar de bodem van de elektrolysebak zakken. Hieruit kunnen we de edele metalen winnen. De metalen die minder edel zijn dan koper, blijven in de oplossing. Op de negatieve elektrode slaat zeer zuiver koper neer. Ook andere metalen kunnen we elektrolytisch zuiveren.

Aanbrengen van dunne metaallaagjes Op de manier zoals de elektrolytische zuivering van koper kunnen we dunne metaallaagjes aanbrengen op metalen voorwerpen (verkoperen, vernikkelen, verzilveren, verchromen, vertinnen, enzovoort). Het voorwerp hangen we als min-pool in een bad van een metaalzout. De positieve elektrode maken we van het metaal dat we op het voorwerp aan willen brengen. Net verzilverde voorwerpen worden uit de elektrolysecel getakeldBron: Petrucci, General Chemistry

Elektrolyse van steenzout Uit steenzout, dat voornamelijk uit natriumchloride bestaat, worden verscheidene chemicaliën bereid via elektrolyse. Elektrolyse van gesmolten steenzout levert chloor en natrium (zie plaatje op de openingspagina van de paragraaf 'Elektrolyse' en 'Elektrolysecel: principe en bouw'). Bij de elektrolyse van een oplossing van steenzout met onaantastbare elektroden ontstaan chloor, waterstof en natronloog. oxidator reductor V 0 (V) H2O(l)   - 0,83   H2O(l) + 1,23 Na+(aq)   - 2,71   Cl-(aq) + 1,36 Aan de min-pool ontstaat waterstof. Aan de pluspool zou zuurstof moeten ontstaan omdat water de sterkste reductor is. Er blijkt echter chloor te ontstaan. Cl- gedraagt zich bij elektrolysereacties als een sterkere reductor dan H2O. Dit komt doordat zuurstof een hogere overspanning heeft aan platina of grafiet dan chloor. De elektrodereacties zijn: Elektrolyse van NaCl-oplossing met membraanBron: McMurry & Fay, Chemistry Om zuiver natronloog te krijgen moeten we voorkomen dat het chloor, dat aan de positieve elektrode ontstaat, reageert met de hydroxide-ionen, die aan de negatieve pool ontstaan. Dit bereiken we door een membraan in de vloeistof te plaatsen, dat alleen doorlatend is voor natriumionen. Uit waterstof en chloor kunnen we waterstofchloride (HCl) maken (de oplossing ervan is zoutzuur). Uit chloor en natronloog kunnen we natriumhypochloriet NaClO (bleekloog) maken. Deze laatste reactie is een autoredoxreactie: chloor is oxidator én reductor:

Koolstofchemie: stoffen en reacties Koolstofverbindingen kunnen we indelen in verschillende klassen. Een groot aantal verbindingen behoort tot de koolwaterstoffen. Koolstofverbindingen waarin, naast waterstofatomen, ook andere atomen voorkomen delen we in naar karakteristieke groep. Karakteristieke groepen in een molecuul bepalen in hoge mate de chemische en fysische eigenschappen van een stof, dus ook de reacties waaraan een verbinding kan deelnemen. We gaan in op een aantal reacties die we met koolstofverbindingen kunnen uitvoeren.

Sk 15.01 Soorten koolstofverbindingen

Soorten koolstofverbindingen Een groot aantal koolstofverbindingen behoort tot de koolwaterstoffen. Deze kunnen we onderverdelen in alifatische en aromatische koolwaterstoffen. De eenvoudigste en bekendste aromaat is de stof benzeen. Koolstofverbindingen waarin, naast waterstofatomen, ook andere atomen voorkomen delen we in naar karakteristieke groep. Karakteristieke groepen in een molecuul bepalen in hoge mate de chemische en fysische eigenschappen van een stof. De volgende klassen verbindingen aan de orde komen: halogeenverbindingen, alcoholen, ethers, aldehyden, ketonen, carbonzuren, esters en aminen. Classificatie van een aantal koolstofverbindingen naar karakteristieke groep

Koolwaterstoffen

Benzeen Als we de reactiviteiten van cyclohexaan, cyclohexeen, 1,3-cyclohexadieen en benzeen (C6H6) onderling vergelijken, valt het volgende op: De eerste drie verbindingen reageren overeenkomstig hun acyclische onvertakte alkaan- en alkeenverbindingen van zes koolstofatomen. Benzeen blijkt veel stabieler te zijn dan het denkbeeldige 1,3,5-cyclohexatrieen. De hydrogeneringsenergie van benzeen is kleiner dan de berekende hydrogeneringsenergie van 1,3,5-cyclohexatrieen. De stabiliteit komt onder andere tot uitdrukking in de geringe reactiviteit van benzeen bij additiereacties. Ook substitutiereacties verlopen anders. Structuur De eerste onderzoeker die de structuur van benzeen beschreef zoals we die nu kennen, was de Duitser Kekulé. Hij kwam tot de conclusie dat benzeen een vlakke cyclische structuur moet hebben met drie enkelvoudige en drie dubbele bindingen die om en om zijn geordend. Daar deze structuur niet overeenstemt met de gevonden lengte van de C – C-binding (elke C – C-binding = 140 pm) en een groot aantal chemische eigenschappen, stelde hij al in 1865 dat hier sprake moet zijn van dubbele bindingen die zo snel van plaats verwisselen dat we geen onderscheid tussen enkele en dubbele bindingen kunnen maken: Mesomere grensformules en werkelijke situatie In deze structuren zijn de waterstofatomen en de koolstofatomen weggelaten. Een van de eerste theorieën die een verklaring gaf voor de opmerkelijk hoge stabiliteit van benzeen is de resonantietheorie. Mesomerie of resonantie is het verschijnsel dat van een molecuul (of ion) verschillende gelijkwaardige structuurformules mogelijk zijn. We spreken van (mesomere) grensformules of resonantieformules. Resonantie geven we aan met een apart symbool: ↔. Het benzeenmolecuul resoneert tussen de structuren a en b, doordat er elektronen verspringen. We noemen dit elektronendelokalisatie: de zes elektronen van de drie dubbele bindingen hebben geen vaste plaats, maar bewegen zodanig door het ringsysteem, dat elk elektron bij elk koolstofatoom kan worden aangetroffen. Hierdoor krijgt benzeen zijn bijzondere eigenschappen die we ook wel aromatische eigenschappen noemen. We geven dit meestal aan met structuur c. Stabilisatie door mesomerie Dat het molecuul benzeen de voorkeur geeft aan deze situatie boven die met gelokaliseerde dubbele bindingen, betekent dat deze situatie gunstiger is. Mesomerie betekent altijd een verlaging van de energie van het molecuul (of ion)! Het energieverschil tussen deze toestand en die met gefixeerde dubbele bindingen in het hypothetisch molecuul 1,3,5-cyclohexatrieen kunnen we op de volgende wijze bepalen. Bij de additie van waterstof aan 1 mol van een molecuul dat één dubbele C-C-binding bevat, komt een hoeveelheid energie vrij van 120 kJ in de vorm van warmte, bijvoorbeeld: Voor een zesring met drie gefixeerde, dubbele bindingen zou deze reactie dus 3 × 120 kJ of 360 kJ warmte per mol opleveren. Bij de additie van waterstof aan benzeen blijkt echter slechts 209 kJ mol–1 aan warmte vrij te komen. Dit betekent dat benzeen stabieler is dan het niet bestaande molecuul 1,3,5-cyclohexatrieen, dat drie geïsoleerde dubbele bindingen heeft. We noemen dit stabilisatie door mesomerie. Het energieverschil ΔE van – 151 kJ mol–1 noemen we de resonantie-energie of stabilisatie-energie. In een energieschema ziet dit er als volgt uit: Energiediagram van benzeen en cyclohexaan Deze stabilisatie-energie ten gevolge van de aromatische eigenschappen blijft zeker niet beperkt tot verbindingen van benzeen. Aromatische stabiliteit komen we ook tegen in ringverbindingen met heteroatomen zoals zuurstof, stikstof en zwavel, en in grotere ringsystemen. Deze moleculen zullen we niet bespreken.

Karakteristieke groepen Een groot aantal koolstofverbindingen behoort tot de koolwaterstoffen, verbindingen die uitsluitend bestaan uit koolstofatomen en waterstofatomen (zie het thema 'Koolwaterstoffen'). In koolstofverbindingen komen naast waterstofatomen vaak ook zuurstof-, stikstof- en halogeenatomen voor. Daarom is de term karakteristieke groep ingevoerd. Karakteristieke groepen zijn atomen of atoomgroepen die in de plaats kunnen komen van een of meer waterstofatomen aan de koolstofketen. Door het invoeren van karakteristieke groepen ontstaan nieuwe soorten verbindingen met fysische en chemische eigenschappen die kenmerkend zijn voor de karakteristieke groep. In onderstaande tabel is een indeling gemaakt in soorten koolstofverbindingen (klassen) naar karakteristieke groep. Soorten koolstofverbindingen met hun karakteristieke groepen

Naamgeving De systematische naamgeving is gebaseerd op het aantal C-atomen in de langste keten en op de daaraan aanwezige karakteristieke groep. Wanneer een karakteristieke groep een C-atoom bevat, telt dat C-atoom mee bij bepaling van de langste C-keten bij gebruik van achtervoegsels. Wanneer een molecuul verschillende karakteristieke groepen bevat, is de hoofdgroep de groep die het hoogst in de tabel staat en deze wordt in de naam met een achtervoegsel aangegeven. Deze hoofdgroep krijgt ook een zo laag mogelijk plaatsnummer. De andere groepen verschijnen dan als voorvoegsel in de naam. Bijvoorbeeld: In BINAS tabel 66D staan de karakteristieke groepen met de regels voor de systematische naamgeving samengevat. Voor koolstofverbindingen die al heel lang bekend, gebruiken we meestal niet de systematische, maar de triviale naam (zie BINAS tabel 66A).

Halogeenverbindingen De halogenen F, Cl, Br en I komen slechts zelden voor in organische verbindingen van levende cellen. Een voorbeeld waarbij dat wel het geval is, is het hormoon thyroxine (schildklierhormoon). Een aantal medicijnen bevat een of meer halogeenatomen en vele industriële en in de landbouw toegepaste verbindingen zijn halogeenverbindingen. Voor zover men heeft kunnen nagaan zijn verreweg de meeste halogeenverbindingen schadelijk; vele zijn kankerverwekkend. Alle toegepaste halogeenverbindingen worden synthetisch gemaakt (zie 'Substitutiereacties' en 'Additiereacties' in de paragraaf 'Reacties van koolstofverbindingen'). Vaak kom je de term gehalogeneerde koolwaterstoffen tegen. Dit zijn koolwaterstoffen waarin meestal meerdere H-atomen zijn vervangen door halogeenatomen. Enkele bekende voorbeelden zijn: monobroommethaan (methylbromide), grondontsmettingsmiddel; trichloormethaan (chloroform), een oplosmiddel; dichloordifluormethaan, koelvloeistof (een van de zogenaamde CFK’s); broomchloordifluormethaan, blusvloeistof (een van de zogenaamde halonen); monochlooretheen of vinylchloride, grondstof voor polyvinylchloride (PVC); tetrafluoretheen, grondstof voor Teflon; 2-broom-2-chloor-1,1,1-trifluorethaan of halothaan, narcosemiddel. HalothaanBron: McMurry & Fay, Chemistry De CFK’s en halonen rekenen we meestal tot een aparte klasse gehalogeneerde koolwaterstoffen. Andere klassen bekende (of beruchte) halogeenverbindingen zijn de PCB’s en de dioxinen. Verschillende pesticiden behoren ook tot de halogeenverbindingen. Naamgeving De halogenen die aan een koolstofketen zijn gebonden, zetten we met naam en plaats aan de keten vóór de ketennaam van de verbinding, in alfabetische volgorde. Komt er meer dan één atoom van hetzelfde halogeen in een molecuul voor dan geven we dit aantal aan met een numeriek voorvoegsel. Eigenschappen De brandbaarheid van gehalogeneerde koolwaterstoffen neemt snel af met het aantal halogeenatomen. Dus hoe meer halogeenatomen een verbinding bevat, hoe minder brandbaar die verbinding is. Aangezien gehalogeneerde koolwaterstoffen geen waterstofbruggen kunnen vormen, zijn ze onoplosbaar in water en alleen oplosbaar in apolaire oplosmiddelen.

CFK's en halonen CFK’s Chloorfluorkoolwaterstoffen (CFK’s), soms ook freonen genoemd, is een verzamelnaam voor volledig gehalogeneerde verbindingen die bestaan uit een koolstofskelet van één of twee koolstofatomen waaraan chloor- en fluoratomen zijn gebonden. Het zijn vluchtige verbindingen met een grote thermische en chemische stabiliteit; ze zijn onoplosbaar in water. CFK’s zijn niet giftig en hebben een zwakke geur. Ze werden gebruikt als drijfgas in spuitbussen, in isolatieschuim, als blus- en ontvettingsmiddel en als koelmiddel. De meest gebruikte CFK’s zijn CCl3F (CFK-11) en CCl2F2 (CFK-12). Halonen Halonen zijn verwante verbindingen die ook broom bevatten en vooral worden gebruikt in brandblusapparatuur. De belangrijkste commerciële halonen zijn CClF2Br (halon-1211) en CF3Br (halon-1301). Milieuproblemen In verband met de milieuproblemen die CFK’s en halonen veroorzaken (aantasting van de ozonlaag in de stratosfeer en bijdrage aan het versterkt broeikaseffect) zijn ze inmiddels grotendeels vervangen door andere stoffen.

PCB's Polychloorbifenylen (PCB’s) zijn een complex mengsel van verbindingen die een groot aantal chlooratomen bevatten. Bifenyl is een molecuul dat bestaat uit twee benzeenringen aan elkaar. Door reactie met chloor in aanwezigheid van een katalysator, zoals FeCl3, kunnen een of meer waterstofatomen aan de benzeenringen worden vervangen door chloor (zie 'Substitutiereacties' in de paragraaf 'Reacties van koolstofverbindingen'): PCB’s zijn olie-achtige, onbrandbare stoffen met een grote chemische stabiliteit; ze lossen niet op in water, wel in vetachtige stoffen. PCB’s zijn schadelijk voor mens en dier. Doordat zij nauwelijks biologisch afbreekbaar zijn, hopen zij zich op in voedselketens. De belangrijkste toepassing is in elektrische apparaten, zoals transformatoren.

Dioxinen De bekendste van de dioxinen is TCDD, een afkorting van de systematische naam: 2,3,7,8-TetraChloorDibenzo-p-Dioxine. Deze stof duiden we meestal kortweg aan met 'dioxine', maar eigenlijk is dit een soortnaam. Dioxinen kunnen ontstaan bij verbranding van chloorhoudende stoffen, zoals PVC, en in bepaalde industriële processen. Dioxinen zijn net als PCB’s zeer bestendig en biologisch niet afbreekbaar. Wegens de extreem hoge giftigheid van dioxinen kunnen sporen ervan reeds schadelijk zijn.

Pesticiden Een groep verbindingen die juist wordt gemaakt wegens hun giftigheid zijn pesticiden: middelen ter bestrijding van onkruid, ongedierte, schimmels, enzovoort. Pesticiden zijn lang niet altijd halogeenverbindingen, maar een aantal wel. Een bekend voorbeeld is DDT, dat werd gebruikt ter bestrijding van onder andere malariamuggen. Twee andere voorbeelden zijn lindaan en pentachloorfenol, die als schimmelwerend middel in producten voor houtveredeling en beits worden gebruikt. Structuurformules van enkele pesticiden

Alcoholen Alcoholen zijn verbindingen met de karakteristieke groep –OH (hydroxy-groep) aan het koolstofskelet. De OH-groep is een van de meest voorkomende karakteristieke groepen in organische moleculen van natuurlijke oorsprong. Wanneer in een alkaan een H-atoom is vervangen door een OH-groep heet de alcohol een alkanol . De bekendste en meest toegepaste alkanol is ethanol. We onderscheiden drie verschillende typen alcoholen: primaire, secundaire en tertiaire alcoholen . Er bestaan ook meerwaardige alcoholen, verbindingen met twee of meer OH-groepen aan het koolstofskelet. Een apart soort alcoholen zijn de fenolen: verbindingen waarbij een OH-groep direct gebonden is aan een C-atoom van een aromatische ring. Alkanolen De alkanolen vormen een (belangrijke) subgroep van de alcoholen. Algemene formule van een alkanol: C n H2n+1OH of R-OH (chemici gebruiken vaak de letter R om een alkylgroep aan te duiden). Een aantal eenwaardige alkanolen Naamgeving De naam van een alcohol is samengesteld uit de hoofdketennaam met de uitgang -ol. De plaats van de OH-groep aan de keten geven we aan met een zo laag mogelijk plaatsnummer. Komt er meer dan één OH-groep in een molecuul voor, dan geven we dit aantal aan met numerieke voorvoegsels voor de uitgang -ol. Als een andere karakteristieke groep de hoofdgroep is gebruiken we het voorvoegsel hydroxy-. Eigenschappen Zoals vrijwel alle organische verbindingen zijn ook alcoholen (goed) brandbaar. Door de aanwezigheid van de H-brugvormende OH-groep in het molecuul hebben de alkanolen relatief hoge kookpunten. Eveneens hierdoor hebben de lagere termen een uitgesproken hydrofiel karakter en mengen goed met water (zie het thema 'Moleculaire stoffen').

Ethanol De bekendste en meest toegepaste alkanol is ethanol, beter bekend onder de naam alcohol (alcoholhoudende dranken bevatten ethanol). Ethanol gebruiken we onder andere als desinfectans, als oplosmiddel, als component van motorbrandstof en van reinigingsmiddelen (spiritus) en als uitgangsstof bij de synthese van onder meer azijnzuur (zie 'Oxidatiereacties' in de paragraaf 'Reacties van koolstofverbindingen') en ether (zie 'Condensatiereacties' in de paragraaf 'Reacties van koolstofverbindingen'). De twee belangrijkste productieprocessen voor ethanol zijn: vergisting van glucose hydratatie van etheen in aanwezigheid van een katalysator (zie 'Additiereacties' in de paragraaf 'Reacties van koolstofverbindingen').   Molecuulmodel en structuurformule van ethanolBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Primaire, secundaire en tertiaire alcoholen We onderscheiden drie verschillende typen alcoholen: primaire alcoholen: er is slechts één koolstofatoom aan het OH-dragende koolstofatoom gebonden (primaire alcoholen bevatten dus een CH2OH-groep: bijvoorbeeld 1-propanol); secundaire alcoholen: er zijn twee koolstofatomen aan het OH-dragende koolstofatoom gebonden (secundaire alcoholen bevatten dus een CHOH-groep: bijvoorbeeld 2-propanol); tertiaire alcoholen: er zijn drie koolstofatomen aan het OH-dragende koolstofatoom gebonden (tertiaire alcoholen bevatten dus een COH-groep: bijvoorbeeld 2-methyl-2-propanol).

Meerwaardige alcoholen Er bestaan ook meerwaardige alcoholen, verbindingen met meer dan één OH-groep aan het koolstofskelet. Het eenvoudigste alkaandiol is 1,2-ethaandiol (triviale naam glycol). Glycol gebruiken we onder meer als antivries in het koelwater van auto’s en als grondstof voor plastics. Het wordt onder andere gemaakt uit etheen. 1,2,3-propaantriol (triviale namen glycerol en glycerine) is een alkaantriol. Glycerol gebruiken we onder andere veel in cosmetica en voor tandpasta. Glycerol wordt voornamelijk gewonnen uit eetbare vetten en oliën.

Fenolen Fenolen zijn moleculen met een OH-groep direct gebonden aan een C-atoom van een aromatische ring. Fenolen hebben een aantal eigenschappen gemeen met de alcoholen, maar vertonen ook afwijkende eigenschappen. In tegenstelling tot alcoholen is fenol ook een zwak zuur: het H-atoom van de OH-groep kan als H+ afsplitsen. De eenvoudigste aromatische alcohol is benzenol (C6H5OH), benzeen met een OH-groep. Gewoonlijk wordt de triviale naam fenol gebruikt. Fenol is een belangrijke grondstof voor medicijnen, verf- en kunststoffen. Het wordt bereid uit benzeen, dat uit aardolie wordt gewonnen. Fenol is erg giftig. Molecuulmodel van fenolBron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Ethers Ethers zijn verbindingen met een zuurstofatoom in de koolstofketen. De karakteristieke groep is de ethergroep: C-O-C. We spreken van alkoxyalkanen indien de keten verder uitsluitend alkylgroepen bevat: R-O-R’. De alkoxygroep is op te vatten als een alkylgroep die met een zuurstofatoom aan de hoofdketen is gebonden. Alkoxyalkanen vormen een subgroep van de ethers. Ethoxyethaan (triviale naam ether) is de bekendste en meest toegepaste ether. Enkele ethers Naamgeving In de naamgeving kiezen we de langste koolstofketen als hoofdketen. Achter de kortste alkylgroep die aan het zuurstofatoom is gebonden, voegen we het achtervoegsel –oxy toe. Deze noemen we dan voor de naam van de langste keten die aan het zuurstofatoom is gebonden. Isomerie Alkoxyalkanen hebben dezelfde molecuulformule als alkanolen, het zijn structuurisomeren van elkaar (zie het thema 'Stereochemie'). Bijvoorbeeld ethanol en methoxymethaan hebben allebei de molecuulformule C2H6O. Molecuulmodel en structuurformule van ethanol en methoxymethaanBron: McMurry & Fay, Chemistry Eigenschappen Door het ontbreken van een H-brugvormende groep in het molecuul hebben ethers relatief lage kookpunten en een uitgesproken hydrofoob karakter. Alkoxyalkanen zijn dikwijls vluchtige en zeer brandbare stoffen. Ze zijn chemisch gezien vrij inert en worden daarom vaak gebruikt als (apolair) oplosmiddel.

Aldehyden en ketonen Aldehyden Een aldehyde is een verbinding met een koolstofskelet waarin de karakteristieke groep -CHO voorkomt: De aldehydegroep bevindt zich altijd aan het begin of het einde van een koolstofketen; het zuurstofatoom is gebonden aan een zogeheten primair koolstofatoom. Een primair koolstofatoom is aan één ander koolstofatoom gebonden, een secundair koolstofatoom aan twee en een tertiair koolstofatoom aan drie andere koolstofatomen. De belangrijkste aromastof in kersen is benzaldehyde, een aromatisch aldehydeBron: McMurry & Fay, Chemistry De belangrijkste aromastof in vanillestokjes is vanilline, een aldehyde (4-hydroxy-3-methoxybenzaldehyde) Uitgebreide animatie over aldehyden en ketonen Ketonen Een keton is een verbinding met een koolstofskelet waarin de karakteristieke groep C=O voorkomt: Het zuurstofatoom is aan een secundair koolstofatoom gebonden; de carbonylgroep is dus tussen twee koolstofatomen ingesloten. Naamgeving De naam van een aldehyde eindigt op 'al'. Alkanen met deze groep noemen we alkanalen: R - CHO. De naam van een keton eindigt op 'on'. De keten wordt zo genummerd dat de dubbel gebonden O een zo laag mogelijk plaatsnummer krijgt. De eenvoudigste ketonen zijn de alkanonen, R-CO-R', waarbij R en R' alkylgroepen zijn.

Alkanalen Het bekendste alkanal is methanal. Het heeft als triviale naam formaldehyde. Het is bij kamertemperatuur gasvormig, heeft een erg irriterend en duidelijke geur en is redelijk oplosbaar in water. In water opgelost methanal noemen we formaline. Formaline wordt gebruikt als conserveermiddel voor organen. Een andere toepassing van formaldehyde is als grondstof voor ureumformaldehydelijm. Spaanplaat bevat deze lijmsoort. Een aantal alkanalen Molecuulmodel en structuurformule van ethanal (triviale naam: aceetaldehyd)Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Alkanonen Het bekendste alkanon is propanon, meestal aceton genoemd. Aceton is een vluchtige vloeistof met een frisse geur. Het is in alle verhoudingen mengbaar met water en wordt vaak gebruikt als oplosmiddel voor lakken, vernissen, kunststoffen (bijvoorbeeld PVC), vetten en kleefstoffen. Voor het oplossen van nagellak wordt ook vaak aceton gebruikt. Molecuulmodel en structuurformule van propanon (triviale naam: aceton)Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry

Carbonzuren Een carbonzuur is een verbinding met een koolstofskelet waarin de karakteristieke carbonzuurgroep voorkomt: In planten, plantaardige producten, in dieren en dierlijke producten en in het menselijk lichaam komen veel carbonzuren voor. De eenvoudigste carbonzuren zijn de alkaanzuren . Deze kunnen we afgeleid denken van een alkaan waarvan een H-atoom is vervangen door een -COOH groep. Er bestaan ook meerwaardige alkaanzuren , verbindingen met twee of meer COOH-groepen. Carbonzuren met een lange koolstofketen (6 tot 20 koolstofatomen), noemen we vetzuren . Alkaanzuren De alkaanzuren vormen een (belangrijke) subgroep van de carbonzuren. Algemene formule van een alkaanzuur: R-COOH (R is een alkylgroep). Een aantal alkaanzuren Naamgeving In de naamgeving tellen we het C-atoom van de karakteristieke groep op bij de hoofdketen en gebruiken we het achtervoegsel -zuur. Het koolstofatoom van de COOH-groep is altijd nummer 1 van de keten. Bij de naamgeving is de carbonzuurgroep altijd de hoofdgroep en bepaalt de uitgang in de naam van het molecuul. De andere karakteristieke groepen verschijnen dan als voorvoegsel in de naam. Als aan een keten drie of meer -COOH groepen zitten of wanneer de - COOH groep zich bevindt aan een ringsysteem, gebruiken we het achtervoegsel -carbonzuur. 'Carbo' in de naam geeft aan dat we het C-atoom van de karakteristieke groep dan niet rekenen bij de hoofdketen. Veel carbonzuren zijn bekend onder hun triviale naam. Eigenschappen De kookpunten van carbonzuren zijn relatief hoog door het optreden van H-bruggen tussen de carbonzuurgroepen van verschillende moleculen. Door het vormen van H-bruggen zijn de 'lagere' carbonzuren goed oplosbaar in water. Carbonzuren zijn zwakke zuren: het H-atoom van de COOH-groep kan als H+ afsplitsen (zie het thema 'Zuren en basen'). Mierenzuur (methaanzuur) wordt in rode mieren en brandnetels gevormd. Azijnzuur (ethaanzuur) is het oudst bekende zuur en ook tegenwoordig nog het belangrijkste alkaanzuur. Zuiver azijnzuur stolt in een koele omgeving (smeltpunt 16,6 oC) tot een ijsachtige, vaste stof; het wordt daarom ook wel ijsazijn genoemd. Boterzuur (butaanzuur) is aanwezig in ranzige boter, in boterbloemen en in transpiratievocht. De onaangename geur wordt veroorzaakt door het aanwezige boterzuur.

Meerwaardige alkaanzuren Alkaandizuren zijn alkanen met twee COOH-groepen. Oxaalzuur (ethaandizuur) komt onder andere voor in rabarber en zuring en wordt daarom ook wel zuringzuur genoemd. Appelzuur (2-hydroxybutaandizuur) komt voor in appels. De vettige laag op de schil van appels bestaat uit alkanen met 27 en 29 koolstofatomen. Citroenzuur (2-hydroxy-1,2,3-propaantricarbonzuur) is een verbinding met drie COOH groepen.

Vetzuren De 'hogere' carbonzuren, carbonzuren met een lange koolstofketen (6 tot 20 koolstofatomen), noemen we vetzuren. Ze vormen de hoofdbestanddelen van verbindingen die vet of olie worden genoemd (zie 'Esters'). Een aantal vetzuren Als de koolwaterstofketen alleen enkelvoudige bindingen bevat spreken we van een verzadigd vetzuur. Komen in de koolwaterstofketen één of meer dubbele bindingen voor dan spreken we van een onverzadigd vetzuur (zie ook BINAS tabel 67B).

Esters Esters zijn verbindingen met een koolstofskelet waarin de karakteristieke estergroep -COO- voorkomt. Ze kunnen ontstaan door reactie van een carbonzuur met een alcohol. Esters komen veel in de natuur voor, ze hebben vaak aangename bloemen- en vruchtengeuren. Molecuulmodel van methylethanoaat (methylacetaat), CH3COOCH3 Bron: Oxtoby, Principles of Modern Chemistry De eenvoudigste voorbeelden van esters zijn de alkylalkanoaten . Een aparte groep esters zijn de oliën en vetten . Alkylalkanoaten Een alkylalkanoaat kunnen we opvatten als een alkaanzuur (R-COOH) waarvan het zure waterstofatoom is vervangen door een alkylgroep (R'). Algemene formule: R-COOR'. Een aantal alkylalkanoaten Naamgeving Bij de naamgeving van de esters is er keuze. Ethylethanoaat noemen we ook wel de ethylester van ethaanzuur of de ester van ethanol en azijnzuur. Met een diol kan een di-ester ontstaan, met een triol een tri-ester. Eigenschappen Sommige esters worden gebruikt als kunstmatige geur- en smaakstoffen (essences) in frisdranken, snoep, cosmetica, wasmiddelen, enzovoort. Zo ruikt pentylacetaat (pentylethanoaat) naar banaan, ethylbutanoaat naar ananas, isoamylacetaat naar peren en pentylbutanoaat naar abrikoos. In de industrie worden esters vaak gebruikt als oplosmiddel, onder andere voor verf, lak en lijm.   Pentylethanoaat levert de karakteristieke geur van banaanBron: McMurry & Fay, Chemistry

Oliën en vetten Belangrijke natuurlijk voorkomende esters zijn plantaardige en dierlijke oliën en vetten. Veruit de meeste (eetbare) oliën en vetten zijn tri-esters van glycerol en verschillende carbonzuren of vetzuren; ze worden daarom ook vaak triglyceriden genoemd. Glycerol en een aantal vetzuren Vetten hebben de volgende algemene structuur: Als slechts een type vetzuur aanwezig is, zoals in bovenstaande structuur, spreken we van een 'eenvoudig triglyceride'; als twee of drie verschillende vetzuren aanwezig zijn, spreken we van 'gemengde triglyceriden'. Oliën zijn, per definitie, bij kamertemperatuur vloeibaar en worden gekenmerkt door een relatief hoog gehalte aan onverzadigde vetzuurresten. Vetten zijn bij kamertemperatuur vast; ze bestaan voor een belangrijk deel uit esters van verzadigde vetzuren. De meest voorkomende vetzuren in oliën en vetten zijn: stearinezuur, palmitinezuur, oliezuur, linolzuur, linoleenzuur en arachidonzuur (zie BINAS tabel 67B). In onderstaande tabel staat van een aantal bekende vetten en oliën de vetzuursamenstelling in procenten. Percentuele vetzuursamenstelling van bekende vetten en oliën

Aminen Aminen zijn koolstofverbindingen die als het ware afgeleid zijn van ammoniak. We onderscheiden primaire secundaire en tertiaire aminen. Bij primaire aminen is één H-atoom in NH3 vervangen door een alkylgroep, bij secundaire en tertiaire aminen zijn respectievelijk twee en drie H-atomen vervangen door alkylgroepen. Ook bestaan quaternaire ammoniumverbindingen. Hierbij is het stikstofatoom gebonden aan vier verschillende alkylgroepen en heeft een positieve lading. Naamgeving De naam van een aminen is samengesteld uit de naam van het alkaan met de uitgang '-amine'. Komt er meer dan één dezelfde keten aan het stikstofatoom in een molecuul voor dan geven we dit aantal aan met een numeriek voorvoegsel. Als in een primair amine een andere karakteristieke groep de hoofdgroep is, gebruiken we het voorvoegsel 'amino-' van aminogroep (NH2-groep). Bijvoorbeeld: De aminogroep komt ook voor in aminozuren . Dat zijn koolstofverbindingen waarvan de moleculen als karakteristieke groepen zowel een amino- als een carbonzuurgroep bezitten. Eigenschappen Net als bij NH3 bestaan de intermoleculaire krachten bij aminen uit H-bruggen. De lagere termen zijn in water oplosbaar. Aminen zijn zwakke basen. (zie 'Zuur-basereacties' in de paragraaf 'Reacties van koolstofverbindingen'). Aminen zijn giftige stoffen met een onaangename geur. De geur van bedorven vlees en van rotte vis wordt veroorzaakt door aminen.   Methylamine veroorzaakt de geur van visBron: McMurry & Fay, Chemistry

Aminozuren Aminozuren zijn de bouwstenen van eiwitten. De algemene formule van de biologisch belangrijke aminozuren is: Ofschoon er oneindig veel verschillende aminozuren denkbaar zijn, komen er slechts twintig verschillende voor in natuurlijke eiwitten. Deze twintig essentiële aminozuren verschillen alleen in de restgroep R (zie BINAS tabel 67C). Aminozuren hebben de bijzonderheid dat de moleculen zowel een zure als een basische groep bezitten: het zijn dus amfolyten (zie 'Zuur-basereacties' in de paragraaf 'Reacties van koolstofverbindingen').

Sk 15.02 Reacties van koolstofverbindingen

Reacties van koolstofverbindingen De aanwezigheid van één of meer karakteristieke groepen in een molecuul is in hoge mate bepalend voor de reacties waaraan een verbinding kan deelnemen. We gaan in op een aantal reacties die we met koolstofverbindingen kunnen uitvoeren: substitutiereacties, additiereacties, zuur-basereacties, condensatiereacties, hydrolysereacties en redoxreacties.

Substitutiereacties Een substitutiereactie is een reactie waarbij in een molecuul een atoom (of atoomgroep) wordt vervangen door een ander atoom (of atoomgroep). We maken een indeling in radicaalsubstitutie en nucleofiele substitutie. Radicaalsubstitutie Bij de reactie van alkanen met de halogenen chloor en broom kunnen een of meer waterstofatomen worden vervangen door halogeenatomen. Voor initiatie van deze reactie is licht nodig om het halogeen te activeren. Zo reageert methaan als volgt met chloor: Bij deze reactie treden radicalen op als tussenproducten. Het reactiemechanisme van deze reactie is een radicaalmechanisme . Het substitueren hoeft niet tot één H-atoom per molecuul beperkt te blijven. Alle H-atomen in methaan kunnen worden vervangen. Ook dichloormethaan, trichloormethaan en zelfs tetrachloormethaan kunnen in zeer kleine hoeveelheden worden gevormd. Alkanen en koolstofverbindingen met alkylgroepen reageren op dezelfde manier met chloor of broom als methaan. Bij alkanen met drie of meer koolstofatomen zijn er verschillende mogelijkheden: elk H-atoom kan worden vervangen door een halogeenatoom. Welk H-atoom wordt vervangen in een molecuul berust op louter toeval. In een mengsel van pentaan en chloor bijvoorbeeld, zullen na afloop in het reactievat én 1-chloorpentaan én 2-chloorpentaan én 3-chloorpentaan worden aangetroffen. Nucleofiele substitutie Een heel ander type substitutiereactie is de vervanging van een halogeenatoom door OH in de reactie van een halogeenalkaan met OH-: de nucleofiele substitutie. Zo reageert broommethaan als volgt met natronloog: Bij deze reactie spelen radicalen geen enkele rol, de reactie verloopt via ionen. Het reactiemechanisme van deze reactie is een ionair mechanisme .

Radicaalsubstitutie De halogenering van alkanen onder invloed van licht verloopt in een aantal reactiestappen via een radicaalkettingproces: Initiatie In de initiatie- of startreactie dissociëren chloormoleculen in losse chlooratomen. Van het bindend elektronenpaar gaat een elektron naar elk van beide atomen. Hierbij ontstaan chloorradicalen (Cl•). Een radicaal is een atoom of atoomgroep met een ongepaard (‘vrij’) elektron (aangegeven met een stip). Radicalen zijn uiterst reactief en kunnen daardoor slechts kort bestaan. Deze radicalen brengen de reactie op gang. Propagatie De chloorradicalen plukken een waterstofatoom af van methaan, waarbij methylradicalen (•CH3) en HCl ontstaan. De methylradicalen reageren verder met chloormoleculen, waarbij opnieuw chloorradicalen ontstaan. De methylradicalen zijn daarbij omgezet in moleculen chloormethaan (CH3Cl). De nieuw gevormde chloorradicalen reageren weer met methaanmoleculen. De twee reacties vormen samen een kettingreactie, een reactie die zichzelf in stand houdt. We noemen deze reacties propagatiereacties. Bij propagatiereacties ontstaan evenveel radicalen als er verdwijnen. Terminatie Aan het radicaalkettingproces komt pas een einde, als de radicalen verdwijnen door onderlinge botsing. Dit noemen we terminatie- of stopreacties. Omdat radicalen uitermate reactieve deeltjes zijn, is de concentratie van radicalen in reactiemengsels zeer klein. De botsingskans van een radicaal met een molecuul is veel groter dan die van radicalen onderling. Doordat vrijwel elke botsing tussen radicalen effectief is, treedt toch enige reactie op tussen radicalen. Er ontstaat bijvoorbeeld een zeer kleine hoeveelheid ethaan.

Nucleofiele substitutie Nucleofiele substitutie is de vervanging van een atoom (of atoomgroep) aan een C-atoom door een nucleofiel deeltje. Nucleofiele deeltjes zijn deeltjes die reageren met een ander deeltje met een geheel of gedeeltelijk positieve lading. Nucleofiele deeltjes zijn negatieve ionen of moleculen met één of meer vrije elektronenparen. Nucleus betekent kern en een atoomkern is positief geladen, vandaar de term nucleofiel (=kernlievend). Een voorbeeld is de reactie van halogeenalkanen met natronloog tot alcoholen: OH- is het nucleofiele deeltje, het zoekt een positieve plaats in het molecuul op. Het koolstofatoom in de alkylgroep is d+ doordat het halogeenatoom sterker elektronegatief is en d- wordt. Vervanging van een H-atoom zal niet optreden. Reactiemechanisme De nucleofiele substitutiereactie kan via twee verschillende wegen (mechanismen) verlopen: de reactie verloopt in één stap . Het OH--ion hecht aan het C-atoom onder gelijktijdige loslating van het halogenide-ion: Een voorbeeld van dit type mechanisme is de reactie tussen OH--ionen en broommethaan. Een reactie die volgens dit mechanisme verloopt noemen we een SN2-reactie: de afkorting voor (tweede orde) bimoleculaire nucleofiele substitutie. De reactie verloopt in één stap, en dat is dan automatisch de snelheidsbepalende stap. Het aantal reagerende deeltjes in deze stap bedraagt twee: de reactie is bimoleculair. De reactie orde is dan ook twee. In het thema 'Reactiekinetiek en reactiemechanismen' gaan we in op de orde van een reactie. de reactie verloopt in twee stappen . In de eerste stap splitst het halogeenalkaanmolecuul in een halogenide-ion en een positief ion met de lading op het C-atoom, een carbokation. In de tweede stap reageert het OH--ion met het carbokation: Een voorbeeld van dit type mechanisme is de reactie tussen OH--ionen en 2-chloor-2-methylpropaan. Een reactie die volgens dit mechanisme verloopt noemen we een SN1-reactie: de afkorting voor (eerste orde) monomoleculaire nucleofiele substitutie. De reactie verloopt in twee stappen, waarvan de eerste stap bepalend is voor de totale snelheid van de reactie. Bij de vorming van het carbokation is slechts één deeltje betrokken: de reactie is monomoleculair. De reactie is dan ook van de eerste orde. In het thema 'Reactiekinetiek en reactiemechanismen' gaan we in op de orde van een reactie. Factoren Factoren die invloed hebben op het type mechanisme zijn onder andere: Sterische hindering Naarmate er meer alkylgroepen aan het koolstofatoom zitten waaraan de substitutie plaats vindt, zal het voor een nucleofiel deeltje, zoals het OH--ion, moeilijker worden om het koolstofatoom te naderen. Het koolstofatoom wordt meer afgeschermd naarmate er meer en grotere groepen aan dat atoom zitten. Stabiliteit carbokation Des te stabieler het carbokation, des te makkelijker verloopt de reactie via het carbokation. De stabiliteit van carbokationen neemt toe naarmate er meer en langere alkylgroepen aan het positieve koolstofatoom zitten. De reden daarvan laten we hier buiten beschouwing. Bij een primair carbokation zit de positieve lading op een primair C-atoom, bij een secundair en tertiair carbokation op een secundair C-atoom, respectievelijk een tertiair C-atoom. Deze twee effecten hebben tot gevolg dat het mechanisme via het carbokation beter verloopt naarmate er meer en langere alkylgroepen aan het positieve koolstofatoom zitten. Hierdoor is het te verklaren dat de reactie bijna geheel volgens het éénstaps mechanisme verloopt bij substitutie aan primaire koolstofverbindingen en aan methylverbindingen (halogeenmethaan), en bijna geheel via het carbokation bij tertiaire koolstofverbindingen. Secundaire koolstofverbindingen kunnen via beide mechanismen verlopen. Het oplosmiddel heeft ook invloed. Naarmate het oplosmiddel sterker polair is, kunnen er gemakkelijker ionen worden gevormd, omdat deze door solvatatie gestabiliseerd kunnen worden. Het mechanisme via het carbokation zal dan beter kunnen verlopen. In principe bestaat er dus altijd een concurrentie tussen beide reactiewegen. Bovenstaande factoren bepalen welke reactieweg de overhand zal hebben. Animatie

Additiereacties Een additiereactie is een typische reactie van onverzadigde verbindingen met enkele soorten kleine moleculen, waarbij  twee moleculen reageren tot één. De dubbele binding tussen twee koolstofatomen kan 'openspringen'. Dat betekent dat er tussen de twee koolstofatomen een enkele atoombinding overblijft en dat aan beide koolstofatomen plaats is voor het ontstaan van een nieuwe atoombinding. Aan een dubbele koolstof-koolstofbinding (C=C) kunnen adderen: halogenen (X2), waterstofhalogeniden (HX), waterstof (H2) en water (H2O). Additie kan ook plaatsvinden aan moleculen met drievoudige bindingen, zoals de alkynen. Hierbij ontstaat een dubbele binding; aan deze dubbele binding kan dan opnieuw additie plaatsvinden. Onverzadigde verbindingen kunnen door veelvuldig onderlinge additiereacties polymeriseren ( additiepolymerisatie ). De dubbele binding tussen een koolstof- en een zuurstofatoom (C=O) in aldehyden en ketonen heeft ook additievermogen. Een 'omgekeerde additiereactie' noemen we een eliminatiereactie: tijdens de reactie ontstaat een dubbele binding in een molecuul en wordt een kleiner molecuul (meestal H2O of HX) afgesplitst.

Additie van halogenen en waterstofhalogeniden De additie van halogenen (F2, Cl2, Br2 en I2) en waterstofhalogeniden (HF, HCl, HBr, HI) verloopt zeer gemakkelijk bij kamertemperatuur en er is geen licht of katalysator nodig. De reactie met broom werd vroeger algemeen gebruikt om onverzadigde verbindingen aan te tonen. Een oplossing van broom in water (broomwater) is bruin en dibroomalkanen zijn, evenals de onverzadigde verbindingen, kleurloos. Snelle ontkleuring van broomwater door een koolstofverbinding toont de aanwezigheid van onverzadigde koolstofketens aan. Broomwater is een reagens op onverzadigde verbindingen. Let op: Broomwater mag niet meer op scholen worden gebruikt! Broomwater reageert in het licht ook met alkanen, via een substitutiereactie. Ontkleuring in het licht zou dan kunnen betekenen dat we met een alkaan te maken hebben. Deze reactie verloopt echter zo langzaam, dat het verschil met de snelle additiereactie heel goed is te zien. Additie aan benzeen De additie van chloor of broom aan benzeen verloopt zeer moeilijk en kan uitsluitend onder invloed van een katalysator plaatsvinden. Dit heeft te maken met de grote stabiliteit van de aromatische benzeenring die ontstaat door delocalisatie van drie elektronenparen.

Additie van waterstof en water De additie van waterstof (hydrogenering) en van water (hydratatie) verloopt veel moeilijker dan die van de halogenen en de waterstofhalogeniden. Hydrogenering De additie van H2 noemen we hydrogenering. Alle reacties met waterstof verlopen alleen in aanwezigheid van een geschikte katalysator (Pt, Pd of Ni), wegens de hoge activeringsenergie van de reactie. De hoge activeringsenergie is het gevolg van de sterke atoombinding tussen de twee waterstofatomen (zie het thema 'Reactiesnelheid en chemisch evenwicht'). Hydrogenering wordt in de voedingsindustrie gebruikt om van vloeibare plantaardige oliën vaste vetten te maken. Een spijsolie bevat veel dubbele bindingen en heeft daardoor een laag smeltpunt. Door reactie mat waterstof ontstaan verzadigde vetten, die een hoger smeltpunt hebben. We noemen dit vetharding. Hydratatie De additie van H2O noemen we hydratatie. Alleen bij toevoegen van een speciale katalysator (spoor zuur, H3O+) vindt additie van water plaats: De additie van water aan etheen is een belangrijk industrieel proces voor de bereiding van ethanol (zie 'Alcoholen').

Additiepolymerisatie Etheen kan, onder bepaalde omstandigheden (hoge temperatuur en druk, initiator), met zichzelf reageren: etheenmoleculen koppelen, door hun openspringende dubbele bindingen, aan elkaar tot zeer lange ketenmoleculen. Dat zijn macromoleculen, meestal polymeren geheten. Etheen heet het monomeer voor het polymeer, polyetheen: Extrusie van een polyetheenfilmBron: Petrucci, General Chemistry Alle moleculen met een dubbele binding kunnen polymeriseren, maar ook alkynen en alkadiënen kunnen polymeriseren. Hierop komen we in het thema 'Polymere materialen' uitvoerig terug.

Additie aan aldehyden en ketonen De dubbele binding tussen een koolstof- en een zuurstofatoom in aldehyden en ketonen heeft ook additievermogen. Halogenen kunnen niet aan de C=O-groep adderen, omdat dan een zuurstof-halogeenbinding gevormd moet worden en die zijn niet stabiel. Waterstof, waterstofhalogenide en H-OR-verbindingen kunnen wel adderen. Bijvoorbeeld, de additie van waterstof aan ethanal: Deze additiereactie kunnen we ook opvatten als een redoxreactie: het aldehyde wordt gereduceerd door waterstof tot een primair alcohol (zie 'Redoxreacties').

Zuur-basereacties Een zuur-basereactie is een reactie waarbij protonoverdracht optreedt (zie het thema 'Zuren en basen'). Organische zuren zijn alle zwak en kunnen tenminste één waterstofatoom afsplitsen als waterstofion. Voorbeelden zijn de carbonzuren en fenolen. Organische basen reageren in water als zwakke basen: ze hebben tenminste één stikstofatoom, dat aan het vrije elektronenpaar nog een waterstofion kan binden. Belangrijk zijn de aminen en ringvormige moleculen met een of meer stikstofatomen in de ring, zoals pyridine. Voorbeelden van organische verbindingen met zowel een zure als een basische groep zijn de aminozuren: het zijn amfolyten.

Carbonzuren en fenolen Carbonzuren Carbonzuren kunnen het H-atoom van de COOH-groep als H+-ion afstaan: het zijn zwakke zuren. Het zuurrestion van een alkaanzuur heet alkanoaat-ion. Bijvoorbeeld, de dissociatie van ethaanzuur (azijnzuur) in water: Methaanzuur (mierenzuur) is het sterkste niet-gesubstitueerde alkaanzuur. De zuursterkte neemt af naarmate de koolstofketen langer wordt (zie BINAS tabel 49). De verzadigde en onverzadigde alkaanzuren kunnen, net als de anorganische zuren (bijvoorbeeld HCl, H2SO4) met een basische groep een zout vormen. Bijvoorbeeld, door reactie van ethaanzuur met natronloog ontstaat het zout natriumethanoaat. Fenolen Fenolen zijn alcoholen waarbij de OH-groep aan de aromatische ring zit. Fenol en andere fenolen kunnen het H-atoom van de OH-groep als H+-ion afstaan: het zijn zwakke zuren. Dit is een verschil met alkanolen, die in water niet merkbaar zuur reageren. Het zuurrestion van fenol heet fenolaat-ion. Bijvoorbeeld, de dissociatie van fenol in water:

Aminen en pyridine Aminen kunnen net als ammoniak een H+-ion opnemen: het zijn zwakke basen. Het geconjugeerde zuur van een alkaanamine, een positief ion, heet alkaanaminiumion, of, in de oude benaming alkylammoniumion. Bijvoorbeeld, de reactie van methaanamine met water: Door reactie van aminen met een (oplossing) van een sterk zuur ontstaan aminiumzouten. Bijvoorbeeld, methaanamine met zoutzuur geeft een oplossing van methaanaminiumchloride (=methylammoniumchloride). Pyridine Pyridine is een voorbeeld van een ander soort organische basen, die in de biochemie een belangrijke rol spelen, onder andere bij de bouw van DNA en RNA. In deze basen bevinden zich steeds een of meer stikstofatomen in een vijf- of zesring. Het stikstofatoom heeft een vrij elektronenpaaar, net als een amine, en kan daardoor een waterstofion opnemen.

Aminozuren 200 °C) die redelijk goed oplosbaar zijn in water. Dit betekent dat het zoutachtige stoffen zijn. Aminozuren bestaan niet uit moleculen maar uit dipolaire ionen, meestal zwitterionen genoemd: een deeltje met aan de ene kant een plus-lading en aan de andere kant een min-lading draagt. Deze ionen zijn ontstaan door een interne zuur-basereactie: overdracht van een proton van de carbonzuurgroep aan de aminogroep: Aminozuren zijn kristallijne stoffen met een hoog smeltpunt (> 200 °C) die redelijk goed oplosbaar zijn in water. Dit betekent dat het zoutachtige stoffen zijn. Aminozuren bestaan niet uit moleculen maar uit dipolaire ionen, meestal zwitterionen genoemd: een deeltje met aan de ene kant een plus-lading en aan de andere kant een min-lading draagt. Deze ionen zijn ontstaan door een interne zuur-basereactie: overdracht van een proton van de carbonzuurgroep aan de aminogroep: De vergelijkingen van de zuur-base-evenwichten waaraan een aminozuur (in dit geval glycine, aminoethaanzuur) kan deelnemen zijn: Het iso-elektrisch punt van een aminozuur (pI) is de pH waarbij de netto-lading op het aminozuur nul is. Bij lage pH wordt het positieve ion gevormd en bij hoge pH het negatieve ion. De zuursterkte van de COOH groep en de basesterkte van de NH2 groep worden beïnvloed door de bouw van de rest van het molecuul. Sommige aminozuren hebben twee zure groepen, andere hebben twee basische groepen. Hierdoor ontstaan soms grote verschillen in de pI-waarde van de aminozuren (zie BINAS tabel 67C).

Condensatiereacties Een condensatiereactie is een reactie waarbij twee moleculen koppelen onder afsplitsing van een klein molecuul, meestal water. Condensatiereacties verlopen uitsluitend onder invloed van een katalysator. Alcoholen kunnen met carbonzuren een condensatiereactioe ondergaan, er ontstaat een ester. Alcoholmoleculen kunnen ook met elkaar condenseren, er ontstaat dan een ether. Ook aminen kunnen een condensatiereactie ondergaan met carbonzuren, hierbij ontstaat een amide. Polymerisatie via een condensatiereactie is mogelijk als een molecuul twee karakteristieke groepen heeft die kunnen condenseren ( condensatiepolymerisatie). Deze reactie is vooral van belang bij het ontstaan van eiwitten uit aminozuren.

Vorming van esters, ethers en amiden Esters Alcoholen kunnen met carbonzuren reageren tot een ester. Met zwavelzuur als katalysator stelt zich het volgende evenwicht in: Bijvoorbeeld de condensatie van ethaanzuur en methanol tot methylethanoaat: Alcoholen kunnen ook veresteren met anorganische zuren, zoals zwavelzuur of salpeterzuur. Bijvoorbeeld de condensatie van ethanol met zwavelzuur: De naam van de gevormde ester is ethylwaterstofsulfaat. Aangezien de ester nog een zure OH-groep heeft aan het zwavelatoom, kan er met een tweede ethanolmolekuul diethylsulfaat ontstaan. De condensatie van zwavelzuur met een alcohol is een nevenreactie die optreedt bij de verestering van een alcohol met een carbonzuur, waarbij zwavelzuur als katalysator dient. Het is ook een evenwichtsreactie. Door destillatie kunnen we de ester scheiden van het gewenste product. Ethers In aanwezigheid van zwavelzuur en bij verhoogde temperatuur kunnen alcoholmoleculen ook met elkaar condenseren. Er ontstaat dan een ether: Amiden Aminen kunnen ook via een condensatiereactie reageren met carbonzuren, hierbij ontstaat een (zuur)amide:

Condensatiepolymerisatie Aminozuren kunnen met elkaar reageren. Door koppeling van twee aminozuren, bijvoorbeeld twee moleculen glycine (aminoethaanzuur), ontstaat een dipeptide: Aangezien het dipeptide aan de ene kant nog een aminogroep en aan de andere kant nog een carbonzuurgroep heeft, kan het aan weerszijden verder reageren met andere aminozuurmoleculen. Deze hoeven niet van hetzelfde soort te zijn. De groep die de verbinding vormt tussen de koolstofketens van de aminozuren noemen we de peptidebinding (aangegeven in blauw). Door koppeling van vele moleculen ontstaan lange ketens die we polypeptiden of eiwitten noemen.

Hydrolysereacties Hydrolyse betekent letterlijk ontleding door water. Esters kunnen met water reageren onder vorming van de alcohol en het zuur waaruit zij zijn ontstaan. Met zwavelzuur als katalysator stelt zich het volgende evenwicht in: Een bijzonder geval van hydrolyse is de verzeping. Door in plaats van aangezuurd water een oplossing van een sterke base te nemen (NaOH, KOH) wordt de hydrolysereactie aflopend. Doordat het zout van het carbonzuur wordt gevormd, krijgt de terugreactie geen kans: De naam verzeping is afkomstig uit de zeepziederij. Wanneer we vetten in basisch milieu hydrolyseren ontstaan zouten van vetzuren. Door hun lange apolaire staart en polaire kop hebben deze wasactieve werking. Iedereen kent ze onder de naam zeep .

Zeep Zeep (en wasmiddelen) ontlenen hun waswerking aan de bijzondere bouw van de moleculen of ionen waaruit deze stoffen bestaan. De moleculen of ionen van een wasactieve stof (algemene naam: detergent) bestaan uit een lange apolaire staart met een polaire kop. Natuurlijke zeep Natuurlijke zeep wordt bereid uit dierlijke en plantaardige oliën en is de oudst bekende wasactieve stof. Een zeep is een natrium- of kaliumzout van een alkaanzuur. Een voorbeeld is natriumstearaat, de gewone huishoudzeep: C17H35COO-Na+. De lange koolwaterstofketen is apolair en heeft dus geen goede wisselwerking met watermoleculen. De kop is een ion en heeft dus wel een goede wisselwerking met water, mede dankzij de waterstofbrugvorming. We spreken van een hydrofobe (=waterafstotende) staart en een hydrofiele (= waterminnende) kop. Door het tweeslachtig karakter gedragen zeepmoleculen zich in water zeer bijzonder. In water ontstaan micellen . Micellen zijn bolvormige structuren met de apolaire staarten naar binnen gekeerd en de polaire koppen naar buiten. Van buiten af gezien lijkt een micel op één groot negatief geladen ion, met de daarbij behorende positieve natriumionen. De polaire uiteinden van de ionen stoten elkaar af en willen zo ver mogelijk van elkaar verwijderd zijn. Daarentegen trekken de apolaire uiteinden elkaar aan door VanderWaalskrachten (zie het thema 'Moleculaire stoffen'). De optimale vorm voor een micel is dan ook de bolvorm. Bij het wasproces worden vetdruppeltjes van de huid of het wasgoed of van opgenomen in het apolaire centrum van deze micellen. Op deze wijze komt het vet los van de huid of het wasgoed en kunnen we het wegspoelen. Oppervlaktespanning Aan het wateroppervlak vormen de ionen een laag met de koppen in het water en de staarten parallel uit het water stekend. De buitenste laag van de vloeistof bestaat hierdoor uit apolaire staarten en gedraagt zich als een apolaire vloeistof. In plaats van sterke waterstofbruggen zijn nu aan het vloeistofoppervlak alleen de zwakke London-VanderWaals krachten werkzaam. De oppervlaktespanning is beduidend lager geworden. Vandaar dat detergentia ook oppervlakte-actieve of grensvlakactieve stoffen worden genoemd. Synthetische zeep Elk deeltje met een hydrofobe ‘staart’ en een hydrofiele ‘kop’ kan in principe als wasactieve stof dienen. De kop kan een negatief of positief ion zijn, maar ook een ongeladen groep die waterstofbruggen kan vormen. Tegenwoordig wordt veel gebruik gemaakt van synthetische zepen zoals de sulfonaatzepen:

Redoxreacties In de koolstofchemie komen verscheidene soorten redoxreacties voor. Wij beperken ons hier tot de soorten waarbij de koolstofketen behouden blijft. We noemen dit ook wel voorzichtige redoxreacties. In feite zijn verbrandingsreacties en kraakreacties ook redoxreacties, maar hierbij wordt de koolstofketen afgebroken of gewijzigd. Additie- en substitutiereacties kunnen ook als redoxreacties worden opgevat, maar worden gewoonlijk als aparte soorten reacties beschouwd. Bij redoxreacties in de koolstofchemie is de koolstofverbinding gewoonlijk de reductor.

Koolstofverbinding als reductor Primaire en secundaire alcoholen kunnen worden geoxideerd met de bekende oxidatoren uit de anorganische chemie, zoals permanganaat (MnO4–) en dichromaat (Cr2O72–) in zuur milieu. Tertiaire alcoholen kunnen niet worden geoxideerd met behoud van de koolstofketen. Aldehyden kunnen verder worden geoxideerd tot carbonzuren. Algemeen: De algemene reductorhalfvergelijkingen zijn: In de Didactiek van het thema 'Redoxreacties' (paragraaf 13.05 'Redoxreacties in de praktijk') staat de zilverspiegelreactie beschreven. Het is de oxidatie van een aldehyde door middel van een een speciaal reagens (Tollens reagens).

Koolstofverbinding als oxidator Aldehyden en ketonen kunnen ook worden gereduceerd. Met H2 ontstaan respectievelijk primaire en secundaire alcoholen. Hier is de koolstofverbinding de oxidator en H2 de reductor. Dit type reactie (hydrogenering) rekenen we gewoonlijk tot de additiereacties (er verdwijnen dubbele bindingen). Reacties met natrium Alle koolstofverbindingen met een of meer OH-groepen reageren met natrium, of met de andere alkalimetalen. Deze reacties zijn in wezen dezelfde als die van natrium met water (zie het thema 'Redoxreacties'). Natrium is een zeer sterke reductor. De koolstofverbinding is in dit geval de oxidator. De algemene reactievergelijkingen van natrium met een alkanol is: Opmerkingen: Het natriumzout is meestal gesolvateerd in de vloeistof waarin de reactie plaatsvindt. Bij indampen ontstaat het vaste zout. Indien water aanwezig is, reageert het natrium met het water, omdat die reactie veel sneller verloopt. Bij notatie van de formules van zouten van koolstofverbindingen geven we vaak de ladingen van de ionen aan, om duidelijk te maken dat het zouten betreft en geen moleculaire stoffen. Bijvoorbeeld natriumethanolaat H3C CH2O–Na+(s). Een notatie zonder ladingen, H3C–CH2ONa (s), kan een covalente binding tussen het metaalatoom en de rest suggereren.

Sk 99.00 Meerkeuzetoetsen

Toelichting Inhoud toetsen Deze toetsen zijn geschikt voor 4/5 havo en 4/5 vwo of 5/6 vwo. Ze sluiten goed aan op de verschillende aspecten die in dit thema 'Koolstofchemie: stoffen en reacties' aan de orde komen. Waar te vinden? De toetsen zijn gekoppeld aan enkele gangbare scheikundemethodes (Chemie, Chemie Overal, Curie en Pulsar Chemie) en te vinden binnen deze tabbladenset (zie tablabels). Nadere omschrijving Elke set meerkeuzevragen heeft twee toetsversies met identieke toetsvragen, die in een verschillende volgorde staan. De toetsen zijn voorzien van docenthandleidingen, diagnosebladen met leeradviezen, toetsanalysebladen, scoreprofielen, antwoordsleutels en modellen voor de omzetting van een score in een cijfer. Naast toepassing kunnen deze bijlagen ook belangrijke voorbeelden of hulpmiddelen zijn bij het ontwikkelen en evalueren van nieuwe toetsen of toetsvragen.

Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4 HAVO / 5 HAVO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO: Koolstofchemie-1 Koolstofchemie-2 Docentenhandleiding 4 VWO / 5 VWO Toetsen 4 VWO / 5 VWO Koolstofchemie-1

Chemie Overal Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Koolstofchemie-1 Koolstofchemie-2 Toetsen 5 VWO / 6 VWO Koolstofchemie-1

Curie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets te openen. Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Koolstofchemie-1 Koolstofchemie-2 Toetsen 4 VWO / 5 VWO Koolstofchemie-1

Pulsar - Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Koolstofchemie-1 Koolstofchemie-2 Toetsen 4 VWO/ 5 VWO Koolstofchemie-1 Koolstofchemie-2

Stereochemie Stereochemie beschrijft het verband tussen de ruimtelijke bouw van moleculen en hun chemische en fysische eigenschappen. Ze speelt een sleutelrol in de biochemie, de ontwikkeling van geneesmiddelen en het onderzoek naar reactiemechanismen. Complexvorming tussen de actieve plaats van het enzym DHFR ( dihydrofolaatreductase ) en zijn remmer methotrexate, een geneesmiddel in de behandeling van leukemie.

Sk 17.01 Stereochemie

Ruimtelijke structuur De geometrie rond een koolstofatoom kan tetraëdrisch, trigonaal of lineair zijn. Rotaties om enkelvoudige atoombindingen bepalen mede de ruimtelijke structuur van moleculen. Hierdoor kunnen zowel niet-cyclische als cyclische moleculen verschillende vormen (conformaties) aannemen.

Basisstructuren van koolstofverbindingen Tetraëdrische structuur De ruimtelijke structuur (bindingslengten en bindingshoeken) van een klein molecuul kunnen we met behulp van de VSEPR-methode eenvoudig afleiden uit de elektronenformule van het molecuul (zie hoofdstuk 8 en 16). Zo heeft een molecuul met een C-atoom met vier enkelvoudige bindingen, zoals methaan, een tetra ëdrische structuur met valentiehoeken van 109,5°. (Een tetraeder is een regelmatig viervlak, bestaande uit 4 gelijkzijdige driehoeken.) Trigonale en lineaire structuur Met een dubbele binding tussen twee C-atomen ontstaat een trigonale structuur waarin de valentiehoeken 120° zijn en de atomen in een plat vlak liggen. Bij een drievoudige binding ontstaat een lineaire structuur. De dubbele binding is korter dan de enkelvoudige, de drievoudige is weer korter dan de dubbele. Trigonale en lineaire structuur Weergave ruimtelijke bouw Er zijn verschillende manieren om een ruimtelijke structuur te tekenen. Zo kunnen we – uitgaande van een tetraëder - een ruimtelijke structuurformule tekenen, waarin we bindingen naar voren laten wijzen (zie wig in figuur b) of naar achteren (zie gebroken lijn in figuur b). Een binding in het vlak van tekening geven we weer als een getrokken lijn. Ruimtelijke structuur van methaan De ruimtelijke structuur uitgaande van een kijkrichting die haaks staat op een van de ribben van de tetraeder is de basis voor de projectieformule. De projectie hiervan op het vlak van papier resulteert in de gebruikelijke 'vlakke' structuurformule. Het belang van ruimtelijke structuurformules De gebruikelijke structuurformules van koolstofverbindingen, met hoeken van 90° zijn dus projectieformules . Het verschil tussen deze vlakke structuurformules en de werkelijke ruimtelijke bouw kunnen we illustreren aan de hand van dichloormethaan. Volgens de vlakke structuurformules zouden er twee soorten van dit molecuul moeten bestaan. In werkelijkheid bestaat er slechts één, hetgeen met de ruimtelijke structuurformule direct duidelijk is. De twee ruimtelijke structuurformules van dichloormethaan zijn identiek : de ene structuur ontstaat uit de andere door hem over een hoek van 120° te draaien langs de verticale C-H-binding. Projectieformules en bijbehorende ruimtelijke structuurformules van dichloormethaan De linker structuurformule ontstaat door projectie van de linker ruimtelijke figuur loodrecht op de H-H-ribbe. De rechter structuurformule door projectie van de rechter ruimteljke figuur loodrecht op de H-Cl-ribbe. Bovenstaand voorbeeld was één van de voorbeelden die Van ‘t Hoff gebruikte om in 1874 zijn theorie over de ruimtelijke ordening van atomen in een molecuul te onderbouwen. Deze theorie was toentertijd zeer revolutionair en betekende een grote sprong voorwaarts in de ontwikkeling van de scheikunde. Van ’t Hoff is één van de belangrijkste grondleggers van de stereochemie.  

Conformaties van alkanen Vrije draaibaarheid Enkelvoudige atoombindingen zijn vrij draaibaar. Door rotatie om de C – C as(sen) kunnen moleculen verschillende vormen aannemen. We noemen deze verschillende vormen de conformaties van het molecuul. Als we bijvoorbeeld naar een ethaanmolecuul kijken in de richting van de C – C as, zijn twee uiterste standen mogelijk: de waterstofatomen van het tweede koolstofatoom staan precies achter die van het eerste (eclipsed -conformatie) of ze staan over een hoek van 60° gedraaid en zijn afwisselend met die van het eerste C-atoom zichtbaar (staggered -conformatie). Door ruimtelijke interactie is de staggered-conformatie energetisch gunstiger dan de eclipsed-conformatie. Het verschil in potentiële energie (12,6 kJ mol -1 ) is echter zo klein, dat zelfs bij zeer lage temperatuur het molecuul door botsingen continu alle conformaties doorloopt. Animatie van de conformaties van ethaan; variatie van de torsiehoek (of dihedrale hoek) Sterische hindering Indien aan beide C-atomen van het molecuul twee grote groepen zitten, kan de onderlinge afstoting zo groot zijn, dat draaiing om de C – C as moeilijk wordt. Dit verschijnsel noemen we sterische hindering. De eclipsed-conformatie waarbij beide grote groepen op één lijn staan, komt dan minder vaak voor. Het verschijnsel treedt bijvoorbeeld op bij butaan, dat we in dit verband kunnen zien als een ethaanmolecuul met twee methylgroepen. De staggered-conformatie waarbij de twee methylgroepen (C-atomen nrs 1 en 4) zo ver mogelijk uit elkaar staan, komt het meeste voor: 72 % tegen 28 % voor alle andere conformaties. Voorbeeld butaan; vrije draaibaarheid Voorbeeld butaan; vrije draaibaarheid en energiediagram

Conformaties van cycloalkanen De draaibaarheid van de enkelvoudige atoombinding is ook oorzaak van de verschillende conformaties in cycloalkanen. Van cyclopropaan kan maar één (vlakke) conformatie van de ring bestaan met C-C-bindingshoeken van 60 o . In cyclopropaan zijn alle bindingen eclipsed. De ringstructuur van cyclobutaan is niet vlak. Eén van de atomen in de ring ligt buiten het vlak van de andere drie atomen. Het C-atoom dat buiten het vlak ligt, wisselt steeds. Het molecuul klapt voortdurend om van de ene in de andere vorm, via de vlakke ringstructuur (het molecuul fladdert). Hierdoor worden de bindingshoeken weliswaar kleiner dan in de vlakke conformatie (88 o i.p.v. 90 o ), maar de totale energie neemt af doordat eclipsing van de bindingen minder is. Rond alle vier bindingen ontstaat een meer staggered situatie. Doordat de bindingshoeken in cyclopropaan en cyclobutaan sterk afwijken van de normale tetraëderhoek, is de ringspanning hoog en zijn de C-C-bindingen zwakker dan normaal. De ongunstige vlakke ringstructuur van cyclobutaan Animatie van een star model van cyclobutaan (met rechtermuisknop is de rotatie stop te zetten of is een ander type model te kiezen; door slepen is handmatige rotatie mogelijk). Een gunstiger niet-vlakke conformatie van cyclobutaan Ook de ringstructuur van cyclopentaan is niet vlak. De vlakke conformatie is weliswaar spanningsvrij (108 o ), maar de bindingen zijn eclipsed in deze vorm. Cyclopentaan is het meest stabiel als één van de atomen in de ring buiten het vlak van de andere vier atomen ligt ( envelopvorm ). Het C-atoom dat buiten het vlak ligt wisselt steeds om eclipsing van de bindingen op de verschillende punten in de ring zoveel mogelijk te verminderen. Cyclopentaan: envelopvorm Ook in cyclohexaan liggen de zes C-atomen niet in een plat vlak. De conformaties van cyclohexaan staan beschreven onder de laatste knop van deze paragraaf. Cyclohexaan: twistvorm Animatie van cycloalkanen, ook zonder 3D-brilletje de moeite waard.

Conformaties van cyclohexaan Ook in cyclohexaan liggen de zes C-atomen niet in een plat vlak. De bindingshoek zou dan 120° zijn, wat energetisch niet gunstig is. In de werkelijke structuur benaderen de bindingshoeken de tetraëderhoek van 109,5°. De meest stabiele conformatie van cyclohexaan is de stoelvorm . Het is een conformatie die geen ringspanning bevat en waarin alle bindingen staggered zijn. Door (gedeeltelijke) rotatie rond de C-C-bindingen gaat de ene stoelvorm over in de andere. De energiebarrière tussen de twee stoelvormen is zo laag dat bij kamertemperatuur de ring constant (ongeveer 10 6 maal per seconde) van de ene conformatie in de andere overgaat. Er is evenwicht tussen de twee stoelvormen. Stoelvormen van cyclohexaan Cyclohexaan kan ook in andere conformaties voorkomen, zoals de halfstoel, de twistvorm en de bootvorm. Deze hebben een hogere energie (zijn minder stabiel) dan de stoelvorm en kunnen we beschouwen als overgangstoestanden tussen de twee stoelvormen. Conformaties van cyclohexaan en hun energieniveaus In de bootvorm zijn een deel van de bindingen eclipsed. Bovendien komem twee H-atomen dichter bij elkaar dan in de stoelvorm, waardoor er afstoting optreedt. De twistvorm is iets stabieler dan de bootvorm, omdat er minder eclipsing is en omdat de afstoting minder is. De twistvorm heet ook wel de gedraaide boot . Tussen de stoelvorm en de twistvorm ligt de hoogste energiebarrière, de halfstoel . Bootvorm (links) en twistvorm (rechts) Animatie van de twistvorm (met rechtermuisknop is de rotatie stop te zetten of is een ander type model te kiezen; door slepen is handmatige rotatie mogelijk). Equatoriaal en axiaal In de stoel- en bootconformaties van een cyclohexaanring onderscheiden we equatoriaal en axiaal gebonden waterstofatomen. Zij maken een relatief kleine respectievelijk grote hoek met het vlak waarin de meeste ringatomen liggen. Equatoriale (e) en axiale posities (a) in de stoel- en bootvorm Bij overgang van de ene stoelvorm in de andere gaan alle equatoriale bindingen over in axiale en omgekeerd. Dat is goed te zien in de figuur waarin het evenwicht tussen de twee stoelvormen is getekend: alle blauwe waterstofatomen zitten in de linkertekening equatoriaal en in de rechtertekening axiaal. Bij aanwezigheid van een substituent is er op energetische gronden voorkeur voor de equatoriale positie. Er is dan dus een voorkeur voor één van de beide stoelvormen. Bijvoorbeeld, methylcyclohexaan komt voor ongeveer 90% voor in de vorm met de methylgroep equatoriaal. Bij invoering van grotere substituenten wordt dit effect sterker. Stoelvormen van methylcyclohexaan: voorkeur voor de rechterconformatie Animatie van cycloalkanen, ook zonder 3D-brilletje de moeite waard.

Ruimtelijke structuur

Terminologie Velen vinden het thema Stereochemie lastig. Veel verwarring kan ontstaan uit de terminologie die in de verschillende boeken in heden en verleden voorkomt. Deze terminologie is verre van eenduidig. Verschillende namen voor hetzelfde verschijnsel is niet aan te bevelen. Internationaal zijn er afspraken over de terminologie gemaakt in de IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry). Voor het Nederlandse taalgebied heeft een commissie in de laatste jaren van de vorige eeuw de regels voor de terminologie en nomenclatuur opgesteld. Dit resulteerde in de volgende publicatie: REGELS VOOR DE NOMENCLATUUR VAN DE ORGANISCHE CHEMIE SECTIE E: STEREOCHEMIE en BASISTERMINOLOGIE IN DE STEREOCHEMIE Het is een gezamenlijke uitgave van de KNCV (Koninklijke Nederlandse Chemische Vereniging) en de KVCV (Koninklijke Vlaamse Chemische Vereniging), uitgebracht in 1999. Samenstellers: H. Bos, D. Tavernier, F. Alderweilerdt en L. Maat. In NVOX is over stereo-isomerie een helder artikel verschenen, beperkt tot de VWO-stof: Gruijter, J. de, (2002), Stereo-isomerie, NVOX, 27 (4), 157-159. In dit hoofdstuk van de Kennisbank gebruiken wij zoveel mogelijk de terminologie, zoals die in de KNCV-publicatie is aanbevolen. Ook maken wij gebruik van het genoemde NVOX -artikel (met toestemming van de schrijver). Terminologie, niet volgens deze publicaties, die nog veel voorkomt in allerlei boeken en artikelen, zullen we steeds toelichten en een plaats geven in de nieuwe terminologie. Enkele voorbeelden: structuurisomeer is vervangen door constitutie-isomeer de term geometrische isomerie wordt niet meer gebruikt (synoniem voor cis-trans-isomerie ) het gebruik van de term optische isomerie wordt sterk afgeraden de term racemisch mengsel wordt sterk afgeraden; gebruik hiervoor racemaat.

Weergave ruimtelijke bouw Om de ruimtelijke bouw van een molecuul tweedimensionaal weer te geven zijn er afspraken over de weergave van bindingen die niet in het vlak van papier liggen. Een gebroken lijn (---- ) of een reeks van parallelle lijntjes ( ) duidt een achter het vlak van papier uitstekende binding aan. Een vette lijn ( ) of vette wig ( ) duidt een voor het vlak van papier uitstekende binding aan. Bij gebruik van de vette wig  en de gebroken lijn zijn er verschillende aanbevolen mogelijkheden om tetraëdrische stereochemie (rond een C-atoom) weer te geven: Met weglating van het C-atoom: Het gebruik van een uit evenwijdige lijntjes opgebouwde wig (voor een binding naar achteren) wordt niet aanbevolen omdat dit dubbelzinnig is. Meestal zie je het smalle uiteinde als vertrekkende vanuit het vlak van tekening naar achteren, waar de wig breder is. Een bewaar hiervan is dat het niet overeenkomt met het perspectief. Wat perspectief betreft zou de wig naar achteren immers smaller moeten worden en zou de brede kant aan de kant van het centrale atoom moeten zitten. Bijvoorbeeld: In deze figuur zie je de beide voorkomende notaties voor de wig naar achteren. Uit de verschillende mogelijkheden kiezen wij voor: de vette wig voor een binding naar voren de gebroken lijn (----) voor een binding naar achteren.

Projectieformules Definitie uit Basisterminologie: ”Een projectieformule is een formele tweedimensionale voorstelling van een driedimensionale structuur, verkregen door projectie van bindingen (gesymboliseerd als lijnen) op een vlak met of zonder aanduiding van de posities van de relevante atomen door hun chemische symbolen.” Meestal projecteren we zodanig dat de tetraëderhoek rond een C-atoom overgaat in een rechte hoek. Voor CH 4 : De gebruikelijke structuurformule is dus een voorbeeld van een projectieformule. De 'verschillende' structuurformules van dichloormethaan zijn verschillende projecties van hetzelfde molecuul, zoals hieronder is getekend. De eerste projectieformule ontstaat door de tetraëder te projecteren vanuit de positie waarin gelijksoortige atomen beide naar voren of beide naar achteren wijzen. De tweede ontstaat vanuit een positie waarbij er verschillende atomen beide naar voren of naar achteren wijzen. Het blijft steeds hetzelfde molecuul en dus zijn ook de projectieformules gelijkwaardig. Het doet er dus in dit geval niet toe hoe je de structuurformule tekent. Als de stereochemie van belang is kun je dat ook in de projectieformule vastleggen door de afspraak te maken dat verticaal getekende bindingen beschouwd worden te liggen achter het projectievlak en horizontaal getekende bindingen voor dat vlak. De structuurformule is dan een zgn. Fischer-projectie . Hier gaan we in Didactiek van paragraaf 4 nader op in. Een projectieformule die de ruimtelijke schikking van bindingen aangeeft, noemen we een stereochemische formule ofwel stereoformule . Voorbeelden hiervan zijn de Fischer-projectie, de zaagbokprojectie en de Newman-projectie. Een voorbeeld van de zaagbokprojectie :             De overeenkomstige  Newman - projectieformules van deze twee conformaties van butaan:         “Deze projectie verschijnt als we de bindingen projecteren in een richting evenwijdig aan de centrale C-C-binding. De bindingen van het dichtst bij de waarnemer gelegen atoom zijn zó getekend dat ze samen komen in het midden van een cirkel die dat atoom symboliseert. De bindingen van het verder gelegen atoom zijn getekend alsof ze uitstralen van achter deze cirkel.” (Basisterminologie) In bovenstaande tekeningen gebruikt men voor  eclipsed het Nederlandse equivalent geëclipseerd en voor staggered het woord geschrankt . Bij de didactiek van Conformaties van alkanen komt dit verder ter sprake.

Conformaties van alkanen Laat de leerlingen met molecuulmodellen werken. Het is belangrijk om in te zien dat er van ethaan oneindig veel conformaties bestaan, die continu in elkaar overgaan (bij kamertemperatuur). Bij ethaan en propaan is het koolstofskelet voor alle conformaties hetzelfde. Vanaf butaan is dat niet meer het geval. Het aantal conformaties van de koolstofketen alleen is nu ook oneindig groot door rotatie om de binding tussen C 2 -C 3 -binding. Door met modellen te werken zien leerlingen dat de ‘gestrekte’ vorm van een alkaanketen slechts één van de vele mogelijkheden is. De methylgroepen aan de uiteinden van de keten kunnen in een ‘cyclische’ conformatie zelfs vlak bij elkaar in de buurt zitten! Terminologie Volgens de Basisterminologie zijn er Nederlandse equivalenten van eclipsed en staggered : eclipsed = eclipserend of geëclipseerd eclipsed -conformatie = eclipsconformatie = geëclipseerde conformatie staggered = geschrankt staggered -conformatie = geschrankte conformatie Soms komen we voor eclipsed de term  bedekkend en voor staggered de term alternerend tegen . Aangezien deze Nederlandse equivalenten nagenoeg onbekend zijn, gebruiken wij de Engelstalige termen eclipsed en staggered. Newman en zaagbok In butaan zijn verschillende staggered- en eclipsed-conformaties te onderscheiden. Het is niet nodig om die te kennen, maar als illustratie van conformaties is het wel geschikt. Hier zie je ook een voorbeeld van het nut van de Newman-en zaagbokprojectie.        Butaan-staggered-anti            Butaan-eclipsed-CH3/CH3     Butaan-eclipsed-CH3/H     Butaan-staggered-gauche

Nieuwe Scheikunde Schitterend didactisch materiaal over Stereochemie, direct bestemd voor leerlingen in het kader van Nieuwe Scheikunde, is gemaakt door Aonne Kerkstra en Natasha Brouwer. De module heet Zoetstoffen en is bestemd voor 5/6 VWO. De module heeft vier vakinhoudelijke onderdelen: Zoetstoffen, Stereochemie, Synthese van aspartaam en Structuur van smaak. In het Chemisch Weekblad (C 2 W (2006), nr 14, pag. 18,19) schrijven zij over deze module met verwijzing naar de website, waar het leerlingenmateriaal staat: http://www.contextchemie.nl/ Ook op de site van de Radboud Universiteit te Nijmegen is prachtig interactief leerlingenmateriaal te vinden over stereochemie .

Sk 17.02 Structuurisomerie en stereo-isomerie

Constitutie-isomerie en stereo-isomerie Koolstofverbindingen kunnen dezelfde molecuulformule hebben maar een verschillende structuur of ruimtelijke bouw. Dit verschijnsel noemen we isomerie en maken we inzichtelijk met structuurformules . Er zijn twee hoofdvormen van isomerie:

Constitutie-isomerie Constitutie-isomerie , vroeger ook wel structuur-isomerie genoemd, duidt op het verschil in structuurformule van de moleculen. Bij constitutie-isomeren is de volgorde van en de manier waarop de atomen in een molecuul gebonden zijn verschillend, met andere woorden ze vertonen verschillen in de onderlinge posities van de atomen in het molecuulskelet. Van constitutie-isomerie hebben we in hoofdstuk 16 de verschillende vormen al leren kennen: plaatsverschil, ketenverschil en verschil in karakteristieke groep. Keten Ketenverschil : isomerie door vertakte en onvertakte koolstofketens. Voorbeeld: butaan en methylpropaan. Plaats Plaatsverschil : isomerie door de plaats van de karakteristieke groep in/aan de keten. Voorbeelden: 1-penteen en 2-penteen; 1-chloorbutaan en 2-chloorbutaan; ortho-, meta- en paradichloorbenzeen. Karakteristieke groep Isomerie door verschil in karakteristieke groep. Voorbeelden: alkenen en cycloalkanen; alkynen, alkadiënen en cycloalkenen; alcoholen en ethers; aldehyden en ketonen; carbonzuren en esters. Eigenschappen Constitutie-isomeren hebben verschillende fysische en chemische eigenschappen (verschillen in smelt- en kookpunt, oplosbaarheid, chemische reactiviteit enz.). Vooral bij een verschil in karakteristieke groep zijn deze verschillen groot (zie hoofdstuk 8 en 16).

Stereo-isomerie Stereo-isomerie treedt op als moleculen slechts verschillen in ruimtelijke structuur . Stereo-isomeren hebben dezelfde constitutie (aard en/of de volgorde van de atomen binnen een molecuul); er is alleen verschil in schikking van de atomen in de ruimte. Binnen de stereo-isomerie onderscheiden we conformatie- en configuratie-isomerie . Conformatie-isomerie Conformatie-isomeren gaan in elkaar over zonder verbreking van één of meer atoombindingen (zie paragraaf 1). Een conformatie is een tijdelijke ruimtelijke oriëntatie van atomen of groepen in een molecuul. Vooral in cyclische verbindingen kan een bepaalde conformatie een sterke voorkeur hebben boven andere. Configuratie-isomerie Configuratie-isomeren kunnen slechts in elkaar overgaan door achtereenvolgens verbreking en vorming van één of meer atoombindingen. Een configuratie is een permanente ruimtelijke rangschikking van atomen binnen een molecuul. We onderscheiden twee belangrijke typen configuratie-isomeren: cis-trans-isomeren (zie paragraaf 3) en spiegelbeeldisomeren ofwel enantiomeren (zie paragraaf 4). De formele indeling van configuratie-isomeren is echter in enantiomeren en diastereoisomeren ofwel diastereomeren. Alle stereo-isomeren die geen enantiomeren zijn noemen we diastereomeren. Cis-trans-isomeren zijn dus ook diastereomeren. Overzicht isomeren

Overzicht isomerie Schema Overzicht isomerie (ppt met navigatie)

Constitutie-isomerie en stereo-isomerie Koolstofverbindingen kunnen dezelfde molecuulformule hebben maar een verschillende structuur of ruimtelijke bouw. Dit verschijnsel noemen we isomerie en maken we inzichtelijk met structuurformules .

Constitutie-isomerie Het is van belang om te weten dat constitutie-isomerie in veel boeken structuur-isomerie wordt genoemd. Als vormen van structuur-isomerie oderscheidt men dan: Keten-isomerie Plaats-isomerie Groep-isomerie of Type-isomerie In de nieuwe terminologie vallen de verschillende vormen van structuurisomerie onder de term constitutie-isomerie. Het is dan van groot belang om de term ‘consitutie’ goed te begrijpen. Constitutie is volgens van Dale de wijze waarop iets is samengesteld. Vertaald naar moleculen zou je kunnen zeggen dat de constitutie de wijze is waarop atomen binnen een molecuul zijn geordend. Volgens de Basisterminologie:”De constitutie van een verbinding met gegeven molecuulformule definieert aard en volgorde van de bindingen tussen de atomen; daarbij wordt voorbij gegaan aan onderscheid in ruimtelijke schikking van de atomen. Isomeren welke verschillen in constitutie worden constitutie-isomeren genoemd.” Het is van belang om steeds de plaats in het isomerie-overzicht te weten. De verschillende constitutie-isomeren kun je in de klas laten zien via onze Powerpoint-presentatie en door de leerlingen met modellen de verschillende isomeren te laten bouwen. Het is (macroscopisch) ook van belang dat constitutie-isomere stoffen verschillende eigenschappen hebben; laat  het verschil zien tussen bijvoorbeeld ethoxyethaan en butanol (geur, viscositeit, dichtheid). Zoek de fysische en chemische eigenschappen op.

Stereo-isomerie Definitie van stereo-isomeren volgens Basisterminologie: “Isomeren die dezelfde constitutie hebben, maar verschillen in de schikking van hun atomen in de ruimte.” Indeling: Conformatie-isomerie Conformatie-isomerie is vooral van belang in cyclische verbindingen. Voorbeeld: Bij zesringen gaan bij de overgang van de ene stoelvorm in de andere, equatoriale posities over in axiale posities. Afhankelijk van de substituenten kan dit leiden tot meer of minder sterische hindering, waardoor één van de conformaties een grote voorkeur heeft boven de andere. Dit komt voor bij suikers. Het blijkt dat de hydroxygroepen meer in de equatoriale dan in de axiale positie voorkomen. Dat leidt bijvoorbeeld tot de voorkeursconformatie van b-D-glucose.       Configuratie-isomerie Zoals bij Vakinhoud al is opgemerkt zijn de belangrijkste groepen configuratie-isomeren de spiegelbeeldisomeren (enantiomeren) en de cis-trans -isomeren. Diastereomeren, als zodanig, komen weinig aan de orde. Zoals in het overzicht isomerie is te zien zijn cis-trans -isomeren echter een deel van de diastereomeren. In plaats van de term cis-trans-isomerie kom je soms nog de term geometrische isomerie tegen. De verschillende onderdelen van de configuratie-isomerie komen in de volgende paragrafen uitgebreid aan de orde. Ook hier is de positie in het isomerie-schema van belang om het overzicht te houden.

Overzicht isomerie Terminologie In de literatuur en op websites zijn diverse overzichten van isomerie te vinden. Ze lijken op het eerste gezicht vaak verschillend vanwege het gebruik van verschillende synoniemen. Dit is erg verwarrend, waardoor uniformiteit gewenst is (zie ook didactiek 16.01 ). Hieronder een voorbeeld van een audiovisuele presentatie van weliswaar een goede kwaliteit, maar waarin de termen 'structural isomers', 'geometrical isomers' en 'optical isomers' worden gebruikt in plaats van respectievelijk 'constitutional isomers',  'cis/trans-isomers' en 'enantiomers'. Audiovisuele presentatie overzicht isomeren Schema Hieronder een overzicht van isomerie met gewenste terminologie (zie ook didactiek 16.01.

Sk 17.03 Cis-transisomerie

Cis-trans -isomerie Cis-trans -isomerie is een vorm van stereo-isomerie die optreedt bij moleculen die beperkt - of niet draaibaar zijn. Het komt voor rond een dubbele binding van een molecuul en in cyclische verbindingen. Cis-trans -isomeren hebben verschillende fysische eigenschappen . In de meeste gevallen hebben ze dezelfde chemische eigenschappen .

Cis-trans- isomerie bij alkenen De dubbele binding tussen twee atomen is niet 'vrij' draaibaar. Er bestaan dan ook twee verschillende configuraties van sommige moleculen met een C=C-binding: cis en trans. Zo zijn er twee isomeren van 1,2-dichlooretheen: cis -1,2-dichlooretheen (kookpunt 60,3 °C) en trans -1,2-dichlooretheen (kookpunt 47,5 °C). In de cis -configuratie staan de twee chlooratomen aan dezelfde kant van de C=C as, in de trans -configuratie aan weerszijden. De zes atomen van beide molecuulsoorten liggen in een plat vlak. Cis betekent in het Latijn 'aan deze zijde van', trans betekent 'aan gene zijde van'. Structuurformules en molecuulmodellen van 1,2-dichlooretheen Indien we één van de Cl-atomen vervangen door bijvoorbeeld een Br-atoom, is nog steeds cis-trans- isomerie mogelijk. Op dezelfde wijze kunnen we afleiden dat 2-buteen cis-trans- isomerie vertoont, maar 1-buteen en 2-methyl-2-buteen niet. De structuurformules van 2-buteen en 2-methyl-2-buteen

Cis - trans -isomerie bij cycloalkanen Ook bij cyclische verbindingen kan cis-trans -isomerie optreden. Een ringsysteem verhindert, net als een dubbele binding, de vrije draaibaarheid in een molecuul. Bij 1,2-dimethylcyclopropaan bijvoorbeeld bevinden in de trans-configuratie beide methylgroepen zich aan weerszijden van het vlak van de ring, in de cis-configuratie aan dezelfde kant van het vlak. Ruimtelijke structuurformules van 1,2-dimethylcyclopropaan

Z/E -nomenclatuur  In eenvoudige gevallen is bij alkenen de cis-trans -nomenclatuur zonder verwarring bruikbaar. Als aan een dubbele binding drie of vier verschillende groepen zitten is niet altijd duidelijk welke configuratie we cis en welke we trans noemen. Daarom gebruiken we voor alkenen bij voorkeur de systematische Z/E-nomenclatuur. Voor cyclische verbindingen gebruiken we altijd de termen cis en trans . Voor de Z/E -nomenclatuur gelden de volgende regels: Bepaal de rangorde. Dit is de volgorde van de twee aan hetzelfde C-atoom gebonden atomen volgens afnemend atoomnummer. De configuratie van de structuur met de twee atomen met het hoogste atoomnummer aan dezelfde kant van de dubbele binding noemen we de Z-configuratie (van 'zusammen'). Bij de E-configuratie (van 'entgegen') zitten de twee groepen met het hoogste atoomnummer aan weerszijden van de dubbele binding. Bijvoorbeeld:    ( E ) - en ( Z ) -1-broom-1-chloorpropeen Aan het rechter C-atoom van de dubbele binding heeft het koolstofatoom van de methylgroep een hoger atoomnummer dan het waterstofatoom. Aan het linker C-atoom heeft het broomatoom een hoger atoomnummer dan het chlooratoom. Indien twee atomen gelijke atoomnummers hebben is uitbreiding van de regels noodzakelijk om de rangorde vast te stellen. Kijk dan naar het volgende hieraan gebonden atoom met het hoogste atoomnummer, totdat een beslissing over de rangorde is gevallen. Bijvoorbeeld ( E )- en ( Z )-3-methyl-2-penteen. Bij 3-methyl-2-penteen is cis-trans -toekenning niet eenduidig: kijk je naar de methylgroepen, dan zou je de linkerstructuur cis noemen; kijk je echter naar de segmenten van de langste koolstofketen dan is de linkerstructuur trans. De regels zijn echter lang niet altijd eenvoudig. Er bestaat een tabel voor een aantal veel voorkomende substituenten om de rangorde vast te stellen. Het gaat hier te ver om daar verder op in te gaan.

Cis-trans -isomerisatie Onder bepaalde omstandigheden kunnen cis- en trans -isomeren in elkaar overgaan ( isomerisatiereactie ). Bij sommige alkenen treedt deze reactie op als ze worden bestraald met licht. Cis-trans -isomerisatie speelt bijvoorbeeld een belangrijke rol bij de chemie van het zien. In het netvlies van het oog bevindt zich een lichtgevoelig alkeen, 11- cis -retinal, gebonden aan een eiwit. Door opname van licht gaat de verbinding over in 11- trans -retinal. Voor deze overgang is slechts één foton nodig. De enorme verandering in ruimtelijke structuur van het molecuul heeft een serie vervolgreacties tot gevolg en resulteert uiteindelijk in een signaal naar de hersenen dat er licht is ontvangen. Opvallend licht veroorzaakt cis-trans- isomerisatie Door opname van een tweede foton wordt 11-trans-retinal weer omgezet in 11-cis-retinal en is de oorspronkelijke toestand hersteld.

Cis-trans -isomerie Cis-trans -isomerie is een vorm van stereo-isomerie die optreedt bij moleculen die beperkt - of niet draaibaar zijn. Het komt voor rond een dubbele binding van een molecuul en in cyclische verbindingen. Cis-trans -isomeren hebben verschillende fysische eigenschappen. In de meeste gevallen hebben ze dezelfde chemische eigenschappen.

Cis-trans -isomerie bij alkenen Bij het voorbeeld van 1,2-dichlooretheen is er geen probleem bij de toekenning van cis en trans . Moeilijker is het bijvoorbeeld bij 3-methyl-2-penteen (drie verschillende groepen). Als je naar de methylgroepen aan de dubbele binding kijkt levert dat een andere toekenning op dan in het geval je naar de twee segmenten van de langste koolstofketen kijkt. Bij vier verschillende groepen aan de dubbele binding is toekenning ook lang niet altijd eenduidig. Daarom is men overgestapt op een ander systeem, dat we onder de knop Z-E -nomenclatuur in beginsel behandelen. Voor de eenvoudige alkenen die we op de middelbare school tegenkomen voldoet de cis-trans- nomenclatuur meestal wel. Daarom wordt de Z-E -toekenning er niet behandeld.

Z-E -nomenclatuur Voor gevallen waarin cis-trans -toekenning eenduidig is, is het niet automatisch zo dat Z (zusammen) overeenkomt met cis en E (entgegen)met trans . Bijvoorbeeld in 2-chloor-2-buteen is het precies andersom.

Sk 17.04 Spiegelbeeldisomerie

Spiegelbeeldisomerie Stereo-isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn maar niet identiek, noemen we spiegelbeeldisomeren of enantiomeren . Deze moleculen zijn niet door enige rotatie en/of translatie met hun spiegelbeeld tot dekking te brengen.

Chirale moleculen De spiegelbeeldbeeldisomeren van het aminozuur alanine Definitie en uitleg a.d.h.v. animaties Spiegelbeeldisomeren lijken op elkaar als een linker- en een rechterhand. Ze zijn elkaars spiegelbeeld, maar ze zijn niet identiek. We noemen ze chiraal . Chiraal is afgeleid van het Grieks 'cheir', dat hand betekent. Chiraal betekent dus eigenlijk (links- en rechts-)handig. QuickTime movie chirale moleculen  (audiovisuele presentatie) Shockwave animatie via skynet of via Colby college . Kies voor de optie Chirality. Het laden kan enige seconden duren, maar dan heb je ook een heel aardige virtuele tutor met stapsgewijze uitleg over chiraliteit, stereo-isomerie en optische activiteit. http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/2001/illpres/game.html Voorbeeld van een chiraal molecuul Een voorbeeld van een chiraal molecuul is melkzuur, 2-hydroxypropaanzuur. De twee spiegelbeeldisomeren van melkzuur, in ruimtelijke structuurformules. De chirale C van melkzuur:

Achirale moleculen Moleculen die identiek zijn met hun spiegelbeeld, zijn achiraal . Deze moleculen zijn met hun spiegelbeeld tot dekking te brengen door rotatie en/of translatie. Een molecuul is niet chiraal als een molecuul een vlak van symmetrie (spiegelvlak) of een centrum van symmetrie (spiegelpunt) heeft. Een voorbeeld van een achiraal molecuul is propaanzuur. Het spiegelvlak is het vlak door de drie koolstofatomen. Als gevolg van deze symmetrie is het molecuul tot dekking te brengen met zijn spiegelbeeld. Ruimtelijke structuurformule van propaanzuur http://wps.prenhall.com/esm_bruice_organic_4/0,7842,741957-,00.html (Animation Gallery: Plane of symmetry) Trans -1,3-dibroom- trans -2,4-dichloorcyclobutaan is ook achiraal. Het molecuul heeft een spiegelpunt (centrum van symmetrie), namelijk het middelpunt van de ring. Door rotatie en translatie kan het spiegelbeeld samenvallen met het origineel. Ruimtelijke structuurformule van trans -1,3-dibroom- trans -2,4-dichloorcyclobutaan Beide structuren (elkaars spiegelbeeld) zijn identiek (H-atomen zijn weggelaten)

Spiegelbeeldisomerie Wanneer treedt spiegelbeeldisomerie op? De voorwaarde voor spiegelbeeldisomerie is dat het molecuul chiraal is. We kunnen dit nu op twee manieren vaststellen: Het molecuul en het spiegelbeeld van het molecuul zijn niet identiek. Het molecuul heeft geen vlak van symmetrie (spiegelvlak) of centrum van symmetrie (spiegelpunt). Alle asymmetrische moleculen (moleculen die geen enkel symmetrie-element bezitten) zijn chiraal. Let op: Het omgekeerde geldt niet altijd. Bijvoorbeeld trans -1,2-dichloorcyclopropaan heeft geen vlak van symmetrie of centrum van symmetrie en is chiraal. Het heeft een tweetallige draai-as als symmetrie-element en is dus niet asymmetrisch. Trans-1,2-dichloorcyclopropaan De tweetallige symmetrie-as loopt door de voorste C en het midden van de achterste C-C-binding. Door een draaiing van 180o om deze as valt het gedraaide moelcuul geheel samen met het oorspronkelijke molecuul. De spiegelbeeldisomerie van dit molecuul behandelen we onder 'Moleculen met twee asymmetrische C-atomen'. Asymmetrisch koolstofatoom We kunnen spiegelbeeldisomerie toelichten aan de hand van een molecuul dat slechts één C-atoom bevat. Pas wanneer het koolstofatoom omringd is door vier verschillende atomen of atoomgroepen, ontstaat een molecuul waarin alle symmetrie is verdwenen. We spreken van een asymmetrisch (of chiraal) koolstofatoom. Het C-atoom bevindt zich in een chiraliteitscentrum, aangezien het in het centrum van een chirale tetraëdrische structuur ligt. In structuurformules geven we dit aan met C * . Een dergelijk molecuul bestaat in twee vormen, die elkaars spiegelbeeld zijn en niet met elkaar tot dekking te brengen zijn. Spiegelbeeldisomerie treedt altijd op als een molecuul één asymmetrisch C-atoom heeft. Heeft een molecuul meerdere asymmetrische C-atomen, dan kan het voorkomen dat het molecuul als geheel niet chiraal is (zie paragraaf 6). Het komt ook voor dat een molecuul chiraal is zonder dat het een asymmetrisch koolstofatoom heeft (zie Didactiek). Andere chiraliteitscentra Behalve koolstofatomen kunnen ook andere atoomsoorten fungeren als chiraliteitscentrum, bijvoorbeeld stikstofatomen of metaalatomen in complexe ionen. Complex ion van Co3+ met drie ethyleendiaminemoleculen die ieder twee bindingen hebben met het centrale ionBron: Petrucci, General Chemistry Nog een voorbeeld: Chiraal complex ion Bron: Petrucci, General Chemistry

R/S -nomenclatuur Spiegelbeeldisomeren kunnen we op verschillende manieren aanduiden: naar hun moleculaire configuratie : D of L, met name in de biochemie (aminozuren en suikers; zie thema 22). R of S , in de chemie. Het is namelijk lang niet altijd duidelijk welke configuratie we D en welke we L moeten noemen. naar hun optische rotatie , (+) of (-) (zie paragraaf 5). Het toekennen van de naam aan een bepaalde configuratie is gebaseerd op internationale afspraken. Hoe de afspraken voor D en L luiden behandelen we hier niet. De R,S -notatie is altijd ondubbelzinnig. NB: De configuratie van de moleculen zegt niets over richting van de optische rotatie van de stof. Configuratie R of S H (net als bij de Z/E -notatie van cis-trans- isomeren). C > H (net als bij de Z/E -notatie van cis-trans- isomeren). N > C > H (net als bij de Z/E -notatie van cis-trans- isomeren). O > N > C > H (net als bij de Z/E -notatie van cis-trans- isomeren). F > O > N > C > H (net als bij de Z/E -notatie van cis-trans- isomeren). Cl > F > O > N > C > H (net als bij de Z/E -notatie van cis-trans- isomeren). De toekenning van de R- en S- configuratie vindt plaats volgens een bepaalde rangorde. Dit is de volgorde van de verschillende atomen volgens afnemend atoomnummer: Br > Cl > F > O > N > C > H (net als bij de Z/E -notatie van cis-trans- isomeren). Plaats het molecuul zodanig in de ruimte dat het atoom met het laagste atoomnummer van je afligt. Bepaal de richting van afnemend atoomnummer van de overige drie atomen. Is deze draairichting volgens de wijzers van de klok, dan noemen we de configuratie R ( R van rectus = rechts). Is de draairichting tegen de wijzers van de klok in, dan noemen we de configuratie S ( S van sinister = links). Indien twee atomen gelijke atoomnummers hebben is uitbreiding van de regels noodzakelijk teneinde over de rangorde van de groepen te kunnen beslissen. Het gaat hier te ver om daar verder op in te gaan. De regels staan bekend als de regels van Cahn, Ingold en Prelog. Ze zijn geformuleerd in 1966 in het tijdschrift Angewandte Chemie . In de onderstaande animatie......... http://users.skynet.be/eddy/Chirality.html ...kies de optie Stereoisomerism. Oorspronkelijke site: http://www.colby.edu/chemistry/OChem/DEMOS/Chirality.html

Moleculen met twee asymmetrische C-atomen In moleculen met twee asymmetrische C-atomen kunnen de C*-atomen onafhankelijk van elkaar een R - en een S -configuratie hebben. Er zijn vier combinaties mogelijk, dus vier stereo-isomeren: RR , SS , SR en RS .

Diastereomeren Stereo-isomeren die niet enatiomeer zijn (niet elkaars spiegelbeeld) noemen we diastereoisomeren of diastereomeren. Ze kunnen chiraal of achiraal zijn. De term diastereomeer kom je meestal tegen in relatie met moleculen met meerdere asymmetrische C-atomen (chirale moleculen), maar formeel zijn cis-trans-isomeren ook diastereomeren. Een voorbeeld van een molecuul met twee asymmetrische C-atomen is 1-broom-1,2-dichloorpropaan. Hiervan bestaan vier stereo-isomeren. De vier stereo-isomeren (twee paren spiegelbeeldisomeren) van 1-broom-1,2-dichloorpropaan Van deze vier stereo-isomeren zijn SS en RR spiegelbeeldisomeren (enantiomeren), evenals SR en RS. Maar SS en RR zijn geen spiegelbeeldisomeren van SR en RS. Toch zijn het wel stereoisomeren van elkaar. Het zijn diastereomeren. Ze verschillen in een groot aantal eigenschappen, zoals smeltpunt, kookpunt, oplosbaarheid, optische rotatie en chemische reactiviteit. In het Overzicht Isomerie (schema in par. 16.02) geven we deze diastereomeren aan met de term chirale diastereomeren. Het gaat om chirale moleculen, die niet elkaars spiegelbeeld zijn. In het bijzondere geval dat SR en RS identiek zijn (zie submenu Mesovorm), zijn de diastereomeren niet alle chiraal. Van de diastereomeren RR en RS is immers RS (mesovorm) niet chiraal. Opmerking: Het maximale aantal stereo-isomeren bij n asymmetrische C-atomen bedraagt 2 n , in de vorm van 2 n -1 sets spiegelbeelden. Dit aantal is kleiner als sommige isomeren een spiegelvlak of spiegelpunt hebben (zie onder Mesovorm).

Mesovorm Een bijzonder geval doet zich voor wanneer beide asymmetrische koolstofatomen dezelfde substituenten dragen. Er zijn dan slechts drie stereo-isomeren mogelijk. Dit is bijvoorbeeld het geval bij wijnsteenzuur (2,3-dihydroxybutaandizuur). Twee van de vier mogelijke configuraties zijn identiek. De drie stereo-isomeren (waarvan twee spiegelbeeldisomeren) van wijnsteenzuur De R,S - en S,R -isomeren hebben een spiegelvlak, waardoor ze achiraal zijn: het zijn identieke moleculen . De verbinding is daardoor optisch inactief en noemen we meso -wijnsteenzuur. Deze verbinding heeft andere eigenschappen dan de twee spiegelbeeldisomeren. vorm specifiek rotatie [ a ] (in water) smeltpunto C dichtheid g ml -1 oplosbaarheid g/100 g water (-) - 11,98 170 1,760 147 (+) + 11,98 170 1,760 147 meso 0 140 1,666 120 Eigenschappen van de stereo-isomeren van wijnsteenzuur

Cyclische moleculen Cyclische moleculen kunnen een combinatie van cis-trans- en van spiegelbeeldisomerie vertonen. Bijvoorbeeld bij 1,2-dichloorcyclopropaan is de spiegelbeeldisomerie het gevolg van de aanwezigheid van twee asymmetrische C-atomen. We kunnen bij dit molecuul drie stereo-isomeren onderscheiden.Trans-1,2-dichloorpropaan is chiraal. Het molecuul heeft géén spiegelvlak of spiegelpunt. Er bestaan twee spiegelbeeldisomeren.Cis-1,2-dichloorpropaan is achiraal (mesovorm); er is een spiegelvlak (verticaal door de CH2 -groep, midden tussen de twee chlooratomen). De twee spiegelbeeldisomeren van trans-1,2-dichloorcyclopropaan Cis-1,2-dichloorcyclopropaan is achiraal: beide structuren zijn identiek.

Eigenschappen van spiegelbeeldisomeren Spiegelbeeldisomeren of enantiomeren zijn twee verschillende configuraties van een molecuul. De fysische eigenschappen van spiegelbeeldisomeren zijn gelijk, op de optische rotatie na (zie paragraaf 5). Enantiomeren zijn dan ook niet te scheiden met de normale scheidingsmethoden, die berusten op verschillen in fysische eigenschappen, zoals kookpunt, smeltpunt of oplosbaarheid. In chemische eigenschappen kunnen spiegelbeeldisomeren verschillen in hun reactie met stoffen die zelf asymmetrisch zijn. Een voorbeeld is de reactie met enzymen. Biochemische reacties onder invloed van enzymen zijn stereospecifiek. Het reactieve centrum van een enzym is vaak asymmetrisch. Slechts één van de twee spiegelbeeldisomeren van het molecuul kan zich binden aan het reactieve centrum. Gewone chemische reacties, al of niet met een katalysator, zijn niet stereospecifiek. Onderzoek naar nieuwe katalysatoren staat sterk in de belangstelling. Een deel van dat onderzoek is gericht op het ontwikkelen van asymmetrische katalysatoren voor diverse soorten reacties, die voor de chemische en farmaceutische industrie van belang zijn. Zonder enzymen of asymmetrische katalysatoren reageren enantiomeren hetzelfde.

Scheiden van spiegelbeeldisomeren Twee spiegelbeeldisomeren verschillen in optische draaiing, maar hebben verder alle eigenschappen gemeen. Toch zijn er methoden beschikbaar om spiegelbeeldisomeren van elkaar te scheiden. Voorbeelden van toepassingen We behandelen: het scheiden van kristallen de chemische methode de enzymatische methode de chromatografische methode De spiegelbeeldisomeren van het aminozuur alanine

Scheiden van kristallen Soms kristalliseren de twee spiegelbeeldisomeren (of zouten ervan) uit in verschillende kristallen, die ook chiraal zijn. Deze kunnen we met de hand onder een loep of microscoop scheiden. Deze methode gebruikte Pasteur in 1848 bij de eerste scheiding van een racemaat.

Chemische methode Het racemaat zetten we met een optisch actief reagens om in een mengsel van diastereomeren. Hiervan zijn de fysische eigenschappen wel verschillend en we kunnen ze met normale scheidingstechnieken scheiden. De verkregen diastereomeren zetten we dan weer om in de oorspronkelijke stoffen. Voorbeeld De scheiding van racemisch melkzuur, verkort geschreven als (RS)-MCOOH. Door reactie met een chirale organische base (R-Base) ontstaan twee diastereomere zouten: De twee zouten hebben verschillende fysische eigenschappen en kunnen we scheiden. De gescheiden zouten kunnen we door reactie met een sterk zuur (bijvoorbeeld zoutzuur) weer omzetten in melkzuur en een oplossing van het chloridezout van de base: Evenzo voor het R,R-zout. Het melkzuur kunnen we nu scheiden van de zoutoplossing. Wanneer de scheiding volledig is, hebben de beide vormen van melkzuur tegengestelde specifieke rotaties van dezelfde grootte.

Enzymatische methode Enzymen kunnen specifiek de reactie van een enantiomeer katalyseren. Het reactieproduct kan dan bijvoorbeeld worden gezuiverd en vervolgens worden omgezet in de oorspronkelijke verbinding.

Chirale chromatografie. De stationaire fase van een chromatografiekolom bevat een enantiomeer, dat met beide enantiomeren uit een racemaat een diastereomere wisselwerking met verschillende sterkte ondergaat. De beide enantiomeren kunnen we scheiden op basis van verschillende vertraging op de kolom. Voorbeeld

Optische activiteit Twee spiegelbeeldisomeren onderscheiden zich van elkaar in slechts één fysische eigenschap, namelijk in hun optische activiteit. Het ene isomeer draait gepolariseerd licht in de ene richting en het andere isomeer in gelijke mate in de tegengestelde richting. Licht heeft een golfkarakter en trilt in alle richtingen, loodrecht op de voortplantingsrichting. Dit licht is niet gepolariseerd. Sommige materialen hebben de eigenschap om licht door te laten dat slechts in één richting trilt. Een filter van een dergelijk materiaal noemen we een polarisator en het licht dat wordt doorgelaten gepolariseerd licht. Bepaalde stoffen draaien het vlak van de trillingsrichting van gepolariseerd licht. We noemen dit optisch actieve stoffen. Optische activiteit is een stofeigenschap en treedt op als de moleculen chiraal zijn. De draaiing van het polarisatievlak, de optische rotatie , meten we met een polarimeter . http://users.skynet.be/eddy/Chirality.html (Kies de optie Optical activity ) Oorspronkelijke site:http://www.colby.edu/chemistry/OChem/DEMOS/Chirality.html http://wps.prenhall.com/esm_bruice_organic_4/0,7842,741957-,00.html (Kies Animation Gallery: Optical activity )

Polarimeter Een polarimeter is een instrument dat we kunnen gebruiken om de optische draaiingshoek (optische activiteit) te meten van optisch actieve stoffen. De bouw van een polarimeter ziet er schematisch als volgt uit: Schematische bouw van een polarimeterBron: McMurry & Fay, Chemistry Het licht, dat loodrecht op de voortplantingsrichting trilt, passeert een polarisator. Het gaat als gepolariseerd licht verder. In de meetcel (cuvet) bevindt zich een oplossing van een optisch actieve stof. Als het licht door de cuvet gaat verandert de trillingsrichting met een hoek a . De analysator is een tweede polarisator die we zo draaien dat het licht dat uit de cuvet komt, volledig wordt doorgelaten. De hoek die we de analysator moeten draaien, is dus ook gelijk aan a . Optisch actieve stoffen beschrijven we als rechtsdraaiend (dextrorotatoir) of linksdraaiend (laevorotatoir) al naar gelang ze het polarisatievlak naar rechts of naar links draaien (vanuit de waarnemer gezien). De rechtsdraaiende isomeer krijgt het symbool (+) en de linksdraaiende isomeer (-) (voorheen d respectievelijk l ). NB: Er is geen direct verband tussen de configuratie van de moleculen en de draaiingsrichting van gepolariseerd licht.

Racemaat Een mengsel van gelijke hoeveelheden spiegelbeeldisomeren noemen we een racemaat (vroeger racemisch mengsel genoemd). Een dergelijk mengsel vertoont geen optische activiteit, omdat er evenveel bijdragen linksdraaiend als rechtsdraaiend zijn. De twee spiegelbeeldisomeren compenseren elkaars optische activiteit. De chemische naam of formule van een racemaat onderscheiden we van die van de afzonderlijke enantiomeren door het voorvoegsel ( + ) of rac- of racem- , of door de symbolen ( RS )- en ( SR )-.

Specifieke rotatie Hoeveel graden het polarisatievlak draait, hangt af van de soort stof en van het aantal moleculen dat het gepolariseerde licht tegenkomt. Optische rotatie is immers een eigenschap van moleculen. De draaiingshoek , of rotatiehoek  a , hangt dus af van de lengte van de cuvet (optische weglengte van het licht door de meetcel), van de concentratie van de oplossing en van de soort stof. Verder is de draaiingshoek afhankelijk van het oplosmiddel, de temperatuur en de golflengte van het gebruikte licht. Bij metingen zorgen we dat zoveel mogelijk van deze grootheden constant zijn. In formule: Hierin is: a  = gemeten rotatie l = lengte cuvet in dm c = concentratie in g ml-1 [ a ] = specifieke rotatie . De specifieke rotatie [ a ] van een stof is de rotatie gemeten bij nauwkeurig omschreven standaardomstandigheden (temperatuur, oplosmiddel en golflengte) en heeft voor elke optisch actieve stof een eigen waarde.

Spiegelbeeldisomerie Stereo-isomeren die elkaars spiegelbeeld zijn maar niet identiek, noemen we spiegelbeeldisomeren of enantiomeren . Deze moleculen zijn niet door enige rotatie en/of translatie met hun spiegelbeeld tot dekking te brengen.

Chirale moleculen Een goed begin is het laten zien van molecuulmodellen van twee eenvoudige spiegelbeeldisomeren. Zijn deze hetzelfde of niet? De bedoeling is dat de leerlingen inzien dat je via translatie en rotatie het niet voor elkaar kunt krijgen dat beide modellen elkaar 'bedekken'. Om inzicht in chiraliteit te krijgen is het aan te bevelen om van een aantal alledaagse voorwerpen te bepalen of ze chiraal zijn of niet (boeken, paperclips, pennen, stoelen, knopen, lepels, messen, vorken etc. en natuurlijk handen). Voorbeeld van chiraliteit in de natuur: LiteratuurJournal of Chemical Education (2001), p475. Het artikel bevat ook een aardige context wat betreft de verschillende eigenschappen die spiegelbeeldisomeren kunnen hebben.

Spiegelbeeldisomerie Wanneer? Het herkennen van een spiegelpunt kan lastig zijn. Een spiegelvlak is gemakkelijker. Je kunt ook altijd de eerst genoemde manier toepassen om een chiraal molecuul te herkennen: kijk of een molecuul 'tot dekking is te brengen' met zijn spiegelbeeld. Molecuulmodellen kunnen hierbij helpen. Het is niet nodig om alle symmetrie-elementen te behandelen. Alleen het spiegelvlak is nodig. Op de middelbare school hebben we alleen te maken met eenvoudige moleculen. De test of er wel of geen spiegelvlak aanwezig is, is voldoende om onderscheid te maken tussen chirale en achirale moleculen. Asymmetrisch C-atoom Dit is de traditionele naam (door J.H. van 't Hoff) voor een koolstofatoom dat gehecht is aan vier verschillende atomen of groepen. Gezien de verwarring die kan optreden tussen asymmetrisch en chiraal is het aan te bevelen om i.p.v. de term asymmetrisch C-atoom de meer algemene term chiraliteitscentrum te gebruiken. Toch is de term asymmetrisch C-atoom allerminst in onbruik geraakt. We hebben het bijvoorbeeld eerder over moleculen met meerdere asymmetrische C-atomen dan over moleculen met meerdere centra van chiraliteit. Het herkennen van asymmetrische C-atomen in cyclische verbindingen komt in Didactiek van paragraaf 6 aan de orde. Chirale moleculen zonder asymmetrisch C-atoom Het komt ook voor dat een molecuul chiraal is zonder dat het een asymmetrisch koolstofatoom heeft. Een voorbeeld hiervan is 1,3-dibroompropadieen. De structuurformule suggereert een vlak molecuul, met cis-trans -isomerie. Er is geen asymmetrisch C-atoom aanwezig, dus je verwacht geen spiegelbeeldisomerie. In werkelijkheid blijkt dit molecuul geen cis-trans -, maar wel spiegelbeeldisomerie te vertonen. Dit is een gevolg van het feit dat de twee opeenvolgende dubbele bindingen in vlakken liggen die loodrecht op elkaar staan. Daarom heeft dit molecuul een chiraliteitscentrum en is het chiraal. Spiegelbeeldisomeren van 1,3-dibroompropadieen

Diastereomeren Fischer-projectieformules De weergave van moleculen met meerdere chirale centra vereist grote zorgvuldigheid. Met vlakke structuurformules moet je erg uitkijken als je er diastereomeren mee wilt aangeven. Het moeten dan echt Fischer- projecties zijn (horizontaal getekende bindingen komen uit het vlak van papier naar voren). Minder kans op misverstanden geven 'ruimtelijke structuurformules' met wig (binding naar voren) en gebroken lijn (binding naar achteren), waarin de Fischer- afspraken zichtbaar zijn. Fischer- projectieformules van de diastereomeren van 1-broom-1,2-dichloorpropaan 'Ruimtelijke structuurformules' van de diastereomeren van 1-broom-1,2-dichloorpropaan Misconceptie Een veelvoorkomend misverstand is dat men denkt dat deze moleculen star zijn. In dit stadium vergeet men dat het conformaties zijn. De getekende structuren zijn alle slechts een weergave van één van de vele conformaties. Behalve in de vaste stof, zijn de moleculen dus niet verstard. In de getekende conformaties kun je de structuren prima met elkaar vergelijken, omdat er een zekere systematiek in de tekeningen zit. Tekeningen van willekeurige conformaties zouden veel moeilijker met elkaar vergelijkbaar zijn. Analogon Diastereomeren met meerdere chirale centra zijn moeilijk voor te stellen. Tekenen als ruimtelijke figuren valt niet mee en is bij meer dan twee chirale centra al practisch onmogelijk. Ook het gebruik van molecuulmodellen door leerlingen wordt snel bezwaarlijk door de grote hoeveelheden atomen die ze nodig hebben. In de Journal of Chemical Education is een aardig analogon beschreven met behulp van bordjes, voorzien van merktekens. Je hebt dan wel een groot aantal bordjes of schoteltjes nodig, maar dan is bijvoorbeeld ook gemakkelijk aan te tonen dat er acht diastereomeren zijn in het geval van de aanwezigheid van drie chirale centra. J.Chem.Ed. (2001) p1632 Bron: Journal of Chemical Education

Mesovorm Laat de leerlingen met modellen de wijnsteenzuren maken. Laat ze vervolgens in ieder molecuulmodel de centrale C-C-binding 'breken' en de twee brokstukken met de losse binding omhoog naast elkaar zetten. Vergelijk de zes brokstukken. Conclusie: de RR en de SS bestaan ieder uit gelijke brokstukken, die ieder dus dezelfde draaiing veroorzaken. De brokstukken van RR zijn het spiegelbeeld van de brokstukken van SS. De mesovorm bestaat uit twee brokstukken die elkaars spiegelbeeld zijn en elkaars optische werking dus opheffen.

Cyclische moleculen Asymmetrische C-atomen Bij het vaststellen of een C-atoom in een ring asymmetrisch is (beter: een chiraliteitscentrum is), moeten we de hele ring beschouwen. Je moet dus niet alleen kijken naar de direct gebonden buuratomen, maar naar wat je verder tegenkomt bij het doorlopen van de ring. Is de volgorde linksom verschillend van rechtsom en zijn er verder nog twee verschillende atomen of groepen aan het C-atoom gebonden, dan is het asymmetrisch.

Chemische eigenschappen Eenvoudige voorbeelden Enkele eenvoudige voorbeelden zijn sommige geur- en smaakstoffen, zoals de terpenen. Zo kunnen de chirale smaakreceptoren in je mond een onderscheid maken tussen (+)-limoneen (in sinaasappel) en (-)-lomoneen (in citroen). Onze chirale geurreceptoren kunnen (+)-carvon (in mint) onderscheiden van (-)-carvon (in kummel en in overrijpe peren). De chirale centra van de geur- en smaakreceptoren reageren dus specifiek met deze moleculen. De twee vormen van carvon, C10H14OBron: McMurry & Fay, Chemistry Uitgebreide en vereenvoudigde structuurformule van carvon Het chirale centrum bevindt zich op het onderste C-atoom van de zesring Een ander voorbeeld is het aminozuur asparagine (BINAS tabel 67C). Het ene enantiomeer smaakt zoet en het andere enantiomeer smaakt bitter. Klassiek voorbeeld van stereochemie bij medicijnen In Europa werd thalidomide in de vijftiger jaren gebruikt als een slaapmiddel en als middel tegen ochtendmisselijkheid. Dit liep uit tot een van de ontluisterendste medische ongelukken uit de geschiedenis. Ongeveer 12000 kinderen werden geboren met een afwijking, voornamelijk met onvolgroeide of missende ledematen. Laboratoriumonderzoek na de 'thalidomide ramp' toonde aan dat in sommige dieren het 'R' enantiomer teratogeen (afwijkingen veroorzakend) was en alleen het 'S' isomer het effectieve slaapmiddel. Meer info Thalidomide (chemische naam: 2-(2,6-dioxo-3-piperidinyl)-1H-isoindol-1,3(2H)-dion, andere naam: alpha-Pthalimidoglutanimide) Bron: Wikipedia Analogon Een simpel analogon uit het dagelijks leven is het schudden van een hand. Je rechterhand herkent in deze actie onmiddellijk of de gegeven hand een rechter- of een linkerhand is. Een rechterhand 'reageert' alleen goed met een andere rechterhand.

Optische activiteit Links, rechts, met de klok mee of tegen de klok in? Eenduidigheid in de draaiingsrichting is soms problematisch. In plaats van 'rechtsdraaiend' en 'linksdraaiend' is het altijd beter om de overeenkomstige termen 'met de klok mee' en 'tegen de klok in' te gebruiken. Immers als je de situatie 'met de klok mee' bekijkt, zou je die zowel rechtsdraaiend (dan kijk je naar de bovenste helft van de klok) als 'linksdraaiend' kunnen noemen (als je naar de onderste helft van de klok kijkt). Meestal wordt 'met de klok mee' rechtsdraaiend genoemd, maar helemaal eenduidig is rechts of links in dit verband dus niet. Om eenduidigheid over de draaiingsrichting te verkrijgen is het ook van belang dat we afspreken of we naar de lichtbundel kijken vanuit de lichtbron of vanuit de waarnemer die door de oplossing in de richting van de lichtbron kijkt. De tweede optie is afgesproken. Waarom draaiing? Het mechanisme van de draaiing van het polarisatievlak is fysisch erg ingewikkleld. Het heeft te maken met de asymmetrische elektronenverdeling in het molecuul. Door interactie met de elektronen van een molecuul wordt het trillingsvlak iets gedraaid. Moleculen met één van de enantiomere structuren veroorzaken alle een draaiing dezelfde kant op. Na zeg 10 8 interacties is het totaal effect merkbaar in de polarimeter.

Polarimeter De werking van polarisator en analysator is goed duidelijk te maken met twee Polaroid zonnebrilglazen, die in bepaalde standen uitdoving geven. Leerlingen vinden het leuk als je er de zonnebrillen van twee vrijwilligers voor gebruikt. Hiermee is ook duidelijk te maken dat het gemakkelijker is om de stand van de analysator te bepalen bij totale uitdoving dan bij maximale doorlating. Metingen met de polarimeter doen we dan ook meestal bij totale uitdoving vóór (blanco) en na inbrengen van de monsteroplossing. Het verschil in de stand van de analysator geeft de draaiing door het monster aan. Simulatie Via deze website kun je simulaties uitvoeren met de polarimeter. Met het middelste filter kun je een oplossing van een optisch actieve stof simuleren. Op de teller lees je het percentage doorgelaten licht af. Het is gemakkelijker om te meten onder welke hoek er totale uitdoving plaats vindt, dan om te bepalen wanneer er maximale doorlating optreedt. Een voorbeeld van een opgave met deze polarimeter vind je in de module Zoetstoffen van Nieuwe Scheikunde, onder het hoofdstuk Stereochemie, paragraaf Optische Isomerie. Analogon Er zijn in het verleden pogingen ondernomen om de draaiing van het polarisatievlak te simuleren met behulp van een waterstraal die door een buis gevuld met links- of rechtsdraaiende schroefdraden gaat. De straal kan er dan links- of rechtsdraaiend uitkomen. Recentelijk is men erin geslaagd om hetzelfde voor elkaar te krijgen met behulp van fusilli (pasta). In een artikel uit de Journal of Chemical Education is dit beschreven: The World’s First “Pastarimeter”: An Analogous Demonstration of Polarimetry Using Pasta Fusilli, J.Cem.Ed. (2002), 1214 Rechts- en linksdraaiende fusilli

Optische isomerie Het gebruik van de term 'Optische Isomerie' wordt sterk afgeraden. Het is een in onbruik gerakend synoniem voor de beschrijving van stereo-isomeren met verschillende optische eigenschappen. De benaming 'Diastereoisomerie' of 'Enantiomerie' behoort te worden gebruikt. De term 'Optische Isomerie' kom je in sommige boeken tegen naast 'Spiegelbeeldisomerie' (Enantiomerie) om aan te geven dat optische isomerie gekoppeld is aan een macroscopische (experimentele) eigenschap, nl. de optische draaiing. Een stof met chirale moleculen vertoont optische activiteit. Spiegelbeeldisomerie heeft verband met een microscopische (moleculaire) eigenschap: de moleculen zijn elkaars spiegelbeeld, maar niet identiek. Ook het gebruik van de term 'Optische Antipoden' voor enantiomeren wordt sterk afgeraden.

Fischer-projectie Als de stereochemie van belang is kun je dat ook in de projectieformule vastleggen door de afspraak te maken dat verticaal getekende bindingen beschouwd worden te liggen achter het projectievlak en horizontaal getekende bindingen voor dat vlak. De structuurformule is dan een zgn. Fischer-projectie . 'Ruimtelijke structuur-1' is niet identiek aan 'Ruimtelijke structuur-2'. Het zijn enantiomeren. ' Fischer- projectie-1' is dan ook niet identiek aan ' Fischer- projectie 2'! Je mag een Fischer- projectieformule dus niet draaien uit het vlak van papier (als de bladzijden van een boek). Als je dat wel doet krijg je het spiegelbeeldmolecuul! Meerdere Fischer-projecties van dezelfde structuur Van ruimtelijke structuur-1 kunnen we zes Fischer -projecties tekenen door achtereenvolgens steeds een andere van de zes ribben van de tetraëder horizontaal vooraan te plaatsen en de projectie uit te voeren. Deze zijn dus alle zes identiek! In alle zes gevallen kun je van de vooraanliggende ribbe links en rechts verwisselen (en daardoor automatische verwisseling van de naar achteren liggende atomen). Dit zou dan weer een serie van zes opleveren, maar die is niet wezenlijk verschillend. Het enige wat er gebeurt is een draaiing van 180 o van de structuurformule in het vlak van papier. Voor de eerste projectieformules is dat in de onderstaande figuren weergegeven. Zo kunnen we ook van ruimtelijke structuur-2 zes identieke Fischer -projecties tekenen die niet identiek zijn met de projecties van ruimtelijke structuur-1. Fischer -projecties van ruimtelijke structuur-1: Fischer -projecties van ruimtelijke structuur-2: Draaiing van Fischer-projecties Door een Fischer- projectie 180 o te draaien in het vlak van papier verandert de structuur niet. Draaien over 90 o levert de antiomeer op! Een draaiing van 180 o van de structuurformule komt in de ruimtelijke structuur alleen overeen met een verwisseling van links met rechts en van boven met onder. Het is alleen een rotatie van de tetraëder. Een draaiing van 90 o van de structuurformule komt overeen met een verwisseling van voor- en achterliggende ribbe in de ruimtelijke structuur. Dat is voor deze structuur geen rotatie, maar een spiegeling!

Meerkeuze profieltoetsen 3 havo/vwo

Toelichting Omschrijving toetsen Deze eind- of profieltoetsen voor 3 havo of 3 vwo zijn ontwikkeld door drs. J. van Enckevort, voormalig docent scheikunde aan het Maaslandcollege in Oss. Het betreft sets met meerkeuzevragen over verschillende onderwerpen uit scheikundethema's voor de onderbouw. De toetsen bestaan elk uit twee toetsversies, die dezelfde toetsvragen bevatten, maar in een andere volgorde. Ze zijn gekoppeld aan enkele gangbare scheikundemethodes (in dit geval Chemie, Chemie Overal en Pulsar Chemie) en te vinden binnen deze tabbladenset (zie tablabels). Voorzieningen De toetsen zijn - per set - ook voorzien van toetsanalysebladen, antwoordsleutels, modellen voor de omzetting van een score in een cijfer, puntentellingen voor advisering bij de profielkeuze.

Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Toetsen 3 HAVO / 3 VWO Eindtoets 3 HAVO Eindtoets 3 VWO

Chemie Overal Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Toetsen 3 HAVO / 3 VWO Profielkeuzetoets 3 HAVO Profielkeuzetoets 3 VWO

Pulsar - Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 3 HAVO Profielkeuzetoets 3 HAVO Profielkeuzetoets 3 HAVO, versie 2 Docentenhandleiding 3 VWO Profielkeuzetoets 3 VWO

Overzicht MC toetsen

Toelichting Omschrijving toetsen De toetsen zijn ontwikkeld door drs. J. van Enckevort, voormalig docent scheikunde aan het Maaslandcollege in Oss. Het betreft sets met meerkeuzevragen over verschillende onderwerpen voor 4/5 havo of 4/5/6 vwo. Hiervan zijn twee toetsversies, die dezelfde toetsvragen bevatten, maar in een andere volgorde. De toetsen zijn gekoppeld aan enkele gangbare scheikundemethodes (Chemie, Chemie Overal, Curie en Pulsar Chemie) en te vinden binnen deze tabbladenset (zie tablabels). Voorzieningen De toetsen zijn - per set - ook voorzien van docenthandleidingen, diagnosebladen met leeradviezen voor leerlingen, toetsanalysebladen, scoreprofielen, antwoordsleutels en modellen voor de omzetting van een score in een cijfer. Integratie in thema's Onderwerptoetsen zijn tevens ondergebracht (en daar nader toegelicht) bij de volgende thema's: 07 Chemische binding 09 Zouten 10 Rekenen in de chemie 11 Reactiesnelheid en chemisch evenwicht 12 Zuren en basen 13 Redoxreacties 15 Koolstofchemie: stoffen en reacties

Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4 HAVO / 5 HAVO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Stoffen-1 Zouten Rekenen-1 Stoffen-2 Reactiesnelheid Zuren en basen Rekenen-2 Koolstofchemie-1 Redoxreacties Koolstofchemie-2 Docentenhandleiding 4 VWO / 5 VWO Toetsen 4 VWO / 5 VWO Stoffen-1 Zouten Rekenen-1 (beperkt) Rekenen-1 (uitgebreid) Stoffen-2 Reactiesnelheid en evenwicht Zuren en basen Rekenen-2 Koolstofchemie-1 Redoxreacties (beperkt) Redoxreacties (uitgebreid)

Chemie Overal Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Stoffen-1 Stoffen-2 Rekenen Zouten Reactiesnelheid Zuren en basen Redoxreacties Koolstofchemie-1 Koolstofchemie-2 Toetsen 5 VWO / 6 VWO Stoffen Zouten Rekenen-1 Koolstofchemie-1 Reactiesnelheid Evenwichten Zuren en basen Redoxreacties Rekenen-2

Curie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets te openen. Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Stoffen-1 Zouten Rekenen bij chemie-1 Stoffen-2 Reactiesnelheid en evenwicht Zuren en basen Rekenen bij chemie-2 Koolstofchemie-1 Redoxreacties Koolstofchemie-2 Toetsen 4 VWO / 5 VWO Stoffen-1 Zouten Rekenen bij chemie-1 (beperkt) Rekenen bij chemie-1 (uitgebreid) Stoffen-2 Reactiesnelheid en evenwicht Zuren en basen Rekenen bij chemie-2 Koolstofchemie-1 Redoxreacties (beperkt) Redoxreacties (uitgebreid)

Pulsar - Chemie Klik op het icoontje in de kantlijn om de toets of het document te openen. Docentenhandleiding 4,5 HAVO / 4,5 VWO Toetsen 4 HAVO / 5 HAVO Zouten-1 Koolstofchemie-1 Zouten-2 Rekenen-1 Stoffen Zuren en basen Rekenen-2 Redoxreacties Koolstofchemie-2 Toetsen 4 VWO/ 5 VWO Zouten-1 Koolstofchemie-1 Zouten-2 Rekenen-1 Stoffen Rekenen-2 Reactiesnelheid Zuren en basen-1 Evenwichten Zuren en basen-2 Koolstofchemie-2 Redoxreacties