modulewijzer ach21

Propedeuse HLO & CT Algemene Chemie (ACH21)

Samenstelling: A.H.I.M van der Linden pag 1/14

ACH21 Activiteitenschema onderwijsperiode 2 voor de module ACH21 Om een betere afstemming te hebben met de wiskunde is het handiger om in periode twee de programma ACH21 te wijzigen t.o.v. de modulewijzer. Let op: de inhoud verandert nauwelijks, echter het programma is veranderd. De te maken opgaven staan in de modulewijzer. Extra opgeven kun je maken in overleg met je docent. Het programma gaat er nu als volgt uitzien: Week 1 7.1 t/m 7.5 7.6, 7.7.en 7.8 week 2 7.9 en 7.10 opgaven bij hoofdstuk 7 (zie modulewijzer) week 3 N.B. bij reactiekinetiek alleen eerste orde reacties. 12.1 t/m 12.4 12.8 t/m 12.10 week4 12.4 en 12.5 12.8 t/m 12.11 week 5 12.12 en 12.13 hoofdstuk 13 Kc en Kp 13.6 t/m 13.10 week 6 1 uur hoorcollege 14.1 t/m 14.8 1 uur instructiecollege 1 uur hoorcollege 14.9, 14.10 1 uur instructiecollege week 7 1 uur hoorcollege 14.12 t/m 14.14 2 instructiecollege 1 uur hoorcollege 14.15, 14.16 week 8 2 uur instructiecollege 2 uur voorbeeldtoets



Modulewijzer hoofdstuk 7 Covalente binding en molecuulstructuren 7.1 De covalente binding Bij een covalente binding is er sprake van, dat elektronen door beide kernen gedeeld worden, dit in tegenstelling met de ionbinding, waarbij het elektron overgedragen wordt van de kern naar de andere kern. Website: H2-bond formation movie 7.2 De sterkte van covalente bindingen De hoeveelheid energie die nodig is om een chemische binding in een enkel gasvormig molecuul te breken wordt de bindingssterkte (bindings dissociatie energie) genoemd. Deze energieën zijn altijd positief, immers de energie wordt toegevoegd om de binding te breken. Tabel 7.1 geeft enkele voorbeelden van bindingsenergieën. 7.3 Vergelijking tussen polaire en covalente binding Op basis van bijvoorbeeld fysische eigenschappen kan een binding covalent of ionogeen genoemd worden. 7.4 polaire covalente bindingen: electronegativiteit Zie figuur 7.4 en de voorbeelden voor NaCl, HCl en Cl2.

Website periodic trends: electronegativity movie Website: interactive periodic table Website: polarity activity

De polariteit van een binding komt door verschillen in electronegativiteit (EN): dit is de mogelijkheid van een atoom om binnen een molecuul aan een gemeenschappelijk elektron te trekken (binnen een covalente binding). Hoe kunnen we nu die electronegativiteit gebruiken om de polariteit van een binding te voorspellen? Een vuistregel: als het verschil in electronegativiteit groter is dan 2, dan spreken we van een ion binding, is dat verschil kleiner dan 2, dan spreekt men van een polaire, covalente binding. In sommige boeken kom je tegen: EN< 0.4 covalent EN tussen 0.4 en 2.0 polair, covalent EN> 2 ionogeen 7.5 Electron-dot structures (Lewis structuren) Een van de meest gebruikelijke manieren is gedeelde elektronen tussen atomen in (polair) covalente bindingen weer te geven als punten (eng: dots). Dergelijke structuren noemen we Lewis-structuren.(zie pag 229). CD rom: electron dot structures I activity De Lewis structuur is een handig gereedschap om de configuratie en chemie van de hoofdgroep elementen te begrijpen. Voor overgangsmetalen is deze structuur niet zo zinvol. Voorbeeld F2 op blz 229: In dit voorbeeld wordt het begrip ‘lone pair’ (vrij elektronenpaar, eng: nonbonded pairs) en ‘bonding pair’ (bindingselektronen, eng: shared electrons) uitgelegd. In hoofdstuk 6 zagen we al de drang van de hoofdgroep elementen om de s en p orbitalen te vullen (octet-regel), als er verbindingen gevormd worden.



Algemene regel: een atoom deelt zoveel mogelijk valentie-elektronen totdat er geen elektronen meer te delen zijn of totdat aan de octetregel is voldaan. Hiermee kunnen chemische formules en structuren van een groot aantal verbindingen voorspeld worden. Hoe een ander in zijn werk gaat komt uitgebreid aan de orde op p 230 en 231. Zie in dit kader ook Tabel 7.3. Niet alle covalente bindingen bestaan uit een enkel gedeeld elektronenpaar (single bond) maar er zijnok meervoudige covalente bindingen.: bv dubbele band, drievoudige band resp O2 en −C≡N. De afstand tussen de atomen wordt kleiner als er sprake is van meervoudige bindingen. (Zie voorbeelden op blz 232) N.B. meestal worden covalente bindingen gevormd door doordat twee atomen elk een elektron donneren. Echter covalente bindingen kunnen ook ontstaan als een atoom een vacature heeft in de valentie orbital en het andere atoom een ‘lone pair’ heeft, in het boek wordt het voorbeeld NH3 gegeven. 7.6 Lewis structuren (electron dot stuctures) van meer-atomige moleculen.

Website electron dot structures II activity • Verbindingen van waterstof met elementen uit de tweede rij: C, N, O.

De meeste natuurlijk voorkomende verbindingen, waarop het leven is gebaseerd zoals eiwitten, vetten, koolhydraten en veel andere verbindingen, bevatten bovennoemde elementen. Ga het voorbeeld van ethaan op blz 233 na. Voor grotere moleculen kun je vaak meer dan één structuur tekenen. Daarom moet je vaak meer informatie hebben over binding tussen twee atomen. Zie ‘worked examples’ 7.2 t/m 7.5. Oefen aan de hand van die voorbeelden opgaven 7.6 t/m 7.8. Componenten met elementen onder de tweede rij Zie bijvoorbeeld BF3. Een algemene methode om Lewis-structuren te tekenen: Bestudeer nu in dit kader de stappen 1 t/m 6 p 235/236; de volgorde van de stappen moet volgens 1 t/m 6 is essentieel, andere volgordes geven foutieve resultaten. Verder geldt dat meervoudige bindingen pas in stap 5 worden geïntroduceerd. Bestudeer nu uitgebreid de ‘worked examples’7.6 t/m 7.8. Oefen vervolgens de opgaven 7.9 t/m 7.11.

7.7 resonantie structuren vaak kunnen we voor een structuur meer dan één Lewis structuur schrijven:

Website resonatie activiteit Bij resonantiestructuren kunnen met hetzelfde aantal elektronen in de valentieschil verschillende structuren getekend worden. De actuele elektronenstructuur is een gemiddelde van de verschillende structuren die resonatiehybride genoemd wordt. Zie betreffende voorbeelden.

7.8 Formele ladingen Het concept van formele ladingen is sterk verwant met electronegativiteit en het begrip polaire covalente binding. Website: formal charge movie De voorbeelden in het filmpje zijn zeer verhelderend. Bekijk dit filmpje en vergelijk met de tekst in deze paragraaf.



7.9 Molecuulvormen: VSEPR model VSEPR: Valence-Shell Electron-Pair Repulsion model. Elektronen worden gezien als ladingswolken die elkaar afstoten en daardoor zover mogelijk uit elkaar blijven. Let wel de elektronen horen ook weer bij een (positieve) kern. Website: VSEPR movie Na het zien van dit filmpje worden allerlei ruimtelijke structuren veel logischer. De toepassing van dit model kan in twee stappen beschreven worden: Stap 1: beschrijf de Lewis structuur van het molecuul en tel vervolgens het aantal ladingswolken die het betreffende atoom omringen (zowel bindings- als vrije elektronen). Dus het aantal ladingswolken is gelijk aan het aantal elektronenparen. Meervoudige bindingen tellen hetzelfde als enkelvoudige bindingen Stap 2: voorspel nu de oriëntatie van de ladingswolken rondom elk atoom zodat zomin mogelijk last hebben van elkaar. Zie filmpje. Welke mogelijkheden hebben we? Twee ladingswolken Drie ladingswolken Vier ladingswolken Vijf ladingswolken Zes ladingswolken Bestudeer de ruimtelijke structuur (omringing van een atoom) van de betreffende atomen in een molcuul en kijk wat er aan de hand is als één of meerdere ladingswolken een zg. vrije electronenpaar is. !!!!!! Zie ook tabel 7.4!!!!!!!! Kijk in dit kader ook eens naar de ruimtelijke structuur van grotere moleculen. Zie verder ‘worked example’ 7.11 en de opgaven 7.17 t/m 7.18 7.10 Valence bond theorie Lewis structuren beschrijven een binding als het delen van een electronenpaar. De VB-theorie: dit model verklaart hoe electronen gedeeld worden door de overlap van atoomorbitals. De paragrafen 7.11 en 7.12 komen in ACH31 (deel III in het volgende kwartaal) aan de orde. Extra oefenopgaven kun je vinden op pag 266 t/m 268. Overleg daarover met je docent.



Hoofdstuk 12 Reactiekinetiek Bij dit hoofdstuk zullen alleen eerste orde reacties aan de orde komen, dus geen hogere orden van reacties. 12.1 Reactie snelheid In dit hoofdstuk komen verschillende aspecten uit wiskunde 12 aan de orde. Een belangrijk onderdeel is functie onderzoek en grafieken (helling, raaklijn, intercept etc). De figuren zoals 12.1, 12.2 en misschien ook andere figuren komen daarom ook bij de wiskunde aan de orde. Reactiesnelheden kunnen geweldig veel verschillen: denk maar eens aan het wegroesten van metalen en vergelijk dat met een explosie van bijvoorbeeld vuurwerk

gingintijdveranderiningieveranderconcentratsnelheid =

ga het voorbeeld na voor de ontleding (decomposition) van dinitropentoxide. Website: rate of decomposition of N2O5 activity Bij deze ontledingsreactie is te zien, dat de ontledingssnelheid steeds kleiner wordt. Dus de snelheid is op elk tijdstip anders. Ga goed na hoe de snelheid bij een reactie is gedefinieerd: A + 2B → 3C + D De snelheid in A wordt vaak aangegeven met het symbool rA (r=rate (snelheid)). Beschouwen we bovenstaande reactie, dan is duidelijk dat voor de omzetting van 1 mol A 2 mol B nodig, terwijl er 3 mol C en 1 mol D ontstaat. Kijkt men nu naar reactiesnelheden, dan zal duidelijk zijn dat geldt:

rA = ½ rB = 1/3 rC = rD let op: rA en rB geven de snelheid aan waarmee A en B verdwijnen, terwijl rC en rD de snelheid aangeven waarmee C en D gevormd worden. Vaak wil men de reactiesnelheid op een bepaald tijdstip t weten: via de wiskunde weten we dan dat dit overeenkomt met de helling van de raaklijn in het punt t=t (zie figuur 12.2) Bestudeer nu ‘worked example’12.1 12.2 Reactiesnelheden en orde van de reactie

aA +bB → producten a en b zijn stoichiometrische coëfficiënten. We kunnen nu de reactiesnelheid van deze reactie schrijven via de zogenaamde snelheidsvergelijking (eng: rate law). Voor de snelheid in A kunnen we schrijven:

nm BAktArate ][][][=

ΔΔ

−=

k de reactiesnelheidsconstante, voor de meeste voorbeelden in dit boek zijn m en n meestal simpele integers (gehele getallen). Als sprake is van complexe reacties kunnen m en n allerlei waarden aannemen. Als m =1 , dan is de reactie 1e orde in A, als bijv n = 2 dan is de reactie 2e orde in B. De totale orde van de reactie is m+n = 3. Wordt de concentratie B nu tweemaal zogroot, dan wordt de rate vier maal zogroot. De orde van de reactie kan alleen langs experimentele weg bepaald worden. Zie ook tabel 12.2. Hierin is te zien dat de reactie soms 0e orde is voor een bepaalde component. Later komen we het begrip elementair reactie tegen (eng: elementary reaction): in dat geval is de orde van de reactie in overeenstemming met de stoichiometrische coëfficiënten in ons geval dus: Rate = k[A]a[B]b.



12.3 Experimentele bepaling van de reactiesnelheid. Zoals al gezegd: de reactiesnelheid wordt langs experimentele weg bepaald. In deze paragraaf wordt uitgebreid uit de doeken gedaan hoe een en ander in zijn werk gaat.Ga na: aan de hand van de experimentele gegevens uit tabel 12.3 wordt de orde en de reactiesnelheidsconstante berekend. Merk op, dat de eenheden die bij k horen afhankelijk zijn van de orde van de reactie (blz 447 midden) Ga de ‘worked examples’ na en maak de bijbehorende opgaven 12.4 t/m 12.5. 12.4 Geïntegreerde snelheidsvergelijking voor een eerste orde reactie Via de wiskunde kan voor een eerste orde reactie afgeleid worden dat de geïntegreerde vorm er als volgt uit ziet:

ktAA

o

t −=][][ln

deze vergelijking kan herschreven worden in: ot AktA ]ln[)(]ln[ +−= Figuur 12.6 laat zien dat op deze manier de snelheidsvergelijking in zijn geintegreerde vorm een rechte lijn oplevert. Bestudeer nu de ‘worked examples’ 12.5, 12.6, en maak vervolgens 12.7 en 12.8. 12.5 De halfwaardetijd van een eerste orde reactie

Website: first order proces movie

zie figuur 12.7 en bijgaande tekst. De halfwaardetijd kan aangegeven worden met k

t 2ln2/1 =

12.7 De 0e orde reactie. De nulde orde reactie is onafhankelijk van de concentraties van de componenten, echter om de reactie te doen verlopen moeten ze wel aanwezig zijn. 12.8 Reactiemechanismen Reactiemechanisme is een stapvolgorde, die de weg aangeeft van reactanten naar producten. (geeft dus eigenlijk aan uit welke stappen een complexe (of gecompliceerde) reactie bestaat. In het boek wordt de totaalreactie (let op alle producten zijn de in de gasfase):

NO2 + CO → NO + CO2 totaalreactie Op basis van experimentele gegevens lijkt een tweestapsmechanisme voor de hand te liggen:

NO2 + NO2 → NO + NO3 elementair reactie NO3 + CO → NO2 + CO2 elementair reactie

Belangrijk in dit kader is het begrip elementair reactie (beschrijft een individuele moleculaire gebeurtenis), terwijl de totaalreactie (eng: overall reaction) de feitelijke stoichiometrie beschrijft. Het boek beschrijft nog enkele voorbeelden en maak zelf de bijbehorende opgaven. 12.9 snelheidsvergelijkingen en elementair reacties Uit 12.2: de snelheidsvergelijking van een chemische reactie wordt experimenteel bepaald en kan niet worden afgeleid uit de stoichiometrische coëfficiënten. Echter voor een elementair reactie kan de snelheidsvergelijking rechtstreeks uit reactievergelijking afgeleid worden, omdat bij een elementair reactie de moleculariteit (dit is het aantal atomen, ionen of moleculen dat bij een reactiestap (botsing) betrokken zijn) beschreven kan worden.



Voor de elementair reactie: H2 + I2 → 2 HI geldt : -rH2 = k [H2][I2]. Er is dus sprake van een tweede orde reactie: 1e orde in H2 en 1e orde in I2.

NaOH + CH3Br → CH3OH + NaBr Voor deze reactie geldt dat er sprake is van een elementair reactie zodat via de stoichiometrische vergelijking de orde van de reactie kan worden afgelezen: De reactie is 1e orde in zowel natriumhydroxide als methylbromide, de snelheidsvergelijking wordt: -rCH3Br = -rNaOH = k[NaOH][CH3Br] Zie verder tabel 12.5 en figuur 12.12. Bestudeer nu voorbeeld 12.10 en maak de opgave 12.13. 12.10 reactiesnelheden en totaalreacties Vaak kan via een reactiemechanisme uitgelegd worden, dat er sprake is van een reactie, die bestaat uit meerdere (tussen)stappen. Die stappen kunnen elk hun eigen snelheid hebben. Via de bestudering van zo’n reactie komt men er achter dat stappen al of niet snelheidsbepaling kunnen zijn. Bestudeer de voorbeelden en maak de opgaven 12.14 en 12.15. 12.11 reactiesnelheden en temperatuur: de Arrhenius vergelijking Model: de manier waarop een reactie plaatsvindt kan beschreven worden in termen van bot-singstheorie: (eng: collision theory), waarbij sprake is van een energiebarrière (activeringsenergie, Eact): een reactie verloopt alleen als er sprake is van een botsing met voldoende energie (kinetische energie wordt omgezet in potentiële energie) en een juiste oriëntatie van de betreffende moleculen. Het maximum van die potentiële energie wordt de overgangstoestand (eng: transition state) of geactiveerd complex (eng: acivated complex) genoemd. (zie figuur 12.15 pag 472). Wanneer is er sprake van een botsing met voldoende energie? Figuur 12.16 geeft de fractie moleculen met voldoende botsingsenergie aan bij twee verschillende temperaturen. Duidelijk is dat bij een hogere temperatuur er een grotere fractie van de moleculen voldoende energie bezitten voor een effectieve botsing. Er is sprake van voldoende energie als die energie groter of gelijk is aan de activeringsenergie (Eact). Via de botsingstheorie kan aannemelijk gemaakt worden, dat de oriëntatie en de energie een be-langrijke rol spelen bij de reactiesnelheid:

De Arrheniusvergelijking: RTEa

RTEa

AepZek−−

== Website: de Arrheniusvergelijking Zie ook key concept problem 12.15, pag 474



12.12 Toepassen van de Arrheniusvergelijking In de wiskunde is al aan de orde geweest hoe een vergelijking waarin een e-macht voorkomt, in de logaritmische vorm geschreven kan worden. Dit wordt nog een uitgebreid beschreven in deze paragraaf op pag 475. Website: rates of reaction activity Via de logaritmische vorm kan de Arrheniusvergelijking gelineariseerd worden:

ATR

Eak ln1ln +⎟⎠⎞

⎜⎝⎛⎟⎠⎞

⎜⎝⎛=

door nu 1/T langs de horizontale as te zetten en ln k langs de verticale as, kan uit de grafiek via de helling van de lijn de Ea bepaald worden. Ga dit na door bestudering van ‘worked example’12 12 op pag 475 en volgende. Maak nu zelf opgave 12.17. 12.13 Katalyse De reactiesnelheid wordt niet alleen beïnvloed door temperatuur en concentratie maar ook de aanwezigheid van een geschikte katalysator. Een katalysator is een stof die de reactiesnelheid verhoogt zonder dat de stof zelf verbruit wordt in de reactie. Website Catalysis movie Zie ook ‘worked key concept sample’12.12 Katalysatoren zijn uiterst belangrijk in de chemische industrie en in levende cellen (organismen). Biokatalysatoren worden enzymen genoemd. Extra opgaven bij hoofdstuk 12 in overleg met de docent): 12.36, 39, 48, 50, 56, 60, 66, 70, 74, 80, 86, 110 en 113.



Hoofdstuk 13: Chemisch evenwicht Nadat in het vorige hoofdstuk aan de orde kwam hoe en hoe snel een reactie verloopt (via de stoichiometrie van de reactie en de kinetiek) komt in dit hoofdstuk aan de orde tot hoever een reactie verloopt. Chemisch evenwicht: de toestand die bereikt wordt als er sprake is van gelijkblijvende concentraties voor producten en reactanten als functie van de tijd. 13.1 De evenwichtstoestand tot nu toe leek of bij elke reactie de reactanten compleet worden omgezet in de producten. In de praktijk blijken veel reacties niet volledig te verlopen. Website: N2O4/NO2 equilibrium experiment activity Zie ook figuur 13.1 en bijbehorende Website: chemical equilibrium activity 13.2 De evenwichtsconstante Kc aA + bB ←→ cC + dD

ba BAKc

][][[D][C] constanteevenwichts

dc

=

boven de streep staan de producten, onder de streep staan de reactanten, de vergelijking met Kc wordt ook de evenwichtsvoorwaarde genoemd.Het subscript c bij de K geeft aan dat de hoeveelheden product en reactant uitgedrukt worden in molaire concentraties. Let op: de waardes van Kc worden uitgedrukt zonder eenheden, omdat de concentraties in de vergelijking beschouwd worden als ratio’s, waarbij de molariteit van elke component wordt gedeeld door de molariteit van de standaardtoestand (= 1M). Hierdoor vallen eenheden tegen elkaar weg. (zie p 501 onderaan) en ‘worked example’13.1 en 13.2 13.3 de evenwichtsconstante Kp Omdat gasdrukken zo gemakkelijk te meten zijn worden bij gasreactie partiële drukken in plaats van concentraties (mol/l) gebruikt.

Voor de reactie N2O4 ←→ 2 NO2 geldt: 42

22 )(ON

NO

PPKp =

Het subscript p bij de evenwichtsconstante geeft aan dat zowel de reactanten als de producten uitgedrukt worden als partiële drukken. De standaardomstandigheden zijn in dit geval 1 atmosfeer, dus alle partiële drukken worden gedeeld door 1 atm. Waarbij de partiële drukken zijn gegeven in atmosfeer. De manier waarop de waardes berekend worden is als een voorbeeld uitgewerkt op pag 504. Let op de gasconstante R is in dit geval 0.08206 (L*atm)/(K*mol). Ga ‘worked examples’ 135 en 13.6 goed na en maak zelf de opgaven13.5 en 13.6 In het algemeen geldt dat Kc = Kp als het aantal mol gas links en rechts van een reactie gelijk zijn, m.a.w. links en recht van de pijl zijn evenveel deeltjes bij de reactie betrokken.



13.4 Heterogene evenwichten Homogene evenwichten: alle uitgangsstoffen en producten zijn in de zelfde fase (meestal gasvormig of in oplossing). Heterogene evenwichten: de stoffen zijn aanwezig in meerdere fases: als voorbeeld de verhitting van calciumcarbonaat (limestone) waarbij ongebluste kalk (lime, calciumoxide) en gasvormig koolstofdioxide ontstaat De eerst twee stoffen zijn vaste stoffen. In de vergelijking voor Kc vervallen de concentraties van vaste stoffen en de vergelijking wordt dus: Kc = [CO2] Als algemene regel: de concentraties van zuivere vaste stof en zuivere vloeistof worden niet mee-genomen in de evenwichtsvoorwaarden (de vergelijking voor K). Bestudeer ‘worked example’13.7 en maak opg 13.7 (p 508). 13.5 De toepassing van de evenwichtsconstante. Met de waarde van de evenwichtsconstante kan worden nagegaan in welke mate een reactie verloopt, en ook naar welke kant een reactie loopt. De grootte van K geeft in belangrijke mate weer of een reactie wel of niet verloopt. Hoe groter K hoe meer in de richting van de producten gaat, een zeer kleine K geeft aan dat de reactie niet of nauwelijks verloopt. Bestudeer nu goed het onderwerp: voorspellen van de richting van een reactie (predicting the direction of a reaction) Door nu het zogenaamde reactiequotiënt Q op een bepaald reactietijdstip t te berekenen kan worden nagegaan naar welke kant de reactie zal gaan. Als Q < K netto reactie gaat van links naar rechts Als Q = K dan is er sprake van evenwicht Als Q > K netto reactie gaat van rechts naar links Let op: door beredenering kun je bovenstaande voorwaarden zelf afleiden uit het reactiequotiënt. Zie ‘worked example’ 13.8, maak vervolgens 13.9. Het berekenen van evenwichtsconcentraties: dit onderwerp komt ook in hoofdstuk 14 nog uitgebreid terug, als we pH-berekeningen gaan bestuderen. (Het berekenen van een pH is feitelijk de berekening van de evenwichtsconcentratie van [H+]). Als de evenwichtsconstante bekend is en we weten ook nog alle evenwichtsconcentraties behalve een, dan die ene concentratie uit de evenwichtsvoorwaarden (de vergelijking voor K) berekend worden. (zie blz 511) Een ander type probleem is het type waarbij we de beginconcentraties kennen, maar geen enkele evenwichtsconcentratie. Om dit type probleem op te lossen maken we gebruik van het stappenschema uit figuur 13.6. Website: examples activity Stap1 schrijf de kloppend gemaakte reactievergelijking uit Stap 2 onder deze (kloppende) reactievergelijking wordt voor elke stof die aan de reactie

deelneemt een soort tabel gemaakt van:



(a) de initiële concentraties (b) de verandering van elke concentratie richting evenwichtssituatie (c) de evenwichtsconcentratie bij het maken van die tabel wordt x gedefinieerd als de concentratie (mol/L) van een van de stoffen die reageert om evenwicht te bereiken. Vervolgens kunnen via de stoichiometrie van de reactie de andere concentraties in termen van x bepaald worden.

Stap 3 substitueer nu de evenwichtsconcentraties in de evenwichtsvergelijking van K

(de evenwichtsvoorwaarden) en los die vergelijking in x op. Als er sprake is van een kwadratische vergelijking dan dient dus de vergelijking langs wiskundige weg opgelost te worden, bv met de abc-formule.

Stap 4 bereken de evenwichtsconcentratie uit de berekende x-waarden Stap 5 controleer nu de gevonden waardes door via de evenwichtsvergelijking PAS DIT STAPPENPLAN ALTIJD SYSTEMATISCH TOE, OOK ALS JE DENKT DAT HET PROBLEEM SIMPEL IS. Bestudeer nu de ‘worked examples’13.9 t/m 13.11 en maak vervolgens zelf de opgaven 13.11 t/m 13.15 (p 516) 13.6 Factoren, die de samenstelling van een evenwichtsmengsel veranderen zie voorbeeld op blz 517 Haber proces voor de industriële productie van ammoniak. Verschillende factoren kunnen de samenstelling van het evenwicht beïnvloeden:

• De concentratie van reactanten en producten kunnen veranderd worden • De druk en het volume kunnen gewijzigd worden • De temperatuur kan veranderd worden • Een vierde factor: de katalysator heeft alleen invloed op snelheid waarmee het evenwicht

bereikt wordt, maar niet op de ligging van het evenwicht. Het kwalitatieve effect van die veranderingen kan voorspeld worden op basis van het principe van de Fransman Le Châtelier (in Nederland wordt dit de wet van Van ‘t Hof en Le Châtelier genoemd): Als op een systeem in evenwicht een dwang wordt uitgeoefend, dan zal het systeem die dwang zoveel mogelijk tegenwerken. (het systeem zal de gevolgen van die dwang zoveel mogelijk ongedaan maken). In de paragrafen 13.7 t/m 13.9 worden drie effecten uit de doeken gedaan. Bestudeer die paragrafen zelf. Maak hierbij gebruik van de audiovisuele middelen van de Website. In de lessen komen de aspecten globaal aan de orde. De richting van de reactie kan beredeneerd worden of er kan uitgegaan worden van het reactie-coëfficiënt Q, waarna de richting kan worden bepaald. Dit geldt zowel voor toevoeging of wegnemen van stoffen en verhogen of verlagen van de druk. !!! De evenwichtsconstante zelf verandert dus niet.!!! Als de temperatuur wordt veranderd, dan zal de waarde van de evenwichtsconstante veranderen (zie figuur 13.12). Bestudeer ‘worked examples 13.12 t/m 13.14 en maak vervolgens de opgaven 13.16 t/m 13.20. In par 13.12 komt de katalysator aan de orde. Zie ook opg 13.22. Paragraaf 13.11 globaal doorlezen. Extra opgaven (in overleg met de docent) bij hoofdstuk 13: 40, 46, 48, 62, 63, 66, 74.



Hoofdstuk 14 Waterige evenwichten: zuren en basen Tot nu toe (zie paragraaf 4.5): een zuur donneert een H+ bij splitsing in waterig milieu, een base donneert OH- bij splitsing in waterig milieu. Deze theorie is zeer beperkt: ze geldt alleen voor waterige milieu’s en voor stoffen als ammo-niak(basisch) geldt de theorie niet. Een meer algemene theorie is de Brønstedt-Lowry theorie: Zuur: een stof die H+ kan overdragen Base: een stof die OH- kan ontvangen Website: conjugate acid-base pairs activity Bestudeer ‘worked example’ 14.1 en maak vervolgens opgave 14.1 en 14.2 14.2 Zuursterkte en basesterkte HA(aq) + H2O ←→ H3O+(aq) + A-(aq) zuur + base zuur + base sterker zuur + zwakke base ←→ zwakker zuur + zwakkere base sterkere H+-donor + sterkere H+-acceptor ←→ zwakkere H+-donor + zwakkere H+-acceptor zie tabel 14.1 en figuur 14.1 bestudeer ‘worked example’ 14.3 en maak vervolgens opg 14.4. 14.3/4 het hydronium-ion H3O+ De dissociatie van water: 2H2O ←→ H3O+ + OH- Kw = [H3O+][OH-] = 10-14 bij 25oC Rest paragraaf zelf doorlezen 14.5 de pH-schaal pH = -log [H3O+]. Zie ook figuur 14.3. Rest van de paragraaf zelf doornemen, bijbehorende opgaven14.8 en 9 bestuderen en maken. Het werken met logaritmen moet nu een routine zijn. Fig 14.3 is erg illustratief voor enkele ‘gewone’ stoffen en hun zuurgraad. 14.6 pH-meting Het meten van de pH komt op het practicum in kwartaal 3 en/of 4 aan de orde. 14.7 De pH van sterke zuren en basen In tabel 14.1: sterke zuren en basen splitsen volledig in waterig milieu. De pH kan dus eenvoudig berekend worden. Zie ‘worked examples’ 14.7 en 14.8 en maak vervolgens de opgaven 14.10 en 14.11. 14.8 evenwichten in oplossingen van zwakke zuren en zwakke basen. Zie ook evenwichtsconcentratieberekeningen in hoofdstuk 13 (het stappenplan) en pas dit toe op zuren en basen die niet volledig splitsen (zwakke zuren en basen). Enkele stereotype berekeningen met Ka, pH, voorbeeld ‘worked example’ 14.9 (p 558/559). Tabel 14.2 geeft enkele voorbeelden van pKa waarden en de relatie met sterke en zwakke zuren.



14.9 Het berekenen van evenwichtsconcentraties in oplossingen van zwakke zuren. In deze paragraaf wordt een stappenplan beschreven, dat erg veel lijkt op het stappenplan uit hoofdstuk 13. vergelijk beide stappenplannen met elkaar en kijk goed naar de overeenkomsten. Stap 1 maak een opsomming van de stoffen voordat er sprake is dissociatie en geef aan :

zuren o basen volgens Brønstedt-Lowry. Stap2 maak kloppende reactievergelijking voor alle mogelijke protontransferreacties Stap 3 bepaal de principale reactie de reactie die de grootste Ka-waarde heeft Stap 4 maak een tabel bij die principale reactie

(a) start concentraties (b) veranderingen in concentratie om evenwicht te bereiken (c) de evenwichtsconcentraties

stap 5 bepaal nu de evenwichtsvoorwaarden en los algebraïsche vergelijking in x op stap 6 bereken nu de “hoge” concentratie van de principale reactie stap 7 met die “hoge” concentratie kunnen de andere kleine concentraties berekend worden,

die ook bij het evenwicht meedoen stap 8 bereken de pH = - log[H3O+] bestudeer nu een uitgewerkt voorbeeld van dit stappenplan ‘worked example’ 14.10 en maak vervolgens 14.14 en 14.15. 14.10 Dissociatiegraad (in%) van zwakke zuren. Maak opg 14.16 14.11 Meer protonige zuren (meerwaardige zuren) Dergelijke zuren hebben meerdere protonen, die kunnen worden afgestaan: bv. H2SO4, H3PO4 en andere (tabel 14.3) Berekeningen gaan weer volgens het stappenplan. Zie ook ‘worked example’ 14.11 en 14.12, maak nu opgaven 14.17 en 14.18. 14.12 Evenwichten van zwakke basen zwake basen nemen een proton op afkomstig van het water waardoor het geconjugeerde zuur van de base ontstaat en OH--ion;

B +H2O ←→ BH+ + OH- met ][

]][[B

OHBHK b

−+

= met Kb base-dissociatieconstante

Tabel 14.4 geeft enkele zwakke basen met hun Ka-waarden voor het geconjugeerde zuur. Bestudeer ‘worked example’14.12 en maak opgaven 14.19 en 14.20.



14.12 De relatie tussen Ka en Kb.

Website: relationship between Ka en Kb activity. In een voorbeeld worden de reactie voor zuurdissociatie ne geconjugeerde base reactie opgeteld tot een totaalreactie: 2 H2O ←→ H3O+ + OH- Voor deze reacties geldt: als twee (of meer) chemische reactievergelijkingen worden opgeteld om een netto reactie te verkrijgen, dan geldt voor K (evenwichtsvoorwaarden) van de nettoreactie het product van de K (evenwichtsvoorwaarden) van de individuele reacties (Knetto = K1 * K2 *…). Website: determining Ka or Kb for a conjugate … activity Ga nu ‘worked example’ 14.14 na en maak opgave 14.21. 14.13 Zuur base eigenschappen van zouten. Als een zuur een base neutraliseert, dan ontstaat er een zout (ionogene verbinding). Die zouten kunnen zuur, basisch of neutraal zijn: Sterk zuur + sterke base → neutrale oplossing Sterk zuur + zwakke base → zure oplossing Zwak zuur + sterke base → basische oplossing Ga na ‘worked examples’14.15 en 14.16 en maak de opgaven 14.22 en 14.23. Een samenvatting van dit hoofdstuk is in tabel 14.5 gegeven. 14.14 Factoren die de zuursterkte beïnvloeden. Belangrijke factoren zijn:

• polariteit van een zuur • bindingssterkte • elektronegativiteit • oxidatiegetal

14.15 Lewis zuren en basen

Website: Lewis acids en base movie. Het filmpje geeft duidelijk de Lewis-theorie weer betreffende zuren en baen. Lewis zuur: een elektronenpaar acceptor Lewis base: een elektronenpaar donor Ga na ‘worked example’14.16 en maak de sommen 14.27 en 14.28. Het verhaal over zure regen is een heel aardig verhaal over zuren en basen. Extra opgaven (in overleg met de docent) bij dit hoofdstuk: 44, 48, 60, 62, 64, 68, 70, 80, 88 en 92

modulewijzer ach21

Documents