Resume
Samenvatting Algemene Chemie II Hoorcolleges
- Cours
- Algemene Chemie II
- Établissement
- Universiteit Antwerpen (UA)
Een ruime samenvatting van de hoorcolleges Algemene Chemie II op basis van de gevolgde lessen.
[Montrer plus]
Aperçu du contenu
Hoofdstuk 1: Oplossingen1. Het oplossingsproces
Oplossing= oplosmiddel + opgeloste stof
- homogeen mengsel: we zien de verschillende fasen in de oplossing niet
vb. suiker en water, lucht, bier (ethanol, water), wit goud (legering van goud
en palladium), cola (suiker, zuur, H3PO4, CO2,...)
- heterogeen mengsel: we zien de verschillende fasen in de oplossing wel
vb. olie en water, pulp in fruitsap
Belangrijk! meestal heeft het mengsel de aggregatietoestand van de component met de grootste
fractie, deze noemen we het oplosmiddel. De andere stof(fen) noemen we de opgeloste stof(fen)
⇒ maximale hoeveelheid van een stof die in oplossing terecht kan komen
Indien opgeloste stof > oplosmiddel → neerslag
Oplosbaarheid= de oplosbaarheid van een stof in een gegeven oplosmiddel is de maximale
hoeveelheid van een stof die, bij een bepaalde temperatuur kan opgelost worden in een bepaalde
hoeveelheid oplosmiddel (meestal wordt de oplosbaarheid in water bedoeld)
- Onoplosbare stof: minder dan 0,1 mol/l in de oplossing
- Oplosbare stof:
- verdunde oplossing (weinig opgeloste stof)
- geconcentreerde oplossing (veel opgeloste stof)
- verzadigde oplossing (maximale hoeveelheid opgeloste stof)
- oververzadigde oplossing (meer dan de maximale hoeveelheid opgeloste stof)
Opm. examen: opschrijven wat het oplosmiddel en wat de opgeloste stof is om een duidelijker beeld
te krijgen van de oefening
Toepassing:
Oplossen van een stof A (opgeloste stof) in een stof B (oplosmiddel)
- enerzijds zijn er intermoleculaire krachten tussen moleculen A en B, hoe meer gelijkend deze
krachten zijn hoe beter oplosbaar
- anderzijds ontstaan nieuwe krachten tussen de moleculen A en B
Water heeft een groot vermogen om op te lossen, door zijn polariteit kan het uitermate goed een
ionrooster van een zout afbreken ⇒ solvatatie/hydratatie
Wat gebeurt er wanneer stoffen oplossen?
→ Oplossen van zout (ionisch) in water en oplossen van suiker (covalent) in water
- zout: metaal (Na) + niet-metaal (Cl) zijn geschikt in een rooster
- suiker: niet-metalen (C,O,H) zijn geschikt in een molecule
Opm. een suikerkorrel is een wirwar van suikermoleculen en een zoutkorrel is een mooi rooster
Gevolg:
, - zouten oplossen: atomen van NaCl gaan individueel uit elkaar vallen
- suiker oplossen: moleculen van C2H4O2 gaan individueel uit elkaar vallen (niet als atomen)
Opdracht: Welke opgeloste stof lost goed op in welk oplossingsmiddel
I2 en CH3OH = opgeloste stoffen
CCl4 en H2O = oplossingsmiddel
I2 en CCl4 horen samen:
I - I is heel mooi uitgebalanceerd en het dipoolmoment is 0
CCl4 chloor trekt het hardst aan de atomen dus de onderlinge bindingen zijn polair maar de totale
molecule (verbinding) is apolair (door symmetrie)
CH3OH en H2O horen samen:
CH3OH bestaat uit waterstofbruggen en dipoolkrachten
H2O heeft ook een dipoolmoment
Oplossing van zout in water: Hoe?
Door zijn polariteit kan water het ionrooster van zout afbreken, er ontstaan sterke
ion-dipoolinteracties tussen het water en de zouten, hierdoor geraken de zouten
gesolvateerd/gehydrateerd ⇒ dynamisch systeem
NaCl wordt samen gehouden door positieve Na+ ionen en negatieve Cl- ionen, H2O moleculen gaan
aan de vaste NaCl roosters binden en geleidelijk aan deze laten dissociëren
- positieve dipool waterstofmoleculen binden aan Cl-
- negatieve dipool zuurstofmoleculen binden aan Na+
NaCl (v) + H2O → Na+ (aq) + Cl- (aq)
- Na+ is een kation
- Cl- is een anion
H+ in water kan verschillende vormen aannemen: H3O+, H5O2+ (Zundel kation), H9O4+, H3O+(H2O)20
Hydrofoob= moleculen die geen interactie aangaan met water
Hydrofiel= moleculen die wel een interactie aangaan met water omdat ze een partieel ionair
karakter hebben
Toepassing: detergenten
- hydrofiele kop (bindt met polaire moleculen zoals water) en
een hydrofobe staart (bindt aan apolaire moleculen zoals vetten)
Doel? de olielaagjes worden verwijderd van de waterlaag, de apolaire staart gaat in interactie met
de oliedruppels waardoor er een inkapseling ontstaat, zo wordt de olie weg gewassen
,Molariteit vs molaliteit
1. molariteit? de molaire concentratie M=
het aantal mol opgeloste stoffen per liter oplossing en
heeft als dimensie mol/dm³ of mol/l
2. molaliteit? de molaliteit m van een oplossing =
het aantal mol opgeloste stof in 1 kg oplosmiddel en
heeft een dimensie mol/kg
2. Hydratatie en oplossingsenthalpie
De hydratatie is des te meer uitgesproken als:
- De hydratatie van het ion is meer uitgesproken als de afmeting van het ion kleiner is
- De hydratatie van het ion is meer uitgesproken als de lading groter is
De vorming van sterke ion-dipool interacties (tussen ion en watermoleculen) gaat gepaard met
warmte vrijstelling ⇒ spontaan proces
=== hydratatie-enthalpie= de energie die vrijgesteld wordt in het hypothetisch proces waarbij
gehydrateerde ionen gevormd worden uitgaande van de overeenkomstige gasvormige ionen
Opm. de hydratatie-enthalpie is een maat voor de hydratatiesterkte
Oplossingsenthalpie= de enthalpieverandering die optreedt bij het oplossen van een opgeloste stof
in een oplosmiddel, hiervoor is roosterenergie nodig ⇒ niet spontaan proces
Opm. deze wordt bepaald in verdunde oplossingen zodat elk ion in maximale
hydratatietoestand verkeert
De oplossingsenthalpie is het resultaat van twee effecten:
- energie nodig om de verbindingen te verbreken
- de energie die vrijkomt bij de vorming van bindingen
Toepassing:
In dit geval: Wat gebeurt er met gassen
in oplossing? Exotherm want er is geen
roosterenergie bij een gas, er moet geen
energie in het proces gestoken worden
om het rooster uit elkaar te halen
Opm. combinatie v/d
oplossingsenthalpie en de hydratatie enthalpie wijst of een reactie endotherm of exotherm zal zijn,
(-) is exotherm en (+) is endotherm
3. Invloed van temperatuur en druk op de oplosbaarheid
1. Temperatuur (Principe Chatelier): voor een endotherme reactie → T stijgt, oplosbaarheid stijgt
voor een exotherme reactie → T daalt, oplosbaarheid daalt
, 2. Druk: Weinig invloed op de oplosbaarheid voor vloeistoffen en vaste stoffen
- Voor gassen; wet van Henry: S = k . p (S = oplosbaarheid)
- hoe hoger de druk, hoe hoger de oplosbaarheid en andersom
vb. openen van een fles cola, er komt veel CO2 vrij, de druk verlaagt in de fles, de
oplosbaarheid van het gas verlaagt
vb. diepzeeduiker: diep duiken, druk is groter, de oplosbaarheid van N in het bloed is groter,
terug naar lucht komen moet dus eerder traag gebeuren zodat de N terug uit het bloed kan
verdwijnen na het snel instromen van N
- Voor gassen: wet van Raoult: poplossing = psolvent . xsolvent (x=molfractie)
indien de molfractie kleiner is dan één dan is de druk lager dan het zuivere solvent
Toepassing: HCl in H2O → partieeldruk is steeds kleiner dan verwacht bij bepaalde oplosbaarheid
4. Elektrolyten
= verbindingen die, wanneer ze oplossen in een solvent, aanleiding geven tot een oplossing die de
elektrische stroom geleidt
- zwakke elektrolyten: elektrolyten die slechts een kleine geleidbaarheid hebben en maar
deels gaan dissociëren en weinig ionen aan de oplossing gaan geven
- sterke elektrolyten: elektrolyten die een grote geleidbaarheid hebben en steeds volledig
dissociëren in ionen en veel ionen aan een oplossing geven
- niet-elektrolyten; componenten die geen aanleiding geven tot ionen vb. suiker
Concreet:
- zwakke elektrolyten: slecht wateroplosbare zouten (CaSO4), zwakke zuren (HOAc), zwakke
basen (NH4OH)
- sterke elektrolyten: goed wateroplosbare zouten (NaCl), sterke zuren (H2SO4), sterke basen
(NaOH)
- niet-elektrolyten: dit zijn niet gedissocieerde moleculen (vb. suiker)
Opm. bij het oplossen van sommige chemische stoffen in water wordt dikwijls een gedrag
opgemerkt dat afwijkt van wat een aantal fysico chemische wetmatigheden voorspellen
Vriespuntsverlaging en kookpuntsverhoging
Vriespuntsverlaging (ΔTv): zouten hebben een effect dat het vriespunt verlaagt
- ΔTv = m.Kv
- ΔTv = i . m . Kv ⇒ “i” = van ‘t hoff factor, het aantal gevormde ionen (enkel nodig voor zouten)
vb. NaCl → Na+ + Cl- (2 ionen gevormd)
Hogere concentratie van zout: de ‘i’ waarde neemt af, het effect op de vriespuntsverlaging wordt ook
kleiner, dit komt doordat ionen elkaar in hoge concentratie gaan tegenkomen en hierdoor opnieuw
ionbindingen kunnen maken, de activiteit daalt!!!
Lagere concentratie van zout: bij kleinere concentraties aan zout zijn er minder ionen die elkaar
opnieuw kunnen tegenkomen
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur MichaëlVanNimmen. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €6,89. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
80467 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans