Proefhoofdstuk [PDF] - Acco

Luc Nagels Algemene chemie acco
Luc Nagels
Luc Nagels
Algemene chemie
chemie
acco
acc

Dank aan:
Mia, die eigen creatieve projecten terugschroeft als ik ‘gas moet geven’. Lili, de stressbestendige co-pilote in mijn rally
door de wetenschappelijke wereld. Schoonma, ma en zoontje die respectievelijk organiseren, relativeren en motiveren.
De uitgever heeft ernaar gestreefd om de auteursrechten te regelen volgens de wettelijke bepalingen.
Degenen die desondanks menen zekere rechten te kunnen doen gelden, kunnen zich alsnog tot de uitgever wenden.
Bij dit boek hoort een tabel van Mendelejev.
Eerste druk: 2005
Tweede druk: 2012
Gepubliceerd door
Uitgeverij Acco, Blijde Inkomststraat 22, 3000 Leuven (Belgium)
E-mail: uitgeverij@acco.be – Website: www.uitgeverij.acco.be
Voor Nederland:
Acco Nederland, Westvlietweg 67 F, 2495 AA Den Haag, Nederland
E-mail: info@uitgeverijacco.nl – Website: www.uitgeverijacco.nl
Omslagontwerp: Danny Juchtmans
© 2005 by Acco (Academische Coöperatieve Vennootschap cvba), Leuven (België)
Niets uit deze uitgave mag worden verveelvoudigd en/of openbaar gemaakt door middel van druk, fotokopie, microfi lm of op welke andere
wijze ook zonder voorafgaande schriftelijke toestemming van de uitgever.
No part of this book may be reproduced in any form, by mimeograph, fi lm or any other means without permission in writing from the
publisher.
D/2005/0543/206 NUR 913 ISBN 90-334-5974-4

INHOUD InhoudInhoud
Woord Vooraf 11
Hoofdstuk I
BASISKENNIS VAN DE CHEMIE 13
1.1 De chemie als moderne wetenschap 13
1.2 Het atoommodel en het ‘mol’-concept 14
1.3 De periodieke tabel van de elementen 17
1.4 Chemische reacties, stoichiometrie 18
1.4.1 Atoommassa’s, moleculemassa’s 18
1.4.2 Reacties in een niet-waterig milieu 20
1.4.3 Balanceren van enkele redoxreacties in een niet-waterig milieu 20
1.4.4 Redoxreacties uit het brons- en ijzertijdperk 21
1.4.5 Reacties in een waterig milieu 26
1.4.5.1 Zuurbasereacties 27
1.4.5.2 Redoxreacties in een waterig milieu 32
1.4.5.3 Neerslagreacties 35
1.4.6 Balanceren van chemische reacties en oefeningen 36
1.5 De begrippen pK z, pH, oplosbaarheid, chemische evenwichten 37
1.6 Vragen en oefeningen 39
Hoofdstuk II
CHEMISCHE EVENWICHTEN 43
2.1 Toepassing van het principe van Le Châtelier op chemische evenwichten 44
2.2 Geleidbaarheid van waterige oplossingen 45
2.3 Ionisatie-evenwichten 48
2.3.1 Ionisatie- of dissociatieconstanten 48
2.3.2 Verdunningswet van Ostwald 48
2.4 Ionisatie-evenwicht van water 49

6 Inhoud
2.5 Zuur-base-evenwichten 49
2.5.1 Het begrip zuur en base. Arrhenius en Lowry-Brönstedformalisme
49
2.5.2 Zuurconstante en baseconstante 50
2.5.3 Tabel met Brönstedgegevens 51
2.6 Het oplosbaarheidsproduct 53
2.6.1 Betrekking tussen molaire oplosbaarheid en
oplosbaarheidsproduct 53
2.6.2 Invloed van een gemeenschappelijk ion op het evenwicht 54
2.6.3 Neerslag of niet? Biomineralisatie of biodemineralisatie? 54
2.6.4 pH en oplosbaarheid 56
2.7 Toepassingen in de natuur 56
2.7.1 Niet-biologisch materiaal 56
2.7.2 Biologisch materiaal 61
2.7.3 Toepassing calcium in beenderen:
biomineralisatie/biodemineralisatie 63
2.8 Het oplossen van neerslagen door complexvorming. Toepassing in
biosystemen 65
2.8.1 Oplosbaarheidsverhoging door complexvorming 65
2.8.2 Toepassing in ecosystemen 66
2.8.3 Toepassing op transport, opslag en eliminatie van toxische
kationen in biosystemen 67
2.9 Vragen en oefeningen 68
Hoofdstuk III
STRUCTUUR VAN MATERIE 69
3.1 De aggregatietoestanden 69
3.2 Gassen 71
3.2.1 Lucht 71
3.2.2 De algemene gaswet 72
3.2.3 Partiële drukken en de wet van Dalton 74
3.2.4 De kinetische moleculaire theorie 74
3.2.5 Effusie en diffusie 76
3.3 Vloeistoffen 77
3.3.1 Intermoleculaire krachten 77
3.3.1.1 Geïnduceerde dipolen – Van-der-Waalskrachten 77
3.3.1.2 Dipoolinteracties 78
3.3.1.3 Waterstofbinding 80
3.3.1.4 Ion-ioninteracties 82
3.3.1.5 Ion-dipoolinteracties 82

Inhoud 7
3.3.1.6 Attractie en afstoting in ongeladen moleculen en de
‘Lennard-Jones’-potentiaal 83
3.3.1.7 Intermoleculaire attracties en QSAR 83
3.3.2 Secundaire interacties in biologische systemen 84
3.3.3 Fenomenen die beïnvloed worden door intermoleculaire krachten
in vloeistoffen 88
3.3.3.1 Oplossen 88
3.3.3.2 Oppervlaktespanning of grensvlakspanning 89
3.3.3.3 Viscositeit 93
3.3.3.4 Capillariteit 93
3.4 De kristallijne toestand 94
3.4.1 Kristal- of ruimteroosters 94
3.4.2 Roostertypes 96
3.4.3 Composietmaterialen uit natuur en stenen 100
3.4.4 Amorfe structuren en polymeren 102
3.4.5 Biomaterialen 104
3.5 Vragen en oefeningen 113
Hoofdstuk IV
ZUURTEGRAAD EN LEVENDE MATERIE 115
4.1 Inleiding 116
4.2 De pH van sterke zuren en sterke basen 117
4.3 De pH van zwakke zuren en zwakke basen 118
4.4 Hydrolyse van zouten 119
4.5 De pH van een mengsel van een zwak zuur en een zwakke base 121
4.6 De pH van een mengsel van een zwak zuur met zijn overeenkomstige
base: buffermengsel 121
4.7 Bufferend vermogen 123
4.8 Berekening van zuurbasetitreercurven 124
4.9 Titratitie van één zuurbasesysteem 124
4.10 Titratie van meer complexe systemen 126
4.11 pH-gedrag van indicatoren: kleuromslagen 126
4.12 pH-gedrag van aminozuren 128
4.13 pH-gedrag van peptiden 130
4.14 Eiwitstoffen, eiwitten of proteïnen, oligonucleotiden 131
4.15 pH en oplosbaarheid 134
4.16 Een pH ‘case-study’: bufferende werking van bloed 136
4.17 Buffers in biologische systemen 139
4.18 Vragen en oefeningen 142

8 Inhoud
Hoofdstuk V
HET ATOOM 145
5.1 Het H-atoom volgens Bohr 145
5.2 Het kwantummechanische (of golfmechanische) model van het H-atoom 148
5.3 Meer-elektronsystemen: het ‘Aufbau’-principe 153
5.4 Het periodieke systeem 155
5.4.1 Perioden in de tabel van Mendelejev 155
5.4.2 Groepen 155
5.4.3 Elektronegativiteit 156
Hoofdstuk VI
DE MOLECULE 159
6.1 Het Lewisconcept 160
6.1.1 De ionbinding 161
6.1.2 De covalente binding 162
6.1.3 Covalente bindingen tussen niet-identieke atomen 162
6.1.4 Dipoolmoment 163
6.1.5 De semi-polaire binding (datieve, coördinatieve) 165
6.1.6 Resonantie of mesomerie 166
6.2 Het hybridisatieconcept 166
6.3 σ- enπ-bindingen, enkele en dubbele bindingen 175
6.3.1 σ- enπ-bindingen 175
6.3.2 Meervoudige bindingen 177
6.4 VSEPR of het voorspellen van de ruimtelijke structuur van moleculen 182
6.5 Transitiemetalen en coördinatiechemiecomplexen 183
6.5.1 Wat zijn complexen? 184
6.5.2 De donoren 187
6.6 Het kristalveldmodel 191
6.6.1 Het kristalveldmodel 191
6.6.2 Magnetische eigenschappen van complexen 192
6.6.3 Biologische belang van coordinatiecomplexen en hun kleur 196
6.7 Het moleculair orbitaalmodel 198
6.7.1 Enkele eenvoudige moleculen 198
6.7.2 Reactiviteit van zuurstof en van vrije radicalen 200
6.8 Vragen en oefeningen 202
Hoofdstuk VII
THERMOCHEMIE 205
7.1 Algemene principes 206
7.1.1 Vormen van energie 206

Inhoud 9
7.1.2 Reversibel of irreversibel werkende machines 207
7.1.3 Chemische energie 210
7.1.4 Twee soorten machines 212
7.2 Enthalpie en calorimetrie 213
7.2.1 Enthalpie 213
7.2.2 Calorimetrie 213
7.3 Thermochemie en voeding 215
7.4 Vragen en oefeningen 219
Hoofdstuk VIII
THERMODYNAMICA 221
8.1 De drie wetten van de thermodynamica 221
8.2 Het ‘universum’ 224
8.3 Thermodynamica en chemische reacties 225
8.4 De bepaling van ∆G 228
8.5 Thermodynamica en andere systemen van chemische reacties 229
8.5.1 Systeem 1: het oplossen van een zout in water 229
8.5.2 Systeem 2: welke allotrope vorm is de meest stabiele? 230
8.5.3 Transport van producten in biologische systemen 232
8.6 Thermodynamica en 1evende wezens 234
Hoofdstuk IX
REACTIEKINETIEK 237
9.1 Inleidende begrippen 238
9.2 Reacties van de 1ste orde 239
9.3 Reacties van de 2de orde 244
9.4 Reacties van de 0de orde 248
9.5 Invloed van katalysatoren op de reactiesnelheid 248
9.6 Enzymatische katalyse 250
9.6.1 Invloed van de substraatconcentratie (S) 252
9.7 Vragen en oefeningen 254
Hoofdstuk X
ELEKTROCHEMIE 255
10.1 Redoxreacties in voltacellen of galvanische elementen 255
10.2 Redoxstatus van biologische systemen 261
10.2.1 Plantencellen en dierlijke cellen 261

10 Inhoud
10.2.2 Ecosystemen 262
10.3 Batterijen, energie en ecologie 263
10.4 Verband tussen elektrochemie en thermodynamica 264
10.5 Invloed van de concentratie op de reductiepotentiaal 265
10.6 Praktische toepassingen van het redoxpotentiaalconcept 267
10.6.1 De thermodynamische stabiliteit van waterige oplossingen 267
10.6.1.1 De reductie van water tot H2 268
10.6.1.2 De oxidatie van H2O tot O2 268
10.6.2 De voornaamste oxidantia en reductantia in waterige milieus 269
10.6.2.1 Oxidantia 269
10.6.2.2 Reductantia 271
10.7 Vragen en oefeningen 272
Hoofdstuk XI
OPLOSSINGEN EN COLLOÏDALE SYSTEMEN 275
11.1 Factoren die de oplosbaarheid beïnvloeden 276
11.2 De dampdruk van oplossingen 279
11.3 Kookpuntsverhoging en vriespuntsverlaging 281
11.4 Osmotische druk 282
11.5 Colloïdale systemen 285
11.6 Donnanpotentialen en ionensterkte 289
11.7 Chemische potentiaal 291
11.7.1 Het begrip chemische potentiaal 291
11.7.2 Osmose en chemische potentiaal 292
11.7.3 Het ontstaan van elektrische potentialen over membranen en µ 294
11.7.4 Speciale mebranen: glasmembranen en biomembranen 298
11.7.5 Watertransport in plant en dier 300
11.8 Vragen en oefeningen 303
Appendix 307
1. Naamgeving voor eenvoudige verbindingen 307
2. Meeteenheden 311
3. Woordverklaring 313
4. Formules en tabellen 324
Referenties 331

HOOFDSTUK I
BASISKENNIS VAN DE CHEMIE
In dit hoofdstuk zal beknopt de basiskennis van de chemie worden opgefrist,
vooral aan de hand van enkele oefeningen. Wie na dit hoofdstuk nood heeft
aan nog meer basiskennis van de chemie, verwijzen wij naar een algemeen
leerboek chemie voor het middelbaar onderwijs.
1.1 De chemie als moderne wetenschap
Figuur I.1 (a) Portret van Antoine Lavoisier (1743–1794), een van de eerste moderne chemici.
Figuur I.1 (b) Lavoisier aan het werk in zijn labo, waar hij een aantal tests uitvoert rond de ademhaling
van de mens.
In de 17de eeuw werd in de Lage Landen nogal wat geëxperimenteerd op
chemisch gebied. Wetenschappers keken geïntrigeerd naar de wereld van de
kleinste dingen. De eerste echte chemicus was Jan Baptist van Helmont. Iets
later introduceerde Van Leeuwenhoek de microscopie. Vóór Van Helmont
waren er alleen de ‘alchemisten’. Als zij zwavel verbrandden (tot het gas
SO 2 zoals we nu weten), dan was het alsof alle materie verdween, en omge-

14 Basiskennis van de chemie
Figuur I.2
zet werd in iets geheimzinnigs, dat ze ‘Phlogiston’ noemden. Van Helmont
heeft het als eerste over ‘gas’. Antoine Lavoisier (1743–1794) verwierp de
in zijn tijd gangbare opvattingen zoals het bestaan van een niet-zichtbaar of
afweegbaar phlogiston. Hij gebruikte een belangrijk meetinstrument, de balans,
om dit te bewijzen. Als hij bijvoorbeeld zwavel verbrandde onder een
stolp, dan mat hij dat het gewicht van de stolp plus de inhoud na de reactie
dezelfde was als voor de reactie (wet van het behoud van massa!).
Een volgende mijlpaal waren Daltons ideeën. Daltons theorie hield het volgende
in:
– chemische verbindingen (stoffen) worden gevormd door een combinatie
van atomen;
– chemische reacties houden een reorganisatie in van atomen.
Rond 1850 konden eenvoudige chemische reacties opgeschreven worden zoals:
C + O 2 CO 2, of O 2 +H 2 geeft H 2O. Het beeld dat we nu hebben van
deze chemische reactie is dus het volgende:
Wij weten nu dat de linkse combinatie van moleculen (C + O 2,ofO 2 +H 2)
een hogere chemische energie heeft dan de rechtse (resp. CO 2 en H 2O). De
combinatie van kernen en elektronen in twee H 2O-moleculen bijvoorbeeld,
is energetisch voordeliger dan in 2 H 2-moleculen en 1 O 2-molecule.
1.2 Het atoommodel en het ‘mol’-concept
Figuur I.3
Het huidige model geeft ons een beeld van een kern (protonen + elektronen)
met ~10 –12 cm diameter, omgeven door een elektronenmantel met ~10 –8 cm
diameter. Voor een H-atoom kan men zich nog een ‘elektromechanisch’
beeld (zie later: atoommodel van Bohr) vormen van hoe zoiets er zou moeten
uitzien:

Figuur I.4
Het atoommodel en het ‘mol’-concept 15
Voor een ‘meer-elektronatoom’ wordt de voorstelling van zo’n elektromechanisch
model al heel wat moeilijker. Onderstaande figuur geeft een poging
weer om een rudimentair beeld van een Li-atoom te maken. De opgegeven
banen van de elektronen zijn louter fictief: verder in dit boek zullen we
betere modellen leren kennen.
Ladingen en massa’s van de deeltjes waaruit een atoom is opgebouwd, kunnen
in C en in g uitgedrukt worden, ofwel in relatieve eenheden. Bij het werken
in relatieve eenheden nemen we de lading van het elektron (of van het
proton) als referentie: we stellen deze gelijk aan –1 (of +1). Voor wat betreft
12 12
de massa heeft men geopteerd om 1/12 van 6 C als referentie te nemen. 6 C
A
bevat 6 elektronen, 6 protonen en 6 neutronen. Bij de notitie B X staat X
voor het element, A voor het massagetal (aantal protonen + neutronen), en B
voor het atoomgetal (aantal elektronen of protonen).
12
De massa van 1/12 van de 6 C-isotoop is dus de atomaire massa-eenheid
(a.m.e.) of a.m.u. (atomic mass unit), gewoon u (unit) of M.E. (massa-eenheid).
Alle atoommassa’s worden relatief t.o.v. de a.m.e. uitgedrukt. Indien
het om de atoommassa van een isotoop gaat, spreken we van een fysische
atoommassa. Aangezien chemici met mengsels van isotopen werken, introduceren
we hier de chemische atoommassa. Chemische atoommassa’s (die
in de praktijk van de chemie steeds gebruikt worden) zijn gewogen gemiddelden.
Een element of atoomsoort heeft een welbepaald aantal protonen in de kern.
12 13 14
Bijvoorbeeld: 6 C, 6 C, 6 C. Hierin zijn de meest voorkomende isotopen van
koolstof voorgesteld. Het element koolstof is dus een verzameling van verschillende
nucliden. Natuurlijke koolstof komt in de natuur voor als mengsel
van bovenstaande isotopen, in de verhouding 98,9%, 1,1% en 10 –10 %. Ieder
element heeft verschillende isotopen die in verschillende verhoudingen
voorkomen.
Een relatieve atoommassa (t.o.v. 12 C = 12,00000 u) kan toegekend worden
aan een nuclide, of aan een element. Voor wat betreft een nuclide is dit het
getal dat aangeeft hoeveel maal de massa van het nuclide groter is dan deze
van u. Voor 35 Cl is dat 34,9688. In de scheikunde werken we steeds met relatieve
atoommassa’s van een element, A r. Relatieve atoommassa’s van

16 Basiskennis van de chemie
Figuur I.5
een element worden gemakshalve nog dikwijls simpelweg als ‘atoommassa’
aangeduid.
Een relatieve atoommassa van een nuclide wordt alleen in een beperkt wereldje van
atoomfysici gebruikt. Noteer wel dat de massa van een nuclide kleiner is dan de massa
van zijn samenstellende delen (som van de massa’s van elektronen + protonen +
neutronen). Dit is te wijten aan het massadefect. Een kleine optelling voor 12 C maakt
dit vlug duidelijk! Men kan het zo zien, dat er bij de opbouw van bv. 12 C uit zijn samenstellende
delen, energie vrijkomt (anders zou het proces niet gebeuren). Aangezien
deze energie relatief groot is, is het daarbij optredend massaverlies (E = mc 2 )
relevant! Voor 12C bedraagt dit maar liefst 0,096 u. Om dergelijke redenen is bijvoor-
12
beeld de som van de massa’s van een 6C
isotoop plus een proton niet gelijk aan de
13
massa van een 6C
isotoop:
De relatieve atoommassa van een element is het gewogen gemiddelde van
de relatieve atoommassa’s van de isotopen van dat element. Chemici werken
steeds met isotopenmengsels, en hebben dus weinig boodschap aan massa’s
van aparte nucliden. Het klassieke voorbeeld om dit te illustreren is het element
Chloor. Cl heeft voornamelijk twee isotopen, nl. 35 Cl en 37 Cl. Hun relatief
voorkomen in de natuur bedraagt 75% en 25%. Chemici werken met een
atoommassa die een ‘gewogen gemiddelde’ is van de atoommassa’s van
deze twee isotopen: A r = (34,97 x 0,75) + (36,96 x 0,25) = 35,45.
De atoommassa’s die je in chemische tabellen vindt, zijn alle dergelijke gewogen
gemiddelden. Indien ik 35,45 gram zuiver chloor zou afwegen (zoals
het in de natuur voorkomt, dus als isotopenmengsel), dan zou ik juist 1 mol
chlooratomen hebben! Vandaar dat wij werken met ‘chemische’ atoommassa’s.
Dit leidt ons naar het begrip mol.
De som van de relatieve atoommassa’s van alle elementen in een molecule
levert ons de relatieve moleculemassa M r (ook eenvoudigweg molecuulgewicht
genoemd). Dit is een onbenoemd getal. Gebruik van absolute moleculemassa’s
(bv. gram per molecule) heeft weinig zin. In de praktijk gebruikt
men de molaire massa M (gram per mol).

Het concept van mol en de molaire massa is zeer praktisch. Eén mol bevat
zoveel deeltjes als er atomen zijn in 12g koolstof-12, namelijk N A = het getal
van Avogadro = 6,02x10 23 .
12g 12 C bevat dus 1 mol 12 C. Om 1 mol van het element C te hebben (dat als
12 C, 13 Cen 14 C voorkomt in de natuur) dienen we 12,011g af te wegen:
12g 12 C 1 mol 12 C
12,011g C 1 mol C
1 mol is 6,023 x 10 23 deeltjes
1.3 De periodieke tabel van de elementen
Figuur I.6
De periodieke tabel van de elementen 17
De periodieke tabel wordt in de omgang ook wel ‘de tabel van Mendelejev’
genoemd, naar de geniale Russische wetenschapper die de grootste bijdrage
leverde tot deze legpuzzel (eind 19de eeuw).
Een eerste belangrijk gegeven op deze tabel is het verschil tussen metalen en
niet-metalen, groepen of families (kolommen) en perioden (rijen). Elementen
uit één groep vertonen analoge chemische eigenschappen. Bijvoorbeeld:
Alkalimetalen (1), Aardalkalimetalen (2), Halogenen (17), Edelgassen (18).
Minder gekende familienamen zijn Chalcogenen (16) en Pnicogenen (15).
Men spreekt ook van de zuurstof-, stikstof-, koolstof-, en boor-groep. De kolommen
worden genummerd van 1 tot 18. Dit is een nummering zoals afgesproken
door IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry).
Een oudere (maar nog veel gebruikte) nummering staat tussen haken op de
in dit boek bijgevoegde tabel vermeld.

18 Basiskennis van de chemie
1.4 Chemische reacties, stoichiometrie
Figuur I.7 (a) Venus van Willendorf.
Figuur I.7 (b) Bronzen werktuigen.
In het steentijdperk is de enige chemische reactie die de mens beoefent, het verbranden
van C-houdend materiaal. Links [figuur I.7 (a)] is de ‘venus van Willendorf’ afgebeeld,
een stenen beeldje (vruchtbaarheidssymbool, 30.000 v.Chr.) zoals er over de
ganse wereld werden gevonden. Het is wachten tot zo’n 3000 v.Chr. op de volgende
chemische reactie: het maken van koper uit malachiet. Rechts [figuur I.7 (b)]: bronzen
werktuigen uit het bronstijdperk.
1.4.1 Atoommassa’s, moleculemassa’s
In de tabel van de periodieke elementen vinden we relatieve atoommassa’s
A r van elementen. In de dagelijkse omgang gebruiken we gemakkelijkheidshalve
nog vaak de uitdrukking ‘atoommassa’. Dit is onbenoemd.
Via de atoommassa’s vinden we de relatieve moleculemassa M r (een onbenoemd
getal). M r is de som van de A r-waarden van alle atomen in de molecule.
In de dagelijkse omgang noemt men dit nog dikwijls het ‘molecuulgewicht’.
In vraagstukken gebruiken we de molaire massa M, in gram per
mol.
Het gebruik van bovenstaande begrippen kan verwarrend zijn, zo blijkt uit
een navraag bij studenten uit verschillende vooropleidingen, vandaar een
korte herhaling. Zo is de afkorting voor molaire massa een schuine M, en
deze voor molariteit een rechte M. In sommige boeken wordt een en ander
door elkaar gehaald.
Hierna volgen enkele typische oefeningen op bovenstaande begrippen, die
normaal wel gekend zijn door beginnende studenten:

40
(1) Hoeveel neutronen zijn er in de kern van argon -40 ( 18 Ar) en hoeveel
bedraagt Ar(Ar)? (2) Bereken de relatieve moleculemassa M r en de molaire massa M van
Al 2(SO 4) 3 (aluminiumsulfaat), Na 2CO 3, AlCl 3 en H 3PO 4.
(3) Bereken het aantal mol H 2SO 4, het aantal mol O, het aantal atomen O,
en het aantal moleculen H 2SO 4 dat aanwezig is in 0,75 gram zwavelzuur.
(4) Bereken voor de verschillende elementen in H 2SO 4 (waterstofsulfaat of
zwavelzuur) de massaprocentuele samenstelling.
Opmerking bij oefening (2): een stof als Al2(SO4) 3 is opgebouwd uit een
rooster van Al 3+ 2
-enSO 4 -ionen (zie verder in de cursus: ionroosters). We
kunnen dus niet spreken van een ‘molecule’ Al2(SO4) 3. Dit laatste is eerder
een ‘minimale formule’. Toch passen we het concept van de relatieve moleculemassa
Mr ook toe op dit soort stoffen. Eigenlijk zouden we voor zo’n
verbindingen kunnen spreken over een ‘formulemassa’. Maar we doen dit
niet.
Bij oefening 3 vind je het antwoord door gebruik te maken van dimensieanalyse:
als je uit een aantal g zwavelzuur een aantal mol wilt berekenen,
moet je het aantal g delen door een aantal g per mol (door de molaire massa
M dus). Dit levert een aantal mol op:
g
g
mol
mol
De molaire massa M is een handige omzettingsfactor van g naar mol. En
omgekeerd, als je een aantal mol vermenigvuldigt met de molaire massa, dan
bekom je het aantal g:
mol x g
g
mol
Chemische reacties, stoichiometrie 19
Het spelen met éénheden of dimensies zoal hierboven gebeurt, heet dimensieanalyse,
een techniek die we in de wetenschappen steeds toepassen op
meer ingewikkelde vraagstukken.
Noteer ook al dat g/mol eigenlijk geen correcte notatie is, maar wel: g mol –1 .
Toch zal je in boeken nog vaak de gemakkelijke notatie g/mol aantreffen.
Vervelend in de chemie is ook het gebruik van de hoofdletter M voor zowel
molaire massa M (schuin, ‘italics’) als voor molariteit M (recht)! Lastig,
maar doenbaar. IUPAC houdt het daarbij.

20 Basiskennis van de chemie
1.4.2 Reacties in een niet-waterig milieu
Laat ons eerst een paar reacties bekijken die niet, of niet volledig in waterige
milieus gebeuren, reacties tussen vaste stoffen en gassen bijvoorbeeld. Daarna
bestuderen we reacties in waterige oplossingen.
Heel wat chemische reacties kunnen gebalanceerd worden door eerst de correcte
chemische formules op te schrijven, en dan coëfficiënten te zoeken tot
er evenveel mol van elk element links en rechts voorkomt. Er bestaat een
systematische aanpak, nl. de ‘atoombalansmethode’, die we nooit nodig hebben.
De meeste chemische reacties zijn eenvoudig te balanceren. Behalve redoxreacties
in waterige milieus. Die worden later apart behandeld. Even proberen:
(5) Na (vast metaal) reageert met Cl 2-gas. Er wordt NaCl gevormd. Balanceer
de reactie.
(6) IJzer, Fe, kan men laten reageren met zuurstof, O 2, waarbij het oxide
Fe 2O 3 gevormd wordt. Schrijf een vergelijking voor deze reactie. Dit
vergt wat zoekwerk. Het is al een moeilijk voorbeeld.
(7) Stikstof en zuurstof combineren in een automotor bij hoge temperatuur,
om het vervelende NO (stikstofmonoxide) vrij te maken. Hoeveel
mol N 2, en hoeveel mol O 2 zijn nodig om 8,40 mol van deze luchtbezoedelende
stof te produceren?
(8) Hoeveel gram aluminium is er nodig om via verbranding met luchtzuurstof
24,4 gram Al 2O 3 te maken?
1.4.3 Balanceren van enkele redoxreacties in een niet-waterig milieu
Een aantal van de totnogtoe geziene reacties waren eigenlijk redoxreacties.
Een typisch voorbeeld is de volgende reactie:
2 AgCl + H 2 2Ag+2HCl
Dit is een redoxreactie, omdat sommige atomen van oxidatietoestand veranderen.
Om dit te herkennen moeten we eerst herhalen hoe we de oxidatietrap
(O.T.) of oxidatietoestand afleiden. Hiervoor gebruiken we de volgende regels:
1. Voor een molecule is de algebrasche som van de oxidatietrappen van
elk der atomen gelijk aan nul.
2. De oxidatietrap van atomen in een enkelvoudige stof is gelijk aan nul.
3. De oxidatietrap van H bedraagt meestal +1 (behalve in H 2 en in hydriden,
waar H de oxidatietrappen 0 en -1 aanneemt).

4. De oxidatietrap van O bedraagt meestal -2 (behalve in H 2O 2 waarin de
O.T. van O = -1 en in O 2 waarin de O.T. van O = 0).
5. In ionverbindingen hebben de elementen van de hoofdgroep Ia (alkalimetalen)
de O.T. = +1, van IIa (aardalkalimetalen) de O.T. = +2.
Ga nu na welke stof in bovenstaande reactie optreedt als oxidans, en welke
als reductans. Welke stof wordt geoxideerd, en welke gereduceerd? Deze
begrippen, en het werken met bovenstaande problemen zijn gezien in je
vroegere opleiding. Indien ze je niets zeggen, dien je eerst wat lessen basischemie
te volgen. Daarna kun je met behulp van de volgende oefeningen je
basischemie weer wat opfrissen:
2
(9) Hoeveel bedraagt de oxidatietrap van Cl in NaClO, van S in SO 4 , van
2
Cr in Cr2O 7 ?
(10) Ken oxidatietoestanden toe aan alle atomen van volgende verbindingen:
KMnO 4, NiO 2,K 4Fe(CN) 6, (NH 4) 2HPO 4,P 4O 6.
(11) Wanneer een mengsel van zilver, metaal en zwavel verhit worden, dan
wordt er zilversulfide gevormd: 16Ag(s) + S 8(s) 8Ag 2S(s). Hoeveel
gAg 2S wordt gevormd uit een mengsel van 2g zilver en 2g S 8? Welke
stof wordt geoxideerd, en welke stof wordt gereduceerd? Welke stof
treedt op als oxidans, en welke als reductans?
(12) Wanneer koper verhit wordt met een overmaat zwavel, vormen we koper(I)sulfide.
In een experiment werd 1,50g koper verhit met een overmaat
zwavel. Er werd 1,76g Cu 2S gevormd. Hoeveel kon er theoretisch
gevormd worden? Hoeveel bedraagt het rendement van de reactie, uitgedrukt
in procent?
(13) Waarom spreken we in bovenstaande vraagstukken van ‘zilversulfide’,
en van ‘koper(I)sulfide’? Bekijk de periodieke tabel om de mogelijke
oxidatietrappen van de elementen Ag en Cu in verbindingen te kennen!
1.4.4 Redoxreacties uit het brons- en ijzertijdperk
Chemische reacties, stoichiometrie 21
De eerste chemische reactie die de mens uitvoert is de verbranding van koolstofhoudend
materiaal (C + O 2 CO 2). Het maken van vuur dateert uit het steentijdperk, en
het werd zo’n 500.000 jaar geleden voor het eerst uitgevoerd. Het is dan lang wachten
op de volgende belangrijke chemische reactie die de mens uitvoert, nl. het maken
van koper uit koper(II)carbonaat.

22 Basiskennis van de chemie
1
H
3
Li
11
Na
19
K
37
Rb
55
Cs
87
Fr
Figuur I.8
4
Be
12
Mg
20
Ca
38
Sr
56
Ba
88
Ra
58
Ce
90
Th
21
Sc
39
Y
57
La
89
Ac
59
Pr
91
Pa
Het gebruik van metalen heeft historisch gezien een hele weg afgelegd. Als
we onze periodieke tabel overlopen, kunnen we de volgorde van de gebeurtenissen
in de tijd een beetje ordenen. Eerst zien we dat zo’n 80% van die tabel
uit metalen bestaat:
22
Ti
40
Zr
72
Hf
104
Unq
60
Nd
92
U
23
V
41
Nb
73
Ta
105
Unp
61
Pm
93
Np
24
Cr
42
Mo
74
W
106
Unh
62
Sm
94
Pu
25
Mn
43
Tc
75
Re
107
Uns
63
Eu
95
Am
26
Fe
44
Ru
76
Os
108
Uno
64
Gd
96
Cm
27
Co
45
Rh
77
Ir
109
Une
65
Tb
97
Bk
28
Ni
46
Pd
78
Pt
66
Dy
98
Cf
29
Cu
47
Ag
79
Au
67
Ho
99
Es
Deze metalen kunnen meestal in verschillende oxidatietoestanden voorkomen.
Hoe ‘edeler’ het metaal, hoe gemakkelijker we het in de natuur in oxidatietoestand
0 aantreffen, in wat men de ‘gedegen’ toestand noemt – zuiver
metaal dus. In de oxidoreductieschaal op de achterkant van de tabel vind je
‘E 0 ’-waarden voor de omzetting van metaalionen naar de zuivere metalen,
bijvoorbeeld:
Li + +e – Li –3,05V
Al 3+ +3e – Al
Sn 2+ +2e – Sn
Fe 3+ +3e – Fe
Cu 2+ +2e – Cu
Au 3+ +3e – Au +1,5V
30
Zn
48
Cd
80
Hg
68
Er
100
Fm
5
B
13
Al
31
Ga
49
In
81
Tl
69
Tm
101
Md
6
C
14
Si
32
Ge
50
Sn
82
Pb
70
Yb
102
No
7
N
15
P
33
As
51
Sb
83
Bi
71
Lu
103
Lr
8
O
16
S
34
Se
52
Te
84
Po
9
Fe
17
Cl
35
Br
53
I
85
At
2
He
10
Ne
18
Ar
36
Kr
54
Xe
86
Rn

We zullen verder in de cursus zien waar die vandaan komen. Ze geven een
meer kwantitatief beeld van de reactiviteit van metalen. Aan het ene uiteinde
van de tabel vind je de ‘edele’ (weinig reactieve) metalen, aan het andere
uiteinde de ‘onedele’ (erg reactieve) metalen. Reactieve metalen gaan gemakkelijk
verbindingen aan, zgn. ‘ertsen’. Weinig reactieve metalen zoals
goud en zilver kon je in de prehistorie gemakkelijk zuiver aantreffen in de
natuur. Voeg daarbij een laag smeltpunt (consulteer je tabel), waardoor ze
gemakkelijk te bewerken zijn, en je begrijpt waarom Egyptische Farao’s de
top van hun piramiden konden bedekken met een goud-zilvermengsel (‘elektron’)!
Figuur I.9 (a) Pyramide.
Figuur I.9 (b) Fragment van een gouden diadeem.
Chemische reacties, stoichiometrie 23
Goud, zilver, koper en brons zijn de metalen van de eerste culturen. Pt komt
ook zuiver voor, maar heeft zo’n hoog smeltpunt dat het pas in de 18de
eeuw zal kunnen verwerkt worden. Een metaal dat zowat tussen edel en onedel
zit (zie tabel), is bijvoorbeeld koper. Dit wordt dan ook zowel zuiver
aangetroffen als in ertsen. Het belangrijkste erts voor koper (er zijn er verschillende)
is malachiet: koper(II)carbonaat. Veel verder naar de onedele
kant toe in de redoxtabel vinden we tin (Sn). Dit wordt, gezien zijn vrij reactieve
karakter, aangetroffen als erts, nl. kassiteriet (tin(IV)oxide). Ook in die
buurt van reactiviteit vinden we ijzer, dat normaal ook als erts wordt aangetroffen
(zuiver ijzer komt wel voor in meteorieten, en is daaruit vroeger ook
dikwijls gebruikt). Lood wordt gewonnen uit ‘loodglans’, PbS. Nog meer
onedele metalen zoals Al vergen elektrolysereacties om ze te zuiveren (zie
elektrochemie). Dergelijke metalen werden pas in de 19de eeuw gezuiverd
en gebruikt. Echt reactieve metalen zoals Li en Ca worden ook via elektrolyse
bereid.
Het is dus niet verwonderlijk dat goud vóór onze tijdrekening het meest populaire
metaal was. Tweede in de rij was koper. Het volstond om malachiet

24 Basiskennis van de chemie
in gloeiende koolstof (bv. een vuur met houtskool) te werpen en de kans was
groot dat er zich glanzend metallisch koper vormde!
De reactie van malachiet met gloeiende koolstof is een van de eerste chemische reacties
die door een aantal prehistorische culturen (Klein-Azië, Egypte, Cyprus, Europa)
met succes kon worden uitgevoerd. Koperen, bronzen en ijzeren voorwerpen verschijnen
in verschillende delen van de wereld op verschillende tijdstippen. Het ‘ijzertijdperk’
begint dus overal ter wereld op een ander tijdstip.
Koper werd gelijktijdig met goud gebruikt voor het maken van siervoorwerpen. Het
eerste echt praktisch bruikbare metaal (voor wapens en werktuigen) was echter brons,
aangemaakt vanaf ongeveer 2000 v.Chr., weer door culturen van Klein-Azië, Egypte
en Europa. Brons (harder dan koper en goud, en met een lager smeltpunt) is een mengsel
(‘legering’) van koper en tin. Aangezien tin redelijk onedel is, vonden de prehistorische
culturen dit in een erts, kassiteriet (tin(IV)oxide). Om het hieruit te krijgen, was
weer een reductans nodig. Het enige reductans dat men toen in ruime mate bezat was
houtskool (C).
Figuur I.10 Bronzen armbanden.
Rond 1200 v.Chr. begint het ijzertijdperk in Klein-Azië. De technologie van het bekomen
en smeden van ijzer was historisch eerst gekend door een geschiedkundig bijna
vergeten volk, de Hethieten. Door hun technologische voorsprong (ijzersmeden)
waren zij geduchte tegenstanders voor de Egyptische Farao’s die enkel brons kenden.
IJzer biedt immers meer mogelijkheden dan brons voor de wapensmid. Rond 1200
v.Chr. viel het rijk van de Hethieten uiteen, en de technologische kennis van hun
smeden verspreidde zich. Van het ganse imperium blijven nog imposante resten te
zien in Bogazkale (nu een onbeduidend stadje in Anatolië): de technologische kennis
werd overgenomen (lees: geroofd) en benut door de Filistijnen, die op dat ogenblik
leefden in de streek van het huidige Israël (Gaza). Ze hielden hun formules voor ijzerproductie
en verwerking strikt geheim. De Israëlieten bijvoorbeeld (Saul) zagen
zich verplicht hun beloofde land tegen die Filistijnen te verdedigen met guerillatechnieken
(zonder ijzer, en zonder succes trouwens). Ook de Egyptische Farao’s (o.a.
Ramses II en III) hadden enkele historische alles-of-niets-conflicten met deze uit het
noorden afkomstige volkeren.
De Romeinen boekten vooral op architecturaal gebied een grote technologische voor-

sprong. De chemische reacties die hierbij kwamen kijken (het maken van cement),
werden iets later geïntroduceerd. Daarna duurt het eeuwen voor de chemie nog enige
opzienbare bijdrage levert aan de technologische vooruitgang in de geschiedenis. We
moeten hiervoor wachten tot de 14de–15de eeuw. Toen werd buskruit gecombineerd
met musket en kanon. Buskruit is een mengsel van een oxidans (kaliumnitraat) met
reductantia (C en S). Om een vuurwapen te maken, moest men ijzer kunnen smelten
en gieten (gietijzer). De daarvoor benodigde temperatuur werd technologisch pas
mogelijk in de 14de eeuw. Voeg daarbij nog een geschikt nieuw vervoermiddel (bv.
een karveel bij de Portugezen) en een hoge bevolkingstoename, en de West-Europeanen
konden aan hun territoriumuitbreiding (migratie, kolonisatie) beginnen.
Laten we proberen de reacties op te schrijven – de enige informatie die je
krijgt, zijn de volgende beschrijvingen:
(14) Zet de handelingen van de eerste prehistorische kopermakers om in
chemische vergelijkingen:
– Malachiet (koper(II)carbonaat) wordt verhit. Daarbij ontstaat koper(II)oxide
en koolstofdioxide.
– Koper(II)oxide reageert met houtskool (koolstof), onder vorming
van metallisch koper en koolstofdioxide. Welke elementen worden
geoxideerd, welke gereduceerd?
– Hoeveel kg malachiet is er nodig voor de productie van 500kg koper?
(15) Schrijf de reactie op die plaatsgrijpt bij verhitting van kassiteriet met
houtskool, waarbij tin en koolstofdioxide gevormd worden.
(16) Beschrijf met een chemische reactie een reductie van ijzer uit ijzererts
(Fe 2O 3) d.m.v. houtskool. In moderne hoogovens wordt de reductie van
ijzer uit Fe 2O 3 uitgevoerd door het reductans koolstofmonoxide (omzetting
tot koolstofdioxide). Schrijf een reactie op die dit proces beschrijft.
(17) Hg is een vloeibaar metaal dat rond het begin van onze jaartelling in
Spanje gezuiverd werd. Vertrekmateriaal is het erts HgS. Bij verhitting
met zuurstof ontstaat zwaveldioxide en kwik. Schrijf de reacties op.
1.4.5 Reacties in een waterig milieu
Chemische reacties, stoichiometrie 25
In deze inleiding gaan we meestal de molariteit (mol/L) gebruiken om concentraties
van chemische stoffen in oplossing uit te drukken. De verbanden
tussen gewicht product, aantal mol, molaire concentratie en volume worden

26 Basiskennis van de chemie
het best aangeleerd met enkele eenvoudige oefeningen van het volgende
type:
(18) Hoeveel bedraagt de molariteit van een oplossing H 3PO 4 die 5,0g
H 3PO 4 bevat in 250mL oplossing?
(19) Hoeveel g vast KMnO 4 moet men afwegen om 0,5L van een 0,2M oplossing
te bereiden?
Gebruik dimensieanalyse om dergelijke probleempjes op te lossen!
Figuur I.11 Het maken van een oplossing in een maatkolf
De molaliteit is de meest populaire concentratie-eenheid in de scheikunde.
Niet in alle onderdelen van de scheikunde wordt ze even graag gebruikt. Ze
heeft namelijk enkele nadelen. Zo zal de molariteit van een oplossing veranderen
met de temperatuur. De verandering is wel enorm klein.
Een tweede nadeel van de molariteit is dat er geen rechtstreeks verband is
tussen de molariteit van een opgeloste stof en de verhouding mol opgeloste
stof/mol water. Dit is wel het geval voor concentratie-eenheden zoals molaliteit
(mol product/kg oplosmiddel), en ppm (parts per million; gewicht product/gewicht
van de oplossing x 10 6 ). Deze laatste eenheden worden veel gebruikt
in respectievelijk fysicochemie, en in milieuchemie. Ze zijn ook T-onafhankelijk.
Een milieuchemicus zal niet zo graag met een temperatuurafhankelijke concentratie
werken. Voor concentraties van producten in gassen (zoals verontreinigende
producten in luchtmonsters) is de temperatuurafhankelijkheid
niet meer verwaarloosbaar. Klinische laboratoria gebruiken traditioneel nog
andere eenheden om concentraties van stoffen in bloed, urine enzovoort uit
te drukken, nl. mg/dL. Een speciaal stelsel dat door analytische chemici en
door de medische en farmaceutische sector nog veel gebruikt wordt, werkt
met de ‘normaliteit’ als concentratie-eenheid. De auteur van dit boek laat

zijn studenten hiermee enkel kennismaken in de praktijk, omdat het verband
met molariteit niet triviaal is. In plaats van met molariteit, molaire massa en
mol te werken, werkt dit stelsel met normaliteit, equivalent gewicht en equivalent.
Het is een heel handig stelsel. Indien je het toch nodig hebt in latere
cursussen, vraag je de docent die het gebruikt best wat tijd te besteden om
het verband tussen beide stelsels uit te leggen. Het aanleren van dit stelsel
vergt heel wat oefening, en het is aan de docent om uit te maken of dit nodig
is of niet. Wij zullen het in dit boek niet gebruiken.
Om stoichiometrische berekeningen uit te voeren moeten we eerst de stoichiometrie
van de reactie op punt stellen. Dit vereist enige oefening voor de
drie soorten reacties, nl. zuurbasereacties, neerslagreacties en redoxreacties
(er bestaan zeldzame andere soorten, niet alles past in één van deze drie
groepen).
1.4.5.1 Zuurbasereacties
Eenvoudige reactie van een zuur met een base. Enkele voorbeelden:
HCl + NaOH NaCl + H 2O
Ba(OH) 2 + 2 HNO 3 Ba(NO 3) 2 +2H 2O
2NH 3 +H 2SO 4 (NH 4) 2SO 4
Chemische reacties, stoichiometrie 27
De bovenstaande reacties gebeuren in waterige milieus. Ze kunnen ook
eventueel onder ionaire vorm geschreven worden. De eindproducten (zouten)
komen immers in water volledig als anionen en kationen vóór! Chemici
schrijven deze reacties dikwijls onder bovenstaande vorm, om de zaken eenvoudig
voor te stellen. Een praktische voorstelling primeert dikwijls op een
realistische, en men gebruikt wat het best uitkomt om het probleem klaar
voor te stellen! Het is best mogelijk dat docenten kiezen voor een andere
voorstelling dan de eenvoudige maar niet-realistische bovenstaande formulering.
Bij reactie van een zuur met een base krijgen we dus een zout plus water.
Het maakt daarbij niet uit of we met sterke zuren en basen (volledige dissociatie)
te maken hebben, of met zwakke zuren en basen (onvolledige dissociatie).
Als eerste model van wat een zuur en een base is, nemen we het model van
Arrhenius. Dit is een heel vereenvoudigd model, maar het is vaak nog zeer
praktisch om mee te werken. We zullen ook het Brönsted-Lowrymodel
gebruiken. Dit is een meer geavanceerd model dat zeer geschikt is voor wetenschappelijke
richtingen. Volgens Arrhenius is een zuur een product dat

28 Basiskennis van de chemie
protonen afgeeft in een oplossing, en een base een product dat hydroxilionen
afgeeft. In de reacties boven zie je dat zo’n model mogelijk is, behalve voor
bijvoorbeeld NH 3.
Hoe kun je nu uitmaken of een zuur (base) zwak of sterk is? We weten wat
een sterk zuur onderscheidt van een zwak zuur: complete tegenover gedeeltelijke
dissociatie. De graad van dissociatie van het zuur wordt kwantitatief
vastgelegd via de evenwichtsconstante, zie bijvoorbeeld voor azijnzuur:
CH 3COOH ↔ H + +CH 3COO –
K
z
[CH 3COO
][H ]
[CH COOH]
3
Hierin is de evenwichtsconstante K z de zuurdissociatieconstante.
Hoe groter K z, hoe verder het evenwicht opgeschoven is naar rechts, dus hoe
sterker het zuur. We hoeven dus slechts in tabellen met K z-waarden te gaan
kijken om een idee te hebben over de zuursterkte. In de praktijk vindt men
meestal geen K z-waarden, maar pK z-waarden, zoals op de achterkant van je
periodieke tabel. Hierin staat pK z voor: pK z = -logK z. Dit geeft ons gewoon
kleinere getallen die minder ver uiteen liggen dan de K z-waarden. Dat is
handiger!
Enkele vragen omtrent zuursterkte (gebruik de dissociatieconstantentabel
achteraan de periodieke tabel):
(20) Wat is het sterkste zuur, HClO 3, of HClO 2?
(21) Splits de volgende verzameling in een verzameling sterke, en een verzameling
zwakke zuren: HClO 4, HF, HCl, CH 3COOH, HNO 2.
In dit boek maken we steeds een eenvoudige scheiding tussen sterke en
zwakke zuren. Alle zuren die een negatieve pK z-waarde hebben, rangschikt
hij onder ‘sterk’, deze met positieve pK z als ‘zwak’. Uiteraard zijn er twijfelgevallen.
Opgepast met het sterke zuur H 2CrO 4 (chroomzuur)! In het onderzoekslabo van de
auteur had een fysico-chemisch onderzoeker warm, geconcentreerd chroomzuur nodig,
om glaswerk te reinigen. Het geconcentreerde zuur bevond zich in een afzuigkast
in een grote glazen erlenmeyer. Toen een laborante de glazen erlenmeyer optilde,
barstte die, en het chroomzuur kwam op haar labojas en schaarse kleren (het was
zomer) terecht. Die kleren werden zichtbaar aangetast. Zonder aarzelen gingen enkele
aanwezige collega-onderzoekers, waaronder de auteur, over tot een nietsontziende
scheur- en trekactie om alle kleren van de laborante te verwijderen. Naakt moest ze

Figuur I.12
Chemische reacties, stoichiometrie 29
onder de labodouche. De dame kwam er met de schrik van haar leven heelhuids en
ongeschonden van af. Op controle bij de arts bleek alleen de huid op haar hiel wat
aangetast. Ze had enkele seconden in een plasje chroomzuur gestaan. Steeds een
goede labojas en veiligheidsbril dragen in het lab dus!
Enkele stoichiometrische vraagstukken omtrent zuurbasereacties:
(22) Hoeveel ml 0,25M Natriumhydroxide zijn nodig om 500ml 0,1M zoutzuur
(waterstofchloride) te ‘neutraliseren’?
(23) Hoeveel g bariumhydroxide heb ik nodig om 100ml 0,120M salpeterzuur
te neutraliseren?
Reacties van zure oxiden met een base, of van basische oxiden met een
zuur. Voor een zuuroxide dat bij oplossen in water een oxozuur vormt, is de
reactie met een base te vergelijken met een zuurbasereactie. Bijvoorbeeld: S
vormt het zure oxide zwaveltrioxide (cf. de tabel die achteraan in dit boek is
bijgevoegd en waarvan S in figuur I.12 is weergegeven). Deze tabel geeft
aan welke elementen zure oxiden vormen: ze hebben in hun vakje van de tabel
rechtsboven een rood rechthoekje. Voor S: boven de rode rechthoekjes
staat ‘4’ en ‘6’. Dit betekent dat S in oxidatietoestand +4 een zuur oxide
vormt (SO 2), en ook in oxidatietoestand +6 (SO 3). Beide reageren respectievelijk
met water tot zwavelig zuur en zwavelzuur (zie de lijst met chemische
formules achteraan dit boek).
Inwerking van zwaveltrioxidegas op een oplossing van natriumhydroxide in
water kan als volgt geschreven worden:
SO 3(g) + 2 NaOH(opl.) Na 2SO 4(opl.) + H 2O
De reactie kan ook geschreven worden als een reactie van zwaveltrioxide
met water, met vorming van zwavelzuur, en verdere reactie van dit zwavelzuur
met natriumhydroxide: schrijf de reacties op.

30 Basiskennis van de chemie
Ook C, P en N vormen zure oxiden zoals CO 2, P 2O 5,N 2O 5. Deze oxiden geven
respectievelijk aanleiding tot koolzuur, fosforzuur en salpeterzuur. Wat
zijn de oxidatietoestanden van C, P en N in deze verbindingen en in de zuren
die eruit ontstaan? Welke namen geven we aan deze verbindingen – dus aan
de oxiden, en wat zijn de formules van de respectievelijke zuren?
(24) Hoeveel l SO 3-gas (bij STP) kunnen reageren met 500ml van een
0,115M natriumhydroxideoplossing?
Om dit vraagstuk op te lossen moeten we weten dat een gas bij standaard
temperatuur en druk (pressure), ‘STP’-voorwaarden dus, een volume van
22,4l inneemt. Het volume is evenredig aan het aantal mol gas. Eigenlijk
moet je voor dit vraagstuk ook het deel van het boek over gassen gezien
hebben. Bij STP-voorwaarden is T=0°C (273K), en P=1atm. ‘Gaschemici’
werken met 0°C als standaardtemperatuur. Thermochemici gebruiken 25°C
als standaardtemperatuur.
Een basisch oxide vormt bij oplossen in water een base:
Na 2O+H 2O 2NaOH
Controleer in de tabel van Mendelejev of Na 2O een basisch oxide is!
Schrijf de reactie op voor vorming van calciumoxide uit calciumcarbonaat
(via verhitting, ontsnappen van kooldioxide). Schrijf de reactie op van het
basisch oxide calciumoxide (‘ongebluste kalk’) met water tot vorming van
calciumhydroxide (‘gebluste kalk’). Calciumhydroxide is een sterke base,
die met CO 2 reageert tot calciumcarbonaat en water. Deze paragraaf is een
oefening in het omzetten van namen in formules, en in het opschrijven van
eenvoudige chemische reacties.
Calciumcarbonaat (kalksteen) komt in de natuur in grote hoeveelheden voor.
Het verhitten van kalksteen om calciumoxide te bekomen is ook een lang gekende
chemische omzetting. Menging van gebluste kalk met ongeveer een
drievoudige hoeveelheid zand (een silicaat: zie ook elders in dit boek) levert
luchtmortel. Die luchtmortel verhardt in de lucht, omdat het Ca(OH) 2 reageert
met CO 2 uit de lucht. Kalksteen en zand zijn de twee meest voorkomende
mineralen in het aardoppervlak.

Figuur I.13 Zand (SiO 2), hier in de Sahara, is samen met kalk een van de meest verspreide mineralen
ter wereld.
Ook deze chemische reacties geven historisch gezien bepaalde volkeren een technologische
voorsprong. Het gebruik van mortel levert nieuwe mogelijkheden in de architectuur.
De Romeinen hadden als eersten de technologie goed onder de knie,
waardoor ze voor hun architectuur niet meer gebonden waren aan de architraafgebaseerde
manier van bouwen. Dit levert hun de vrijheid om gebouwen vormen te geven
die voordien onmogelijk werden geacht.
Figuur I.14 (a+b) Het Pantheon.
Chemische reacties, stoichiometrie 31
Het Pantheon in Rome (Hadrianus, 118 A.D.) is een mijlpaal in de geschiedenis van
de architectuur. Het werd gerealiseerd dankzij de chemie van cementproductie. Rechterfoto:
zicht binnenin. De Egyptenaren en de Grieken stapelden hun gekapte stenen
minutieus op elkaar. Het transport alleen al was een enorm werk. De Romeinen gebruikten
afvalmaterialen die ze ter plekke vonden, en metselden alles aan elkaar via
dikke muren. Veel goedkoper en sneller. Hun architecturale opvattingen werden nog
eeuwen toegepast. Je vindt pantheonachtige constructies in en buiten Europa.

32 Basiskennis van de chemie
Figuur I.15
Andere voorbeelden die als zuurbasereacties kunnen bekeken worden,
zijn deze van zouten van zwakke zuren of van zwakke basen met respectievelijk
sterke zuren en sterke basen:
Na 2CO 3 + 2 HCl 2NaCl + H 2O+CO 2
Een zwak zuur wordt uit zijn zouten verdreven door een sterk zuur.
2NH 4Cl + Ba(OH) 2 BaCl 2 +2NH 3 +H 2O
Een zwakke base wordt uit haar zouten verdreven door een sterke base.
(25) Hoeveel gram natriumcarbonaat moet ik bij een overmaat zoutzuur
voegen om 2l kooldioxidegas te vormen (bij STP)?
Noteer dat een meer vluchtig zuur door een minder vluchtig zuur verdreven
wordt uit zijn zouten, zelfs als het eerste sterker is dan het tweede:
NaCl + H 2SO 4 NaHSO 4 + HCl
1.4.5.2 Redoxreacties in een waterig milieu
Nu we aan de hand van zuurbasereacties enkele stoichiometrische berekeningen
hebben uitgevoerd, kunnen we een ander soort reactie van naderbij
bekijken, nl. de redoxreacties in waterige milieus. Soms gebeuren die in heterogene
systemen, soms in homogene: zie de figuur I.16, waar links een heterogeen
systeem (vast + oplossing), en rechts een homogeen systeem (oplossing)
is afgebeeld:
In de volgende voorbeelden zul je van beide soorten reacties (heterogeen,
homogeen) voorbeelden herkennen. Redoxreacties in waterige milieus zijn
de enige soort chemische reacties waar we methodisch dienen te werk te
gaan om ze te balanceren. Voor redoxreacties die niet in waterige milieus
verlopen, is meestal een ‘trial-and-error’-methode voldoende (gewoon op
het zicht dus). Voor reacties in waterige milieus is de zgn. halfreactiemethode
zeer geschikt. Kort samengevat gaat dat als volgt:

Stap 1.
Schrijf aparte vergelijkingen voor de oxidatie, en voor de reductie van halfreacties.
Stap 2.
Doe het volgende voor iedere halfreactie:
a. balanceer alle elementen behalve O en H;
b. balanceer O met H 2O;
c. balanceer H met H + ;
d. balanceer de lading met elektronen.
Stap 3.
Vermenigvuldig iedere halfreactie met het kleinst mogelijke geheel getal,
zodat het aantal elektronen in beide halfreacties even groot is.
Stap 4.
Tel beide halfreacties op. Je hebt nu een volledige vergelijking, waarin geen
elektronen meer voorkomen. Voer een laatste controle uit om te kijken of
alles klopt.
Als de reactie protonen verbruikt (of OH – -ionen produceert – wat op hetzelfde
neerkomt), balanceer je best ‘in zuur milieu’. Dit betekent gewoon dat je
in de volledige vergelijking links en rechts nog H + -ionen toevoegt, tot alle
OH – -ionen zijn omgezet tot water. Dat heet dan balanceren in een zuur milieu.
Dit oogt gewoon beter.
Als de reactie OH – -ionen verbruikt (of H + -ionen produceert – wat hetzelfde
is) voeg je links en rechts OH – -ionen toe tot er geen H + -ionen meer in je vergelijking
staan. Dat heet dan balanceren in een basisch milieu.
Deze methode heeft het grote voordeel dat je geen oxidatietoestanden dient
toe te kennen, iets wat bij sommige verbindingen aardig wat problemen kan
geven! Er bestaat een tweede methode, nl. de oxidatietoestandmethode.
Sommige onder jullie hebben die mogelijk aangeleerd. Ze geeft niet altijd
goede resultaten – de bovenstaande methode wel.
(26) Balanceer volgende eenvoudige redoxreacties met de halfreactiemethode:
Cu+Ag + Cu 2+ +Ag
Cu + HNO3 Cu 2+ +NO
Mg + HCl Mg 2+ +H2
As2O3 + NO 3 H3AsO4 +NO
Chemische reacties, stoichiometrie 33

34 Basiskennis van de chemie
Balanceer in een zuur milieu:
I – + ClO – –
I 3 +Cl
Balanceer in een basisch milieu:
NO 2 +Al NH3 +AlO2 (27) Kaliumdichromaat (K2Cr2O7) is een oranje verbinding die kan gereduceerd
worden tot een blauwviolette oplossing van Cr 3+ -ionen. Kaliumdichromaat
kan met ethanol reageren volgens deze reactie:
H + 2
+Cr2O7 +C2H5OH Cr 3+ +CO2(g)+H2O. Balanceer deze reactie met de halfreactiemethode.
Noteer dat stoffen die heel gemakkelijk oxideren, linksboven staan op de tabel
van Mendelejev, met Li op kop. Alkali- en aardalkalimetalen geven
graag respectievelijk 1 en 2 elektronen af. Iets meer naar beneden in de tabel
vinden we onedele metalen zoals Mn en Zn. Meer edele metalen zoals Pt, en
Ag vinden we verder onderaan in deze tabel. Op die manier krijgen we de
‘spanningsreeks’ der metalen. Li en Na bijvoorbeeld zijn zo’n sterke reductantia,
dat ze gewoon explosief reageren als men ze in water gooit. Pt daarentegen
wordt zelfs na jaren onderdompelen in water niet geoxideerd. Omgekeerd
bijvoorbeeld, is Ag + een sterke oxidans, terwijl Li + helemaal geen
oxiderende neiging heeft.
(28) Een stuk kopermetaal van 1,50g wordt in 250mL van een 0,2M
AgNO 3-oplossing geplaatst. Zal al het koper oplossen? Beschouw de
reactie: Cu(v) + 2Ag + 2Ag(v) + Cu 2+
(29) Hoeveel g CO 2 wordt er geproduceerd via de reactie van 0,5g Na 2C 2O 4
met 50mL KMnO 4-oplossing, in de aanwezigheid van zuur (omzetting
van manganaat naar Mn 2+ )?

Figuur I.16
1.4.5.3 Neerslagreacties
Chemische reacties, stoichiometrie 35
Het laatste type van reacties dat we behandelen zijn de neerslagreacties.
Om te weten of bepaalde producten zullen neerslaan in reacties, zijn de volgende
vuistregels geldig:
– De meeste Na + -, K + +
-, en NH4 -zouten zijn oplosbaar;
– 2
– De meeste NO 3 -, Cl -, en SO 4 -zouten zijn oplosbaar;
– De meeste hydroxiden, sulfiden, carbonaten en fosfaten zijn slecht oplosbaar;
– Uitzonderingen: NaOH, KOH oplosbaar, Ca(OH) 2 gedeeltelijk oplosbaar;
AgCl, PbCl2,Hg2Cl2, BaSO4, PbSO4, CaSO4 onoplosbaar.
Je hoeft zoiets niet uit het hoofd te leren, deze informatie is op verschillende
manieren terug te vinden. De beste bron is een tabel met oplosbaarheidproducten
zoals je die vindt op de tabel bij dit boek. Je kunt er gerust van uitgaan
dat, als bij een verbinding die in deze tabel staat een oplosbaarheidproduct
te vinden is, dit product niet-oplosbaar is. Na + -, K + + –
-, NH4 -enNO3-
zouten zul je in deze tabellen niet aantreffen: ze zijn immers oplosbaar.
Hierna volgen een aantal oefeningen.
(30) Beschrijf het reactietype, bepaal de reactieproducten en de stoichiometrische
coëfficiënten, en schrijf de reactievergelijking op voor de volgende
waterige oplossingen. Dit is tevens een oefening in het omzetten
van chemische namen in formules:
1. waterstofchloride met lood(II)nitraat;
2. koper(II)chloride en waterstofsulfide;
3. koper(II)sulfaat en kaliumhydroxide;
4. natriumacetaat en salpeterzuur;
5. ammoniumsulfaat en natriumhydroxide;
6. calciumoxide en water.

36 Basiskennis van de chemie
(31) Hoeveel gram CaSO 4 slaat er neer als we 20ml 1M CaF 2 mengen met
1l 10 –2 MH 2SO 4?
1.4.6 Balanceren van chemische reacties en oefeningen
Je hebt meestal meteen zicht op het balanceren van chemische reacties. Een
systematische aanpak zoals de ‘atoombalansmethode’ gebruiken wij niet.
Voor redoxreacties in waterige milieus bestaat er een volledig uitgewerkte
methode, die we wel dienen te kunnen toepassen.
(32) Zoek de stoichiometrie van volgende reactie:
Al(OH) 3 +H 2SO 4 Al 2(SO 4) 3 +H 2O
(33) Hoeveel mol Ba en Cl zitten er in 107g Ba(ClO 3) 2H 2O? Hoeveel mol
kristalwater?
(34) Indien ijzer in de lucht verhit wordt, dan oxideert het tot Fe 2O 3. Hoeveel
gram ijzeroxide ontstaat er door verbranding van 1,5g ijzer?
(35) Bepaal het massaprocent ijzer in FeCO 3 en in Fe 2O 3. Geef namen aan
de verbindingen.
(36) Beschouw de reactie: Sn + O 2 SnO 2. Hoeveel mol tin(IV)oxide bekom
ik uit 1 mol tin? Hoeveel gram tin(IV)oxide bekom ik uit 1 mol
tin? Hoeveel gram tin(IV)oxide bekom ik uit 1 gram tin?
(37) Indien zilver en zwavel verhit worden, dan ontstaat Ag 2S. Als je met
10g zilver start, en met 1g zwavel, hoeveel g Ag 2S kun je dan maximaal
bekomen?
(38) 4,0g van een H 2SO 4-oplossing werden met water verdund, en een overmaat
BaCl 2 werd toegevoegd. Het gewassen en gedroogde BaSO 4
woog 4,0g. Zoek het gewichtspercentage zwavelzuur in de originele
oplossing.
(39) Bereken de molariteit van een oplossing die 16g CH 3OH bevat per
200mL oplossing.
(40) Hoeveel g (NH 4) 2SO 4 heb ik nodig om 400mL van een 0,25M oplossing
te bereiden?
(41) Hoeveel L van een 0,3M oplossing HCl heb je nodig voor complete reactie
met 500g CaCO 3 (productie van CO 2)?

De begrippen pK z, pH, oplosbaarheid, chemische evenwichten 37
(42) Hoeveel mL van een 2M Pb(NO 3) 2-oplossing bevatten 600mg Pb 2+ ?
(43) Hoeveel g KMnO 4 heb ik nodig om 500mL van een 0,25M oplossing
te bereiden?
(44) Hoeveel g NaOH kunnen we bekomen door 1kg Na 2CO 3 te behandelen
met een overmaat Ca(OH) 2?
(45) Hoeveel kg H 2SO 4 kan men bereiden uit 1kg cupriet, Cu 2S, indien ieder
S-atoom van Cu 2S omgezet wordt tot 1 molecule zwavelzuur?
(46) Hoeveel bedraagt de molariteit van een zwavelzuuroplossing indien er
0,02l van deze oplossing nodig is om volledig te reageren – ter vorming
van Na 2SO 4 – met 0,05l van een 0,1M oplossing van natriumhydroxide?
(47) Men maakt een zwavelzuuroplossing door 8g SO 3 op te lossen in water.
Hoeveel gram NaOH zou men nodig hebben om al het gevormde
zwavelzuur om te zetten in natriumsulfaat?
(48) Hoeveel l van een 0,02M KMnO 4-oplossing zijn er nodig om kwantitatief
te reageren met 1 liter van 0,5M FeSO 4 in een zuur milieu, ter vorming
van MnSO 4 en Fe 2(SO 4) 3?
Probeer op dit punt een van de Lewisstructuren van in de tekst vermelde moleculen
op te schrijven, zoals H 2O, NH 3, HF, NaCl, H 2S, PH 3, HCl, CO 2,O 2,
N 2, NO, H 2SO 4,H 3PO 4.
1.5 De begrippen pK z, pH, oplosbaarheid, chemische evenwichten
Zoals we al zagen, zijn er enorme verschillen in zuurdissociatieconstanten
van zuren in waterige oplossingen. Dit betekent dat bijvoorbeeld een 1M-oplossing
van een sterk zuur, meer H + zal opleveren dan eenzelfde concentratie
van een zwak zuur. De zuurtegraad van een 1M HCl-oplossing zal bijgevolg
groter zijn dan die van een 1M CH 3COOH-oplossing.
De zuurtegraad van een oplossing wordt kwantitatief uitgedrukt via de pH:
pH = -log[H + ]. Dit is dus weer een ‘-log’-conversie, om de meestal zeer kleine
negatieve getallen om te zetten tot meer praktisch bruikbare (meestal)
positieve getallen.

38 Basiskennis van de chemie
Aangezien een sterk zuur volledig dissocieert, kunnen we de [H + ] gelijkstellen
aan c z. Waarin c z de molaire concentratie van het sterke zuur voorstelt.
Daarbij verwaarlozen we de zeer kleine hoeveelheid H + die afkomstig is van
de dissociatie van water: H 2O = H + +OH – , met een dissociatieconstante
K w =10 –14 . Bijgevolg krijgen we de volgende uitdrukking die ons toelaat de
pH te berekenen die veroorzaakt wordt door een sterk zuur met concentratie
c z: pH = -logc z
(49) Bereken de pH van een 0,120M HCl-oplossing.
(50) Bereken de pH van een mengsel van 100ml 0,120M HCl + 20ml
0,120M NaOH.
Tot nu toe hebben we enkel evenwichten en evenwichtsconstanten bekeken,
afkomstig van de dissociatie van een zwak zuur in water. Een andere evenwichtsconstante
is het oplosbaarheidsproduct K op (sp van ‘Oplosbaarheidsproduct’).
Dit wordt gebruikt om de oplosbaarheid van vaste stoffen uit te
drukken. Vele zouten zijn slechts in geringe mate oplosbaar in water. Daardoor
kunnen we ze bijvoorbeeld afzonderen als neerslag. Zo geldt voor
AgCl in water: AgCl(v) ↔ Ag + +Cl – ; en: K sp(AgCl) = [Ag + ] [Cl – ] =
1,77x10 –10 . De vaste stof zelf komt dus niet voor in de evenwichtsconstante.
Voor bismutsulfide wordt dit:
Bi 2S 3 ↔ 2Bi 3+ +3S 2– , met K op = [Bi 3+ ] 2 .[S 2– ] 3 .
(51) Bereken het oplosbaarheidsproduct van de volgende verbindingen. De
oplosbaarheden worden gegeven in mol L –1 .
a. BaSO 4 3,2x10 –5 mol L –1
b. Ag 2C 2O 4 1,1x10 –4 mol L –1
c. La(IO 3) 3 6,9x10 –4 mol L –1
(52) Het oplosbaarheidsproduct van SrF 2 bedraagt 2,8x10 –9 bij 25°C. Bereken
de oplosbaarheid van SrF 2, in mol L –1 .
Je ziet dus dat sommige zouten door ons als ‘onoplosbaar’ geklasseerd, toch
in uiterst geringe mate oplossen. Deze zeer kleine concentraties aan ionen
kunnen toch erg belangrijk zijn: zie verder in de cursus.
Oplosbaarheidsproducten staan opgegeven achteraan in de tabel van Mendelejev.
Als je dus twijfelt of een product goed of weinig oplosbaar is, kun je
dit in deze tabel wel natrekken.

1.6 Vragen en oefeningen
Vragen en oefeningen 39
1) 4,00g van een H 2SO 4-oplossing werden met water verdund, en een
overmaat BaCl 2 werd toegevoegd. Het gewassen en gedroogde BaSO 4
woog 4,0g. Zoek het gewichtspercentage zwavelzuur in de originele
oplossing.
2) Wat gebeurt er als je een koper(II)chlorideoplossing in contact brengt
met waterstofsulfide?
3) Welk gewicht aan AgBr-neerslag wordt er geproduceerd indien we
100mL 0,150M AgNO 3, toevoegen aan 20mL 1M NaBr?
4) Hoeveel weegt de neerslag bij menging van 100mL 0,410M natriumchromaat
(Na 2CrO 4) met 100mL 0,320M lood(II)nitraat?
5) Hoeveel gram bariumsulfaat is neergeslagen bij menging van 100mL
van een 0,100M oplossing van bariumchloride met 100mL van een
0,100M oplossing van ijzer(III)sulfaat?
6) Hoeveel g product slaat er neer als men 75ml 0,105M Fe(NO 3) 3 mengt
met 125ml 0,150M NaOH?
7) Men maakt een zwavelzuuroplossing door 8g SO 3 op te lossen in water
(SO 3 reageert met water, er wordt zwavelzuur gevormd). Hoeveel g
NaOH zou men nodig hebben om al het gevormde zwavelzuur om te
zetten in natriumsulfaat?
8) Sacharine (C 7H 5NO 3S) wordt in tabletvorm verdeeld. Een tablet met
een gewicht van 0,0589g werd opgelost in water. Er werd een oxidans
toegevoegd om alle S om te zetten tot het sulfaation. Het sulfaat is
neergeslagen door een overmaat bariumchloride toe te voegen. Er werd
0,0503g bariumsulfaat gevormd. Hoeveel bedraagt het gewicht aan
sacharine per tablet?
9) Welk gewicht aan NaCl moet ik toevoegen aan 1,50L van een 0,100M
AgNO 3 oplossing zodat alle Ag + -ionen neerslaan als zilverchloride?
10) In metallurgie wordt lood(II)sulfide (PbS) eerst omgezet tot lood-
(II)oxide d.m.v. O 2 (vorming van zwaveldioxide). Het lood(II)oxide
wordt dan behandeld met koolstofmonoxide (g), waarbij lood en koolstofdioxide
gevormd worden. Schrijf de reacties op, duid aan welke
producten geoxideerd en gereduceerd worden, en wat de oxidantia en
de reductantia zijn.
11) Welk volume aan 0,100 M NaOH is er nodig om alle Ni-ionen te laten
neerslaan uit 150mL van een 0,250M Ni(II)nitraatoplossing? Wat ver-

40 Basiskennis van de chemie
wacht je grosso modo (geen berekening) als pH van de oplossing als
alle Ni-ionen juist zijn neergeslagen?
12) Hoeveel g loodchromaat (PbCrO 4) slaat er neer bij menging van
100mL 0,41M natriumchromaat met 100mL 0,32M lood(II)nitraat?
Zeg kwalitatief (geen berekeningen) iets over de pH van de bekomen
oplossing.
13) Welk gewicht aan CO 2 wordt er geproduceerd bij reactie van 0,500g
oxaalzuur met 50mL van een 0,0200M KMnO 4-oplossing in een zuur
milieu? De ongebalanceerde reactie is de volgende:
MnO 4 +H2C2O4 Mn 2+ +CO2 14) Schrijf een reactie op waarbij ijzer geproduceerd wordt uit hematiet (ijzer(III)oxide),
met behulp van houtskool (koolstof). Hoeveel g ijzer
kun je produceren uit 100g hematiet?
Hoeveel g CaSO 4 slaat er neer als we 20mL 1M CaF 2 mengen met 1l
10 –2 MH 2SO 4?16) Schrijf een reactie op waarbij metallisch tin gemaakt
wordt uit kassiteriet (tin(IV)oxide), met behulp van houtskool (koolstof).
Hoeveel g tin kun je produceren uit 100g kassiteriet?
17) Schrijf de reacties op waarbij metallisch koper gevormd wordt uit koper(II)carbonaat
(malachiet) via verhitten, en reductie met koolstof.
Hoeveel g koper kun je produceren uit 100g malachiet?
18) Een stuk kopermetaal van 1,50g wordt in 250ml van een 0,2M AgNO 3oplossing
geplaatst. Zal al het koper oplossen?
19) Waarom kan ik niet zomaar eender welke anorganische buffer (een
fosfaatbuffer bijvoorbeeld) gebruiken in een biologisch mengsel waarin
zich kationen zoals Mg 2+ ,Ca 2+ ,Mn 2+ ,Cu 2+ bevinden?
20) Hoe zou je zink bereiden uit een grondstof als zinksulfide?
21) Hoeveel mL van een 0,01M NaI-oplossing moet ik toevoegen aan
200mL van een 0,008M Pb(NO 3) 2-oplossing, zodat alle Pb 2+ -ionen
neerslaan?
22) Schrijf een reactie op waarbij ijzer(III)oxide gereduceerd wordt tot metallisch
ijzer, via een in oudere metallurgie veel gebruikt reductans.

Vragen en oefeningen 41
23) Schrijf een reactie op van een zuur oxide (naar eigen keuze) dat te maken
heeft met de problematiek van zure regen, met water. (Dus zuur
oxide + H 2O ...).
24) Beschrijf hoe de geleidbaarheid van het volgende systeem verandert in
functie van het toegevoegd aantal mL uit de buret: aan 10ml 0,1M
Ba(OH) 2 in een beker wordt 0,1M H 2SO 4 toegevoegd via een buret.
25) Een vaak gebruikt middel tegen maagzuur bevat magnesiumhydroxide.
Dit wordt in water gesuspendeerd (een papje) met een concentratie van
1,20g per 15ml. Hoeveel ml 0,1M HCl van de maag kunnen hiermee
geneutraliseerd worden?
26) Een chemicus mengt 0,375 mol Na 2CO 3, 0,125 mol Ca(NO 3) 2 en 0,200
mol AgNO 3 in 2 liter water. Bereken de molariteiten van de ionen die
in de oplossing blijven. Als iets neerslaat, neem je aan dat het volledig
neerslaat – ga dus geen rekening houden met eventuele oplosbaarheidsproducten.
27) Metallisch zink kan bekomen worden via reactie van zinkoxide met
koolstofmonoxide bij hoge temperatuur. Het koolstofmonoxide wordt
gemaakt via verbranding van koolstof. Hoeveel zink kan maximaal bekomen
worden uit 50g koolstof?
28) Een mengsel van 12,8g calciumfluoride en 13,2g zwavelzuur worden
verhit, en er wordt HF geproduceerd. Hoeveel g HF kan er maximaal
geproduceerd worden?

Dit boek is online te koop (klik hier)

Dit boek biedt een Dit een boek overzicht biedt van een de overzicht algemene van chemie de algemene voor studen-
chemie voor studenten
in de medische ten in en de de medische biomedische en de wetenschappen biomedische wetenschappen en in de
en in de
natuurwetenschappen natuurwetenschappen uit het hoger onderwijs uit onderwijs het hoger in Vlaanderen onderwijs en in en
Vlaanderen en
Nederland.
Nederland.
Dit boek is gegroeid Dit boek uit de is de gegroeid jarenlange uit ervaring de ervaring jarenlange van de ervaring auteur met van metde
auteur met
studenten hoger studenten onderwijs hoger uit verschillende onderwijs uit studierichtingen verschillende studierichtingen met
met
een sterk medisch, een biomedisch sterk biomedisch medisch, en natuurwetenschappelijk biomedisch natuurwetenschappelijk en natuurwetenschappelijk vakkenvakkenpakket.
Deze studenten pakket. Deze willen, studenten met het willen, oog op met de het beroepswereld
oog op de beroepswereld
waarin zij later waarin terechtkomen, zij later chemische terechtkomen, chemische kennis chemische vergaren kennis die voor
vergaren die voor
hen meteen toepasbaar hen meteen is. Zij toepasbaar Zij willen no-nonsense is. Zij willen chemie!
no-nonsense chemie!
De auteur geeft De een auteur klare geeft kijk op een de klare algemene kijk op chemische de algemene principes
chemische principes
aan de hand van aan vele de voorbeelden hand voorbeelden van vele uit voorbeelden de medische uit en de medische biomedi-
en de biomedische
wereld en schrapt sche schrapt wereld gegevens en schrapt die niet gegevens meteen die relevant niet meteen zijn voor
relevant zijn voor
de doelgroep. Toch de doelgroep. dringt hij ook Toch ook door dringt tot hij de ook roots door van tot de chemie de chemie roots en van en de chemie en
biedt hij een grondige biedt hij theoretische een grondige basiskennis. theoretische Hierdoor basiskennis. krijgt Hierdoor de
krijgt de
toekomstige arts toekomstige of natuurwetenschapper arts of natuurwetenschapper niet alleen een inzicht niet inzicht alleen in
een inzicht in
de algemene chemische de algemene principes, chemische maar principes, ook een chemische maar ook bagage een bagage
chemische bagage
die meteen inzetbaar die meteen zal zijn inzetbaar in de latere zal zijn beroepspraktijk. in de latere beroepspraktijk. Zo over-
Zo overstijgt
dit handboek stijgt in dit zijn handboek opzet en uitwerking in uitwerking zijn opzet de en omvangrijke uitwerking de hand-
omvangrijke handboeken
General boeken Chemistry General die vooral Chemistry beschrijvend die vooral zijn beschrijvend en waar stu-
zijn en waar studenten
vaak in verloren denten verloren vaak lopen.
in verloren lopen.
LUC NAGELS doceert LUC chemie NAGELS aan doceert de Universiteit chemie aan Antwerpen de Universiteit en leidt Antwerpen daar aan
en leidt daar aan
de Faculteit Wetenschappen de Faculteit Wetenschappen de onderzoeksgroep de onderzoeksgroep Chromatografische
Chromatografische
Organische Sporenanalyse. Organische Als Sporenanalyse. Als wetenschapper Als ontwikkelt wetenschapper ontwikkelt hij sensoren
ontwikkelt hij sensoren
(waarvan hij patenthouder (waarvan hij is) patenthouder met de farmaceutische is) met de industrie farmaceutische en met het industrie het
en met het
Antwerps Innovatiecentrum.
Antwerps Innovatiecentrum.