Om de Flash animaties en video’s binnen dit arrangement te kunnen afspelen met een iPad bevelen we Photon Flash Player voor iPad aan.
Flash Video & Games plus Private Web Browser van Appsverse Inc. ,versie 5.0, kost € 4,49.
Samenvatting
Zouten zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen, die regelmatig zijn gerangschikt in een ionrooster. Een ionbinding houdt de ionen bijeen, maar een zout splitst in ionen als het oplost. De ionen bewegen zich vrij door het oplosmiddel, waardoor een zoutoplossing een goede stroomgeleider is. Bij het mengen van twee verschillende zoutoplossingen kunnen positieve en negatieve ionen bij elkaar komen die samen een slecht oplosbaar zout vormen; er ontstaat een neerslag. Van deze kennis maken we gebruik bij de ontharding van water, en bij de synthese, zuivering en analyse van zouten.
Hieronder een animatie die laat zien hoe ionen uit een keukenzoutkristal oplossen in water. (voor deze animatie is Flash Player nodig).
Structuur van zouten
Een zout bestaat niet uit moleculen. In een zout zijn positief en negatief geladen ionen regelmatig geordend in een ionrooster. De formule van een zout is dan ook een verhoudingsformule en geen molecuulformule, m.a.w. voor keukenzout noteren we bij voorkeur als Na+Cl-(s) in plaats van NaCl(s).
Kubusvormige structuur van keukenzout, macroscopisch (links) en microscopisch (rechts)
Ionroosters en ionbinding
Ionrooster
Zouten bestaan - in vaste vorm - uit een ionrooster, een driedimensionale netwerk van positief en negatief geladen ionen. Als we het ionrooster van NaCl goed bekijken, dan zie we dat ieder Na+-ion omringd wordt door zes Cl--ionen en ieder Cl--ion door zes Na+-ionen. Het is dus niet zo dat er tussen één bepaald Na+-ion en één bepaald Cl--ion één gelokaliseerde ionbinding bestaat. Daarom zijn in een ionrooster geen moleculen aan te wijzen.
Ionrooster van NaCl(s).
Om de ruimtelijke bouw goed te laten zien, tekenen we de ionen meestal op een afstand van elkaar (linker figuur).
In werkelijkheid zitten de ionen dicht op elkaar (rechter figuur). Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Ionbinding
Doordat de ionen zodanig in ionroosters zijn gerangschikt dat de aantrekkingskrachten tussen positief en negatief geladen ionen maximaal en de afstoting tussen ionen met eenzelfde soort lading minimaal is, overheersen de aantrekkende coulombkrachten. Dit heeft tot gevolg dat elk ion gebonden is. De optredende ionbinding is sterk en verklaart dat zouten hoge smelt- en kookpunten hebben. Alle zouten zijn vast bij kamertemperatuur. Zie ook 'Ionbinding' en 'Zouten' in het thema 'Chemische binding'.
Uit de elektriciteitsleer is bekend dat + en -ladingen elkaar aantrekken en dat + en + ladingen, evenals - en - ladingen, elkaar afstoten. Deze elektrostatische krachten zijn sterk, zeker als de afstand tussen de ladingen klein is. Volgens de wet van Coulomb, F = f × Q1×Q2 / r2, is de kracht tussen ionen recht evenredig met de grootte van de ionladingen (Q1 en Q2) en omgekeerd evenredig met het kwadraat van de afstand r tussen de (middelpunten van de) ionen (f is een constante).
Verhoudingsformule
Vast natriumchloride, NaCl(s), noteren we ook wel als Na+Cl-(s). Zo geven we nadrukkelijk aan dat deze vaste stof uit ionen is opgebouwd. Een zout bestaat niet uit moleculen, maar uit een driedimensionaal netwerk van ionen. We spreken daarom niet van een molecuulformule, maar van een verhoudingsformule van een zout. Voor keukenzout is de verhoudingsformule NaCl, waaraan je kunt zien dat positieve en negatieve ionen in de aantalverhouding 1 : 1 voorkomen.
Structurele verschillen tussen ionroosters
Ionroosters van zouten kunnen onderling van elkaar verschillen qua structuur. Echter, ze hebben wel met elkaar gemeen dat een zekere regelmaat valt te ontdekken in het rooster.
Structuureenheden van de ionroosters van ZnS en CaF2 Bron: Petrucci, General Chemistry
Soorten zouten
Keukenzout (NaCl) bestaat uit twee atoomsoorten en kan splitsen in twee soorten ionen, Na+ en Cl-, die elk één atoomsoort vertegenwoordigen. We spreken dan van enkelvoudige ionen. Er bestaan ook talloze zouten die uit meer dan twee atoomsoorten bestaan, maar toch slechts twee soorten ionen bevatten. Bij deze zouten bestaan sommige ionen uit twee of meer atomen. We noemen deze ionen samengestelde ionen, bijvoorbeeld CO32- ionen in Na2CO3.
Met enkelvoudige ionen
Enkelvoudige ionen zijn ionen die één atoomsoort vertegenwoordigen. Zo bestaat keukenzout uit twee verschillende enkelvoudige ionen:
De rol van elektronegativiteit
Niet alle atoomsoorten kunnen zomaar elektronen opnemen of afstaan. Metaalatomen vormen vrij gemakkelijk positieve ionen en atomen van niet-metalen vormen in de regel negatieve ionen. De verklaring hiervoor volgt uit de elektronegativiteit. Niet-metalen zijn sterk elektronegatief. Voor metalen geldt dit niet. Ze binden elektronen juist zwak.
In BINAS tabel 40A staat voor een groot aantal atoomsoorten de lading van het ion dat eruit ontstaat. De grootte van ionladingen drukken we uit in elementaire ladingseenheden. Zie ook 'Ionen: atomen met een lading' in het thema 'Chemische binding'.
Omdat de massa van een elektron verwaarloosbaar is, is de massa van een ion (ionmassa) gelijk aan de massa van het atoom waaruit het is ontstaan.
Verhoudingsformules
Met de namen en valenties van enkelvoudige positieve en negatieve ionen kunnen we de verhoudingsformules van een groot aantal zouten afleiden.
Positieve ionsoorten
Metalen uit de eerste groep van het periodiek systeem hebben elektrovalentie 1+, ze vormen dus eenwaardig positieve ionen. Bijvoorbeeld, het natriumion (Na+) en het kaliumion (K+). Ook het zilverion heeft elektrovalentie 1+: Ag+.
De metalen uit de tweede groep hebben elektrovalentie 2+, hieruit ontstaan tweewaardig positieve ionen. Bijvoorbeeld : Mg2+, Ca2+, Sr2+.
In de dertiende groep staan metalen die elektrovalentie 3+ hebben en driewaardig positieve ionen vormen. Bijvoorbeeld het aluminiumion, Al3+.
De meeste andere metalen hebben elektrovalentie 2+. Bijvoorbeeld Co2+, Pb2+, Ni2+, Zn2+, Hg2++.
Van sommige metalen bestaan verschillende ionen. Er bestaan bijvoorbeeld twee soorten ijzerionen: Fe2+ en Fe3+. Om deze ionen in hun naamgeving te onderscheiden geven we de ionlading in de namen van de zouten aan met Romeinse cijfers. Bijvoorbeeld: FeSO4: ijzer(II)sulfaat, uitgesproken als ijzer-twee-sulfaat.
Negatieve ionsoorten
De niet-metalen uit groep 17 hebben elektrovalentie 1- en vormen eenwaardig negatieve ionen. Dit zijn de halogenide-ionen: F- (fluoride-ion), Cl- (chloride-ion), Br- (bromide-ion) en I- (jodide-ion).
De niet-metalen uit groep 16 hebben elektrovalentie 2-. Bijvoorbeeld: het oxide-ion O2- en het sulfide-ion S2-.
In groep 15 staan niet-metalen die elektrovalentie 3- hebben en driewaardig negatieve ionen vormen. Bijvoorbeeld het nitride-ion, N3- en het fosfide-ion P3-.
Een zout of ionogene stof bestaat per definitie uit positieve en negatieve ionen. Met de hierboven genoemde ionsoorten zijn heel wat combinaties, dus heel wat verschillende zouten, mogelijk. Bijvoorbeeld de combinatie van Ca2+- en Cl- ionen, calciumchloride geheten.
Het feit dat calciumchloride - zoals elke stof - elektrisch neutraal is bepaalt de aantalverhouding tussen deze ionsoorten. Dus moeten op elk Ca2+-ion twee Cl- -ionen aanwezig zijn. De (verhoudings)formule van calciumchloride is Ca2+(Cl-)2 of CaCl2.
Met samengestelde ionen
Omschrijving samengestelde ionen
Er bestaan talloze zouten die zijn opgebouwd uit drie of meer atoomsoorten. Ook deze vaste stoffen hebben een hoog smeltpunt en geleiden alleen elektrische stroom in gesmolten toestand of opgelost in water. Het zijn dus ionogene stoffen, die uit positieve en negatieve ionen bestaan. Ze bestaan uit meer dan twee atoomsoorten, maar toch maar uit twee soorten ionen. De verklaring is dat sommige ionen uit twee of meer atomen bestaan. We noemen deze ionen samengestelde ionen.
Voorbeelden en verduidelijking
Voorbeelden van zouten met een samengesteld ion zijn Na2CO3, NaOH, K2SO4, en Ca3(PO4)2. Voor NaOH, natriumhydroxide, is het positieve ion Na+; het negatieve ion is het hydroxide-ion, OH-. Het bestaat uit twee atomen, maar gedraagt zich als één deeltje. Het ionrooster van dit zout bestaat dus uit Na+ ionen en OH-ionen, in de aantalverhouding 1 : 1. Binnen het hydroxide-ion is er een atoombinding tussen O en H. Het hydroxide-ion bestaat dus niet uit de ionen O2- en H+.
Naamgeving
Officiële namen
De officiële naam van een zout volgt uit de namen van de ionen waaruit het zout bestaat. De naam van het positief ion staat voorop, gevolgd door de naam van het negatief ion. We geven een voorbeeld van de afleiding van de formule van een zout waarin samengestelde ionen voorkomen: calciumwaterstofcarbonaat. Dit zout bestaat uit Ca2+-en HCO3--ionen. De verhoudingsformule wordt dus Ca(HCO3)2. De index in deze formule komt niet terug in de naam. De naam van het zout Ca(HCO3)2 is dus niet calciumdiwaterstofcarbonaat, maar calciumwaterstofcarbonaat.
Triviale namen
Sommige zouten hebben naast de officiële naam ook nog een zogenaamde triviale naam. Triviale namen gebruiken we vaak,bijvoorbeeld keukenzout i.pv. natriumchloride. In BINAS tabel 66A staan de officiële en triviale namen van een groot aantal chemische stoffen.
Formules en namen belangrijke samengestelde ionen
In de volgende tabel staan de formules en de namen van een aantal belangrijke samengestelde ionen. Zie ook BINAS tabel 66B.
Over niet-metaal ionen als positief ion
Van de niet-metaal ionen in bovenstaande tabel is alleen het ammoniumion positief geladen: NH4+. In verschillende kunstmestzouten is dit het positieve ion. Het vormt zouten met negatieve ionen, op dezelfde manier als metaalionen dit doen. Bijvoorbeeld: ammoniumchloride, NH4Cl, is een zout vergelijkbaar met NaCl.
Overzicht samengestelde ionen
In onderstaande figuur vindt u een overzicht van een aantal samengestelde ionen en hun ruimtelijke structuren.
Video zoutformules deel 1
Sieger Kooij (scheikundeleraar bovenbouw havo/vwo) benoemt in onderstaande video verschillen in chemische binding tussen metalen, moleculaire verbindingen en zouten. Vervolgens legt hij uit hoe je zoutformules opstelt en wijst hij op het belang van kennis van de ionen van verschillende zouten. Daarna legt hij uit hoe je - op basis van deze kennis - een zoutformule kunt opstellen aan de hand van de naam van een zout.
Zouten (1)
Video zoutformules deel 2
In aansluiting op de video 'Zoutformules deel 1' gaat Sieger Kooij (scheikundeleraar bovenbouw havo/vwo) door met de uitleg van het opstellen van zoutformules. Ook gaat Sieger in op de plaats van ionen in een kristalrooster en vertelt iets over 1) de binding tussen ionen in relatie tot eigenschappen, 2) oplosbaarheid van zouten en 3) eigenschappen van opgeloste zouten.
Zouten (2)
Het oplossen van zouten
Als zouten oplossen splitsen zij in ionen. Hierbij speelt de polariteit en de diëlektrische constante van het oplosmiddel een grote rol. De ionen kunnen zich vrij bewegen tussen de oplosmiddelmoleculen en zodoende stroomdoorgang mogelijk maken. Een zoutoplossing is een goede stroomgeleider. Niet alle zouten zijn oplosbaar; er zijn oplosbaarheidsregels te formuleren. Ook is oplosbaarheid afhankelijk van de temperatuur.
De animatie laat zien hoe ionen uit een keukenzoutkristal (Na+Cl-) in water oplost.
Na 11 seconden kun je kiezen voor inzoemen voor het bekijken van een detailopname.(voor de beide animaties is Flash Player nodig)
Splitsing in ionen
Omschrijving en notatie van ionsplitsing
Als zouten oplossen, splitsen zij in ionen. Het oplossen van bijvoorbeeld keukenzout in water geven we weer met de vergelijking:
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)
Het oplossen van NaCl in water Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Het oplossen leidt tot verbreking van de sterke ionverbinding. Er ontstaan losse ionen, omringd door watermoleculen. Dit omringen noemen we hydratatie. De resulterende watermantel geven we weer door achter de formule van het ion '(aq)' te zetten. De oplossing van NaCl in water noteren we als: Na+(aq) + Cl-(aq). Deze notatie is beter dan NaCl(aq), omdat we daarmee aangegeven dat de opgeloste stof als ionen in de oplossing aanwezig is.
De oplosbaarheid van NaCl blijkt sterk af te hangen van het gekozen oplosmiddel. Alleen in water lost NaCl uitstekend op; in bijna alle andere oplosmiddelen lost NaCl niet of slecht op.
Elektrische geleiding van een zoutoplossing
De aanwezigheid van vrije ionen in zoutoplossingen volgt uit het goede elektrisch geleidingsvermogen ervan. De stroomgeleiding van een zoutoplossing was één van de verschijnselen die eind 19e eeuw de Zweedse chemicus Svante Arrhenius tot een theorie bracht, die nog steeds geldig is. Arrhenius stelde dat in een zoutoplossing elektrisch geladen deeltjes aanwezig zijn, die vrij kunnen bewegen tussen de watermoleculen en zodoende stroomdoorgang mogelijk maken. Daar komt de naam ion ook vandaan, naar het Grieks 'ioon' dat 'gaande' of 'bewegende' betekent; ionen zijn dus bewegende deeltjes.
Rol van het oplosmiddel (1)
De rol van watermoleculen / polariteit
Watermoleculen spelen een essentiële rol in de splitsing in ionen. Water is een sterk polair oplosmiddel. Een watermolecuul is een dipoolmolecuul; het heeft een positieve en een negatieve kant:
In een oplossing van keukenzout (NaCl) trekken de positieve Na+-ionen de negatieve kanten van watermoleculen aan. De negatieve Cl--ionen trekken de positieve kanten van watermoleculen aan. Deze aantrekkende krachten noemen we de ion-dipoolbinding. Ten gevolge van de ion-dipoolbinding omringen watermoleculen de ionen. Ze schermen de ionen als het ware af:
Een gehydrateerd Na+-ion en een gehydrateerd Cl--ion
Notatie: Na+(aq) en Cl-(aq)
Daarmee is ook duidelijk wat de rol van water is bij het oplossen van een zoutkristal:
Animaties van het oplossen van een zout in water
Audiovisuele presentatie (YouTube) van het oplossen van NaCl (macroniveau en microniveau). Engelstalig.
Video 'Zouten oplossen en indampen'
Sieger Kooij (scheikundeleraar bovenbouw havo/vwo) laat zien hoe zouten oplossen in water en legt ook uit hoe je dit proces kunt beschrijven met een oplosvergelijking. Ook laat hij zien hoe je het indampen van een zout beschrijft met een indampvergelijking. In deze video komt ook even de term 'hydratatie' aan de orde. Deze term beschrijven we onder de video, samen met de term 'solvatatie'.
zouten (3)
Solvatatie en hydratatie
Een belangrijke voorwaarde voor het oplossen van zouten is dus dat het oplosmiddel sterk polair is. Zo lossen sommige zouten ook op in ethanol of in vloeibare ammoniak. De moleculen van deze oplosmiddelen hebben een sterke dipool. We spreken in dit geval van solvatatie: het verschijnsel waarbij oplosmiddelmoleculen een ion omringen. Speciaal bij water noemen we dit proces hydratatie.
Solvatatie
Solvatatie berust op de ion-dipoolbinding. Stel bijvoorbeeld dat de afstand tussen de plus-lading van de dipool en de plus-lading van een positief ion tweemaal zo groot is als de afstand tussen de min-lading van de dipool en de plus-lading van het ion. Dan is, volgens de wet van Coulomb, de afstotende kracht vier maal zo klein als de aantrekkende kracht. Netto is er dus een aantrekkende kracht tussen het positieve ion en het dipoolmolecuul, ondanks het feit dat het dipoolmolecuul als geheel elektrisch ongeladen is.
Hydratatie
Hydratatie is een bijzonder geval van solvatatie. Water is een goed oplosmiddel voor ionogene stoffen door het grote dipoolmoment van de watermoleculen en de hoge diëlektrische constante. Deze laatste kan worden gezien als een 'verzwakkingsfactor' van de aantrekkingskracht tussen de gehydrateerde ionen in de oplossing.
De omvang van ionen bepaalt het aantal watermoleculen om een ion: meer dan zes passen er meestal niet omheen. De notatie Cu2+(aq) betekent in feite: Cu2+(aq) = [Cu(H2O)6]2+. In woorden: een complex ion dat is samengesteld uit een koper(II)ion en zes watermoleculen. Omdat het aantal watermoleculen van een gehydrateerd koper(II)ion meestal niet van belang is, kiezen we voor de korte schrijfwijze Cu2+(aq).
Rol van het oplosmiddel (2)
Diëlektrische constante
Behalve polariteit speelt nog een andere eigenschap van oplosmiddelen een rol bij het oplossen van een zout, namelijk de diëlektrische constante, ε. Deze constante kunnen we opvatten als een verzwakkingsfactor voor de elektrostatische kracht tussen twee tegengesteld geladen ionen. De Coulombkracht (F) wordt - behalve door de grootte van de ladingen (Q) en de afstand tussen de ladingen (r) - ook bepaald door de aard van het medium ofwel het diëlektricum waarin de geladen deeltjes zich bevinden. De Coulombkracht (F = f × Q1×Q2 / r2) is omgekeerd evenredig met ε (de constante f = 1/4pε).
Effect van water op de aantrekkingskracht tussen ionen
Metingen hebben uitgewezen dat de elektrostatische aantrekkingskracht tussen bijvoorbeeld een natrium- en een chloride-ion in water 80 maal kleiner is dan in lucht, bij dezelfde afstand tussen de ionen. Water vermindert in hoge mate de aantrekkingskracht van de ionen op elkaar; water heeft een hoge diëlektrische constante. Hierdoor zullen de ionen in water niet in staat zijn een ionrooster op te bouwen; het zout blijft in oplossing.
Door deze sterke verzwakking ondervinden ionen in water aanzienlijk minder onderlinge aantrekkingskrachten dan in andere oplosmiddelen. Dat is de reden waarom zouten meestal niet of slecht oplossen in andere vloeistoffen.
De meeste andere oplosmiddelen hebben een veel lagere epsilon hebben dan water. Benzeen heeft bijvoorbeeld een e van 2 en water een e van 80. Water heeft de hoogste dielektrische constante van alle gewone vloeistoffen.
Oplosbaarheidsregels
Oplosbaarheidstabel
Niet alle zouten zijn in water oplosbaar. Als de ionbinding, die verbroken moet worden, te sterk is ten opzichte van de ion-dipoolbindingen, die gevormd moeten worden, is het zout 'onoplosbaar' of beter gezegd slecht of zeer slecht oplosbaar; watermoleculen zullen er niet goed in slagen de ionen 'los te weken'.
In BINAS tabel 45A staat een schematisch overzicht van de oplosbaarheid van zouten in water. In deze oplosbaarheidstabel zijn enkele regelmatigheden te ontdekken:
Zouten met als positief ion natrium, kalium of ammonium, zijn goed oplosbaar.
Zouten met als negatief ion nitraat of acetaat zijn goed oplosbaar.
Oplosbaarheidsproduct
Het oplosbaarheidsproduct is een term die we in de scheikunde gebruiken om de mate van oplosbaarheid van een zout in een oplosmiddel, meestal water, tot uitdrukking te brengen. Het oplosbaarheidsproduct is een constante die specifiek is voor een zout (het is een evenwichtsconstante, die in Sk-11 uitvoerig aan de orde komt).
Voor een zout MX dat in water dissociëert als M+ en X-, is het oplosbaarheidsproduct Ks gegeven door:
Ks= [M+][X-], met de eenheid van Ks in dit geval: mol2/L2
Een lage Ks zou betekenen dat het zout slecht oplosbaar is, bijvoorbeeld voor Fe(OH)3 is de Ks = 2,6 x 10-39 mol4/L4. Een hogere Ks zou betekenen dat het zout minder slecht oplosbaar is, bijvoorbeeld CaSO4 (Ks = 7,1 x 10-5 mol2/L2). Bedenk dat je alleen zouten met een gelijk aantal ionen in de formule met elkaar mag vergelijken. Bij Heterogene Evenwichten (Sk-11) gaan we hier nader op in.
Afhankelijkheid temperatuur
De oplosbaarheid van zouten is afhankelijk van de temperatuur. In de figuur hieronder is dit grafisch uitgezet voor een aantal zouten met glucose als referentie (glucose is een goed oplosbare moleculaire stof vanwege het grote aantal waterstofbruggen dat kan worden gevormd).
De oplosbaarheid van enkele vaste stoffen als functie van de temperatuur Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Metaaloxiden: oplosbaarheid
Uit de oplosbaarheidstabel volgt dat de meeste metaaloxiden slecht oplossen in water. Bij Na2O, K2O, CaO en BaO staat een r, wat staat voor 'reageert met water'. Van deze vier metaaloxiden reageren de O2--ionen met H2O-moleculen tot OH--ionen:
O2- + H2O → 2OH-
Zo wordt de vergelijking van de reactie tussen natriumoxide en water:
Na+2O2-(s) + H2O(l) → 2 Na+OH- (s)
Voegen we meer water toe dan strikt nodig is voor bovenstaande reactie, dan ontstaat natronloog, een oplossing van natriumhydroxide in water:
Na2O(s) + H2O(l) → 2 Na+(aq) + 2 OH-(aq)
We kunnen dus natronloog maken door natriumhydroxide op te lossen in water, maar ook door natriumoxide op te lossen in water. In het laatste geval is er sprake van een chemische reactie. Kaliumoxide, calciumoxide en bariumoxide reageren op dezelfde manier met water tot respectievelijk kaliloog, kalkwater en barietwater, oplossingen van respectievelijk KOH, Ca(OH)2 en Ba(OH)2. Bij deze vier oxiden kan het oxide-ion met water reageren omdat de oxiden goed oplossen in water, waardoor het oxide-ion vrijkomt. Bij andere metaaloxiden krijgt het oxide-ion die kans niet, omdat het vast blijft zitten in het ionrooster (het oxide lost niet op).
Video over metaaloxiden
In de onderstaande video legt Sieger Kooij (leraar scheikunde bovenbouw havo/vwo) na 11.00 min. uit hoe metaaloxiden reageren. Hij benadrukt het verschil met het oplossen van een zout, ook qua notatie.
metaaloxiden: oplosbaarheid
Neerslagreacties
Het samenvoegen van twee zoutoplossingen kan leiden tot het ontstaan van een vaste stof, te zien aan het ontstaan van een troebeling, een neerslag. Deze reactie treedt op wanneer een positieve en een negatieve ionsoort, die samen een onoplosbaar zout vormen, bij elkaar zijn gevoegd. Kennis van neerslagreacties tussen twee zoutoplossingen heeft geleid tot verschillende praktische toepassingen, zoals synthese (het maken van zouten), zuivering (het verwijderen van ongewenste ionen uit een oplossing) en analyse (het aantonen van bepaalde ionen in een oplossing).
Voorbeeld van een neerslagreactie: bij menging van een oplossing van natriumchloride
en een oplossing van zilvernitraat ontstaat een wit neerslag van zilverchloride.
Neerslagreacties
Het ontstaan van een neerslag
Wanneer we twee oplossingen van verschillende zouten bij elkaar voegen, kan er een mengsel ontstaan van vier ionsoorten in water. Zo bevat een mengsel van een oplossing van natriumchloride en een oplossing van kaliumnitraat de volgende ionsoorten: Na+(aq), Cl-(aq), K+(aq) en NO3-(aq).
Het samenvoegen van twee zoutoplossingen kan echter ook leiden tot het ontstaan van een vaste stof, te zien aan het ontstaan van een troebeling, een neerslag. Deze reactie treedt op wanneer een positieve ionsoort en een negatieve ionsoort bij elkaar zijn gevoegd, die samen een onoplosbaar zout vormen.
Met behulp van de oplosbaarheidstabel (Binas tabel 45A) kunnen we aflezen welke zouten oplosbaar zijn of niet. Zo’n tabel is ook een hulpmiddel bij de synthese of analyse van zouten (Zie 'Toepassingen van neerslagreacties').
Voorbeeld
Het volgende voorbeeld maakt de zogenaamde neerslagreactie duidelijk.
Bij menging van een oplossing van natriumchloride en een oplossing van zilvernitraat, ontstaat een wit neerslag:
De reactie kunnen we op verschillende manieren in een vergelijking weergeven. Eerst noteren we alle vier ionsoorten, dus van de eerste en van de tweede zoutoplossing:
Na+(aq) + Cl-(aq) + Ag+(aq) + NO3-(aq)
Met behulp van de oplosbaarheidstabel is af te leiden dat de Ag+-ionen en Cl--ionen niet naast elkaar in één oplossing kunnen voorkomen: AgCl is een slecht oplosbaar zout. De ionenvergelijkijking voor de neerslagreactie luidt als volgt:
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl (s)
De ionen Na+(aq) en NO3-(aq) uit bovenstaand voorbeeld komen in deze reactievergelijking niet voor, omdat ze niet deelnemen aan de reactie. Deze ionen blijven in oplossing, want NaNO3 is een oplosbaar zout.
Ander voorbeeld: neerslag lood(II)jodide
Video om de ontwikkeling van een neerslag van lood(II)jodide [PbI2(s)] zichtbaar te maken na toevoegen van een oplossing van loodnitraat [Pb2+(aq) + NO3-(aq)] aan een oplossing van kaliumjodide [K+(aq) + I-(aq)]:
Proefje: vorming van lood(II)jodide.
Zouten oplossen en indampen (video)
Sieger Kooij (scheikundeleraar bovenbouw havo/vwo) legt uit hoe zouten oplossen in water, en laat ook zien hoe je dit proces beschrijft in een reactievergelijking. Zo'n beschrijving geeft hij ook voor het indampen van een zout. In de video komt ook de term hydratatie voor. Onder de video geven we een nadere beschrijving van deze term.
zouten (4)
Het begrip 'overmaat' bij neerslagreacties
Wanneer de twee zoutoplossingen in de ‘juiste’ verhouding bijeen zijn gevoegd, dan is de resterende oplossing een oplossing van natriumnitraat. Dit is het geval als het aantal zilverionen en het aantal chloride-ionen bij het samenvoegen van de oplossingen aan elkaar gelijk is. Na afloop van de reactie zijn er noch zilverionen, noch chloride-ionen in de vloeistof aanwezig. In de praktijk zal echter één van beide ionen in overmaat aanwezig zijn. Als we bijvoorbeeld een overmaat natriumchloride toevoegen zal het water na afloop van de neerslagreactie ook Cl--ionen bevatten naast Na+- en NO3--ionen.
Toepassingen
Kennis over neerslagreacties tussen twee zoutoplossingen heeft geleid tot verschillende praktische toepassingen, zoals:
Synthese: het maken van zouten.
Zuivering: het verwijderen van (ongewenste) ionen uit een oplossing.
Analyse: het aantonen van (bepaalde) ionen in een oplossing.
Synthese
Zilverchloride is een lichtgevoelige, witte, vaste stof, die moeilijk te bewaren is, omdat de stof gemakkelijk ontleedt. Als we bijvoorbeeld zilverchloride nodig hebben voor het maken van fotografische films, kan dat door oplossingen van zilvernitraat en natriumchloride bij elkaar te voegen. Na filtratie van de suspensie hebben we zuiver zilverchloride in handen.
Het verwijderen van (ongewenste) ionen uit een oplossing speelt in de praktijk een grote rol, bijvoorbeeld bij de zuivering van afvalwater en bij de bereiding van leidingwater. Zo verwijderde men met rioolzuiveringsinstallaties in de 60- en 70-er jaren nog veel fosfaten uit afvalwater. Deze fosfaten - zouten met PO43- als negatief ion - waren voornamelijk afkomstig uit waspoeders. Door afspraken tussen producenten van waspoeders zitten geen fosfaten meer in het afvalwater, maar daarvóór verwijderde men het fosfaat door een reactie met ijzerzouten, meestal ijzer(III)chloride. Bij toevoegen van een oplossing van dit zout zal ijzer(III)fosfaat neerslaan en is in deze vorm het fosfaat door bezinken of filtratie te verwijderen.
Fosfaten zijn stoffen die op zich volop in de natuur voorkomen, bijvoorbeeld in onze feces. Ze zijn voor planten zelfs nuttig als meststof. Wanneer echter de concentratie van 'fosfaat' in water groot is, neemt de groei van algen en andere waterplanten zo toe, dat 'dood' water ontstaat: zwart, zuurstofarm water, waarin rotting gaat optreden. Om deze zogeheten eutrofiëring te voorkomen moeten we fosfaten uit afvalwater geheel of gedeeltelijk verwijderen.
Analyse
Stel je hebt twee buisjes met een wit poeder. Het ene poeder is NaCl, het andere Na2CO3. De buisjes hebben geen etiket. Hoe kan je nagaan welk zout in welk buisje zit?
Het zijn beide natriumzouten, dus beide zullen oplossen in water. Het verschil zit alleen in de negatieve ionsoort. Door toevoeging van een bepaald metaalion moeten we bewerkstelligen dat er met de ene ionsoort wél een neerslag ontstaat en met de andere niet. Voeg bijvoorbeeld aan beide oplossingen iets kalkwater toe. In het buisje met natriumcarbonaatoplossing zal een witte troebeling optreden, in het buisje met natriumchloride-oplossing niet.
Sieger Kooij (leraar scheikunde bovenbouw havo/vwo) legt aan de hand van de oplosbaarheidstabel hoe een neerslag ontstaat en geeft een demonstratie van een neerslagreactie (Neerslagreacties deel 1).
Hij vertelt ook a) hoe je zelf kunt bepalen/beredeneren welke oplossingen je nodig hebt om een neerslag van een bepaald zout te kunnen maken en b) wat we verstaan onder het begrip 'overmaat' bij een neerslagreactie (Neerslagreacties deel 2).
Neerslagreacties deel 1
Neerslagreacties deel 2
Hard water
Hard water bevat relatief veel calcium- en/of magnesiumionen, en vaak ook ijzer(III)ionen. Zacht water bevat weinig of geen van deze ionen. Calciumionen zijn vrijwel geheel verantwoordelijk voor de hardheid van water in Nederland en de schadelijke gevolgen daarvan. We onderscheiden tijdelijke en blijvende hardheid. Tijdelijke hardheid verdwijnt bij het koken van water, blijvende hardheid niet.
Sieger Kooij (leraar scheikunde bovenbouw havo/vwo) legt in onderstaande video vanaf ca. 3:05 minuten uit wat hard water is:
Wat is hard water?
Het begrip hardheid
Hardheid
Als regenwater, dat altijd verzadigd is met koolstofdioxide uit de lucht, in contact komt met kalksteen (aan het oppervlak of in bodems), geeft dit de volgende reactie:
Met magnesiumcarbonaat (eveneens aanwezig in bepaalde bodems) verloopt de reactie analoog.
Er ontstaan dus ionen van oplosbare zouten - calciumwaterstofcarbonaat en eventueel magnesiumwaterstofcarbonaat - die terecht komen in achtereenvolgens grondwater, rivierwater en drinkwater. Ze veroorzaken hardheid van water.
Tijdelijke hardheid
Bij verdamping van het water of bij verwarming van de oplossing boven de 80 °C verloopt de reactie in de omgekeerde richting. Gevormd koolstofdioxide ontwijkt en er ontstaat een vast neerslag van calcium- en of magnesiumcarbonaat:
In ketels en warmwatertoestellen noemen we deze aanslag ketelsteen of kalkaanslag.
Bij verhitten neemt de hardheid van het water af. We zeggen: de tijdelijke hardheid verdwijnt.
Blijvende hardheid
Opgeloste calcium- en/of magnesiumzouten anders dan calciumwaterstofcarbonaat en magnesiumwaterstofcarbonaat, zoals calciumchloride en calciumsulfaat, veroorzaken blijvende hardheid. Blijvende hardheid verdwijnt niet bij het koken van het water.
Hardheidsgraad
Voor het toekennen van een getalwaarde aan de hardheid van water gebruiken we in Nederland de Duitse hardheidsgraad °D. Eén °D komt overeen met 7,1 mg Ca2+ per liter. De waterhardheid kunnen we in drie trajecten verdelen:
0 - 10 °D zacht water;
10 - 16 °D middelhard water;
16 °D en hoger hard water.
Gevolgen
Verminderde zeepwerking
Als leidingwater te 'hard' is kan het hinderlijk veel calciumionen bevatten. Gebruiken we bijvoorbeeld natriumstearaat C17H35COO-Na+(s), als zeep, dan zal calciumstearaat neerslaan:
Ca2+(aq) + 2 C17H35COO-(aq) → Ca(C17H35COOH)2(s)
Het neerslag noemen we ook wel kalkzeep, een onoplosbaar zout door reactie van calcium- en magnesiumionen met de negatieve ionen van detergentia. Het zet zich als een grauw vlokkig aanslag af op wasgoed of de wand van het vat. De waswerking van de zeep vermindert door deze reactie, omdat er minder zeep-ionen beschikbaar zijn voor de vorming van micellen (zie het hoofdstuk 'Koolstofchemie', par. 15.02, 'Zeep').
Verschillende waterleidingbedrijven verlagen de hardheid van het water, dat wil zeggen ontdoen het water van opgeloste calcium- en magnesiumzouten. Dat kan met behulp van een neerslagreactie. Zie 'Ontharden van water'.
Oververhitting warmwatertoestellen
In ketels en warmwatertoestellen noemen we calciumcarbonaat, dat neergeslagen is door verhitting van water, ketelsteen of kalkaanslag. Gewoonlijk is ketelsteen iets bruin gekleurd, door aanwezigheid van een weinig ijzer(III)carbonaat. Ketelsteen ontstaat door verhitting van hard water, doordat de calciumionen reageren met waterstofcarbonaationen:
Ketelsteen op een verwarmingselement is ongewenst, omdat het de warmteoverdracht belemmert. In een wasmachine bijvoorbeeld kan het verwarmingselement daardoor oververhit raken en doorbranden. Ook in de industrie, waar veel met stoom gewerkt wordt, moet men terdege rekening houden met dit verschijnsel.
Ketelsteen, kalk, op een verwarmingselement van een warmwatertoestel
Waterontharding
Bij de bespreking van onderstaande vier methoden voor waterontharding geven we alleen de vergelijkingen met calciumionen. Magnesiumionen reageren op dezelfde manier.
1. Verhitten
Bij verhittenverdwijnt alleen de tijdelijke hardheid. Deze methode heeft alleen zin als de blijvende hardheid te verwaarlozen is. Door te verwarmen slaan de Ca2+-ionen neer als calciumcarbonaat, CaCO3. Het gevormde koolstofdioxide ontwijkt, zodat de reactie terug niet meer kan plaats vinden:
Deze manier van waterontharding is echter uitsluitend geschikt voor huishoudelijk gebruik. Gaat het om grote hoeveelheden water, dan zou ontharding door te verhitten veel te kostbaar worden.
NB: Bovenstaande manier van waterontharding verloopt dus door de vorming van ketelsteen. Ideaal is dat niet: het water wordt wel zachter, maar de ketelsteen blijft achter in het vat en/of op het verwarmingselement.
2. Vorming van een neerslag
Door toevoegen van een stof kunnen we van de ongewenste ionen in water een onoplosbaar zout vormen en de ionen aldus uit het water verwijderen. Vaak gebruiken we hiervoor natriumcarbonaat. De aanwezige calciumionen slaan neer als het onoplosbare calciumcarbonaat. De natriumionen en de negatieve ionen van het calciumzout blijven achter in water. Deze achterblijvende ionen hebben geen invloed op de hardheid van het water. Bijvoorbeeld, aangenomen dat de calciumionen aanwezig zijn in de vorm van calciumchloride:
We kunnen ook stoffen toevoegen waarmee we de calciumionen in oplossing houden, zodanig dat zij niet meer met het detergent kunnen reageren. Deze methode berust op de vorming van complexe ionen. De calciumionen zitten in deze complexe ionen zo stevig gebonden, dat zij niet meer met andere ionen kunnen reageren.
Een voorbeeld is het complex met EDTA (EthyleenDiamineTetraAcetaat).
In de figuur stelt M een metaalion voor, in ons geval een calciumion.
Calcium-trifosfaatcomplex
In wasmiddelen werden tot voor kort fosfaten, bijvoorbeeld natriumtrifosfaat Na5P3O10(s), gebruikt om dit effect te bereiken. De trifosfaationen vormen met calciumionen oplosbare samengestelde ionen die in water opgelost blijven en geen neerslag vormen:
Ca2+(aq) + P3O105-(aq) → [CaP3O10]3-(aq)
Ca2+(aq) + 2 P3O105-aq) → [Ca(P3O10]28-(aq)
De natriumionen van het natriumtrifosfaat en de negatieve ionen die bij de calciumionen hoorden, blijven eveneens in de oplossing, maar storen niet bij de waswerking van het wasmiddel.
Gelet op de milieubezwaren die kleven aan het gebruik van fosfaten, is inmiddels overgestapt op andere stoffen. Deze werken echter op dezelfde wijze als trifosfaat.
4. Het gebruik van een ionenwisselaar
We kunnen ook water ontharden met een ionenwisselaar. Een ionenwisselaar is een onoplosbaar materiaal dat ionen bevat die uitgewisseld kunnen worden met ionen uit het omringende medium. Om water te ontharden is een positieve ionenwisselaar nodig. Deze bestaat uit fijne korrels van een kunsthars, waaraan Na+-ionen zwak zijn gebonden. Wanneer hard water door de ionenwisselaar stroomt, worden de Na+-ionen verdrongen door Ca2+-ionen. Voor elk Ca2+-ion dat zo uit het water verdwijnt, komen twee Na+-ionen in de plaats. Op den duur raakt de ionenwisselaar uitgeput: alle Na+-ionen zijn dan vervangen door Ca2+-ionen. De ionenwisselaar moeten we 'regenereren'. Daartoe spoelen we de ionenwisselaar met een zeer geconcentreerde NaCl-oplossing, waardoor we de Ca2+-ionen weer van de kunsthars verdrijven.
Harsbolletjes van een ionenwisselaar Bron: Wikipedia
Vorming van een kristalrooster van een zout gaat soms niet alleen gepaard met vereniging van positieve en negatieve ionen, maar ook met inbouw van H2O-moleculen. Het ionrooster is dan geen zuiver ionrooster meer; het bestaat ook uit watermoleculen. Het water, dat in het kristalrooster is ingebouwd, noemen we kristalwater. Dergelijke zouten noemen we zouthydraten of kortweg hydraten. Sieger Kooij (leraar scheikunde bovenbouw havo/vwo) legt uit hoe kristalwater ontstaat:
Opname van water door kopersulfaat. De kleur van het poeder verandert van het witte, watervrije zout CuSO4 naar het blauwe zouthydraat CuSO4.5H2O. Dit filmpje is ontstaan door gedurende ca. 4 uur om de 3 minuten een foto te nemen.
Vorming zouthydraten
Zouthydraten ontstaan uit neerslagreacties of door indampen
Een vast zout kunnen we uit een oplossing laten ontstaan door een neerslagreactie met een ander zout of door indampen van de zoutoplossing. In beide gevallen verenigen positieve en negatieve ionen zich tot een kristalrooster (ionrooster). In het eerste geval gaat dat spontaan en razendsnel, in het tweede geval moeten we eerst het water verwijderen door verdampen.
Voor een aantal zouten treedt in beide gevallen een interessante complicatie op. Naast positieve en negatieve ionen worden ook H2O-moleculen op een regelmatige wijze ingebouwd. Het ionrooster is dan geen zuiver ionrooster meer, maar bestaat ook uit watermoleculen. Dergelijke zouten noemen we zouthydraten of kortweg hydraten. Het opnemen van water door een zoutkristal is een vorm van hydratatie. Het water, dat is ingebouwd in het kristalrooster, noemen we kristalwater.
Voorbeeld
Wanneer we een oplossing van natriumcarbonaat indampen, ontstaat vast natriumcarbonaat, beter bekend als soda (een schoonmaakmiddel in het huishouden). Onderzoek van deze soda leert dat het niet alleen uit Na+- en CO32--ionen bestaat (in de aantalverhouding 2 : 1), maar dat in het kristalrooster per formule-eenheid natriumcarbonaat tien moleculen H2O zijn ingebouwd. De formule noteren we daarom als volgt:
Na2CO3.10H2O(s)
We zeggen dat soda tien moleculen kristalwater bevat. Daarom noemen we deze soda een hydraat. De naam kristalsoda is ontstaan omdat het hydraat gemakkelijk kristallen vormt. Watervrije soda kan ook kristalliseren, maar die kristallen ontstaan niet vanuit een oplossing.
Hygroscopische zouten
Verlies en opname van kristalwater
Uiterlijk is niet te zien of een zoutkristal wél of geen kristalwater bevat. We komen hier achter door te verwarmen. Kristalwater kan hierdoor ontwijken, waarna kristallen tot poeder uiteenvallen. In het kristalrooster van kristalsoda bijvoorbeeld zijn tien moleculen H2O ingebouwd per 2 ionen Na+ en 1 ion CO32-. Deze moleculen gaan er bij het verwarmen uit:
Na2CO3.10H2O(s) → Na2CO3(s) + 10 H2O(g)
Sommige hydraten kunnen in droge lucht al kristalwater verliezen; de kristallen worden dof en verpoederen. Dit verschijnsel noemen we verweren van de kristallen. Het omgekeerde verschijnsel, het opnemen van kristalwater uit de lucht komt ook voor: sommige watervrije zouten zijn hygroscopisch (sterk water aantrekkend). Er wordt een hydraat gevormd.
Gips
Het hard worden van gips, een wit poeder, berust ook op hydraatvorming. Gips is het zout calciumsulfaat en bestaat dus uit Ca2+- en SO42--ionen, verenigd in een kristalrooster. Om gips te gebruiken moeten we het met een afgepaste hoeveelheid water mengen tot een dikke pap. Tamelijk snel verandert deze pasta dan in een harde stof.
De verklaring is dat het water opgenomen is in het kristalrooster van calciumsulfaat. Per Ca2+- en SO42--ion binden 2 moleculen H2O. Gips is gehydrateerd calciumsulfaat: CaSO4.2H2O (officiële naam: calciumsulfaatdihydraat). De opname van (kristal)water door watervrij gips is een exotherme chemische reactie: het wordt warm.
Wit en blauw kopersulfaat
De opname van kristalwater veroorzaakt soms een kleur. Zo is watervrij koper(II)sulfaat (CuSO4) een wit amorf poeder, maar bij opname van vijf moleculen kristalwater wordt het een blauwe vaste stof, CuSO4.5H2O(s), koper(II)sulfaat pentahydraat (in de volksmond ook wel blauwe aluin genoemd). Hydratatie van het Cu2+ ion veroorzaakt het kleureffect (lees: door aanwezigheid van water tussen koper- en sulfaationen ontstaan andere optische eigenschappen). Onder invloed van warmte (200 °C) verliest het kristalwater en gaat weer over in een witte vaste stof. Door deze eigenschappen kunnen we watervrij kopersulfaat gebruiken om water in vloeistoffen aan te tonen. Stoffen als watervrij koper(II)sulfaat kunnen we ook wel gebruiken als 'droogmiddel'.
Herhaling thema 9
Sieger Kooij (leraar scheikunde bovenbouw havo/vwo) herhaald de belangrijkste onderdelen uit het thema zouten.
Samenvatting
Toets 4 havo / 5 havo
Toets: Zouten Toets 1
0%
Bij deze meerkeuzetoets is het gebruik van Binas-informatieboek noodzakelijk.
Je krijgt 24 vragen uit een bestand van 29 vragen.
Als je de toets hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/Overzicht' drukken. Je krijgt eerst een overzicht van het aantal goede en foute vragen te zien. Als je verder scrolt, kom je bij een samenvatting. Hier staan de vragen, het antwoord dat jij hebt gegeven en het juiste antwoord op de vraag. Daarnaast krijg je nog een stukje achtergrond informatie bij de foute antwoorden en vaak ook bij de goede antwoorden.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
Bij deze meerkeuzetoets is het gebruik van Binas-informatieboek noodzakelijk.
Als je de toets hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/Overzicht' drukken. Je krijgt eerst een overzicht van het aantal goede en foute vragen te zien. Als je verder scrolt, kom je bij een samenvatting. Hier staan de vragen, het antwoord dat jij hebt gegeven en het juiste antwoord op de vraag. Daarnaast krijg je nog een stukje achtergrond informatie bij de foute antwoorden.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
Het arrangement Sk-09 Zouten is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteur
O M
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2019-02-14 13:36:36
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding 4.0 Internationale licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding vrij bent om:
het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.
Vakinhoudelijk deel van een thema over zouten, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU. Oorspronkelijke auteurs en samenstellers van de kennisbank: Jan de Dobbelaere, Ingrid Holtkamp en Jan Lutgerink. Aanpassingen door Dick Naafs en Jan Lutgerink.
We werken de kennisbank sinds 2010 niet meer bij, maar we doen dit wel voor thema's die we hebben omgezet in Wikiwijs arrangementen. U kunt mailen naar Jan Lutgerink als u voorstellen heeft voor aanpassing, maar u kunt ook een kopie van het arrangement maken om het zelf aan te passen of uit te breiden voor gebruik in de les of voor zelfstudie door leerlingen. In een digitale handleiding kunt u zien hoe u dat moet doen.
De kennisbank is ooit opgezet voor ondersteuning van beginnende docenten scheikunde. Ze bestond ook uit meerdere kennislagen: vakinhoud, vakdidactiek, toetsen, etc. De vakinhoud beschreven we als minimale parate kennis die een beginnend docent moet hebben om het vak te kunnen geven. Daaraan koppelden we didactische aanwijzingen en - waar relevant - kennis over preconcepten en misconcepten bij leerlingen.
Sommige teksten zijn wellicht ook voor leerlingen geschikt, maar dat was niet de opzet van de kennisbank. We laten het aan de docent(e) over of dit materiaal geschikt is voor bijvoorbeeld zelfstudie van zijn/haar leerlingen.
Aanvullende informatie over dit lesmateriaal
Van dit lesmateriaal is de volgende aanvullende informatie beschikbaar:
Toelichting
Vakinhoudelijk deel van een thema over zouten, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU; zie ook de colofon in het arrangement voor toelichting.
Samenvatting: Zouten zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen, die regelmatig zijn gerangschikt in een ionrooster. Een ionbinding houdt de ionen bijeen, maar een zout splitst in ionen als het oplost. De ionen bewegen zich vrij door het oplosmiddel, waardoor een zoutoplossing een goede stroomgeleider is. Bij het mengen van twee verschillende zoutoplossingen kunnen positieve en negatieve ionen bij elkaar komen die samen een slecht oplosbaar zout vormen; er ontstaat een neerslag. Van deze kennis maken we gebruik bij de ontharding van water, en bij de synthese, zuivering en analyse van zouten.
Vakinhoudelijk deel van een thema over zouten, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU; zie ook de colofon in het arrangement voor toelichting.
Samenvatting: Zouten zijn opgebouwd uit positieve en negatieve ionen, die regelmatig zijn gerangschikt in een ionrooster. Een ionbinding houdt de ionen bijeen, maar een zout splitst in ionen als het oplost. De ionen bewegen zich vrij door het oplosmiddel, waardoor een zoutoplossing een goede stroomgeleider is. Bij het mengen van twee verschillende zoutoplossingen kunnen positieve en negatieve ionen bij elkaar komen die samen een slecht oplosbaar zout vormen; er ontstaat een neerslag. Van deze kennis maken we gebruik bij de ontharding van water, en bij de synthese, zuivering en analyse van zouten.
