Ionaire stoffen (zouten)

Ionaire stoffen (zouten)

Voorkennis

Je bent van plan om het onderwerp zouten (ionaire stoffen) te gaan doen. Voordat je hieraan gaat beginnen heb je wel kennis nodig van:

- Stofeigenschappen / macroniveau

- Atoombouw

- Valentie elektronen

- Chemische binding

Met deze instaptoets worden vragen gesteld die je moet kunnen beantwoorden. Aan het einde van de toetst weet je welke onderdelen je wel beheerst en welke nog niet voldoende.

 

 

Test:Voorkennis

Ionaire stoffen (zouten)

Inleiding

De ionaire stoffen (zouten) zijn al ingeleid bij het onderwerp 'chemische binding'. Voor algemene kennis over de bouw en de eigenschappen van deze stoffen verwijzen we dus naar wat daar besproken is.

De meeste zouten zijn inderdaad verbindingen van één of meer metalen met één of meer niet-metalen. Er zijn evenwel uitzonderingen, ionaire stoffen die uit louter niet-metalen bestaan. We noemen nu alvast enige uitzonderingen: ammoniumnitraat, NH4NO3, ammoniumchloride, NH4Cl, en nog meer ammoniumzouten.

De beste omschrijving van een ionaire stof is deze: een stof die is opgebouwd uit positieve en negatieve ionen. De ionen zitten afwisselend gerangschikt in een ionrooster. Wat de ionen bij elkaar houdt is ionbinding, de aantrekking tussen plus en min. Elke ionaire stof is in zijn geheel elektrisch neutraal. De ionen moeten dus in de juiste verhouding door elkaar heen zitten. De formule van een zout heet daarom een verhoudingsformule.

Niet doen: bij ionaire stoffen mag je niet spreken van moleculen, en niet van de molecuulformule, en ook niet van vanderWaalskrachten. Die bestaan gewoonweg niet!

 

Ken je ionen!

De basis van succes in dit onderwerp? Zorg dat je de ionen kent, hun namen en hun formules!
In Binas kun je best veel informatie vinden over ionen, maar dat staat verspreidt over meerdere tabellen. De tabellen 40A, 45 en 66B kun je dan het beste raadplegen. Tijdens bijvoorbeeld een toets of het maken van huiswerk is het niet handig om steeds elk ion op te zoeken, dat kost teveel tijd. Leer daarom de lijst met ionen uit je hoofd, zorg dat je ze kunt dromen!

ionlijst

Voor een aantal ionen kun je zelf nagaan wat de lading zal zijn, hieronder hierover meer uitleg.

We beginnen met de enkelvoudige ionen (= niet-samengestelde).

  1. De ionen van de metalen in de hoofdgroepen I, II en III (respectievelijk groep 1, 2 en 13) hebben een positieve lading (ofwel elektrovalentie) die gelijk is aan het hoofdgroepnummer.
    De naam is nog simpeler: de naam van het metaal gevolgd door “ion”.
    voorbeelden:
    natrium-ion = Na+, magnesium-ion = Mg2+, aluminium-ion = Al3+ enz.
     
  2. De ionen van de overgangsmetalen (in de nevengroepen) hebben vaak lading 2+, maar bij vele van deze metalen komt meer dan één mogelijkheid voor. Een paar zekerheden: zilver-ion = Ag+, zink-ion = Zn2+ en koper-ion = Cu2+.
    Bij ijzer komen we twee elektrovalenties tegen, 2+ en 3+; in de naam geven we dat aan met een Romeins cijfer: ijzer(II)ion = Fe2+ en ijzer(III)ion = Fe3+.
    Dit systeem wordt toegepast bij de andere overgangsmetalen en ook bij de metalen van Hoofdgroep IV, tin en lood: chroom(III), kwik(I), lood(II), lood(IV), enz.
     
  3. De ionen van de niet-metalen hebben een negatieve lading die je vindt door terug te tellen vanaf de kolom van de edelgassen. Let op hun namen! Die eindigen op –ide.
    De halogenide-ionen, fluoride, chloride, bromide en jodide, hebben lading 1-.
    In hoofdgroep VI: O2— = oxide-ion, S2— = sulfide-ion, Se2— = selenide-ion enz.
    In hoofdgroep V: N3— = nitride-ion, P3— = fosfide-ion.
    In hoofdgroep IV: C4— = carbide-ion.

Daarnaast zijn er ook samengestelde ionen. Die moet je je voorstellen als moleculen met elektronen teveel (dus negatief geladen) of elektronen te weinig (dus positief geladen). Meestal bestaan ze uit niet-metalen, maar niet altijd. De meeste hebben een negatieve lading. Je hoeft maar één positief ion te kennen: ammonium-ion = NH4+.

Eén samengesteld ion met een positieve lading:  NH4+ = ammonium-ion

Samengestelde ionen met een negatieve lading:

OH—= hydroxide                                CO32—= carbonaat                 PO43—= fosfaat

NO3— = nitraat                                    C2O42—= oxalaat                   PO33—= fosfiet

ClO3— = chloraat                                SO42— = sulfaat                     SO32— = sulfiet

CH3COO— = acetaat (ethanoaat)      CrO42—= chromaat                 NO2—   = nitriet

 

Oefening:naamgeving ionen oefenen

Test:D-toets: Naamgeving en bouw van de ionen

Zoutformules en naamgeving

Er zijn veel ionaire stoffen met triviale namen. Daar horen van oudsher gebruikte stoffen als marmer, salpeter, soda, gips, kalk, aluin, en ook veel (half)edelstenen bij. Aan zo’n naam kun je helaas niet zien wat hun formule zal zijn. Gelukkig is er een naamgeving bedacht waar we meer steun aan hebben.

De systematische naam van een ionaire stof is opgebouwd uit de naam van de positieve ionsoort met meteen erachter de naam van de negatieve ionsoort. Romeinse cijfers kunnen deel uitmaken van de naam van het metaalion;telwoordjes (bijv. di of tri) kunnen deel uitmaken van de naam van het negatieve ion, maar de verhouding van de ionen wordt nooit in de naam aangegeven. Die verhouding volgt namelijk vanzelfsprekend uit de ladingen van de ionen.

De formules van ionaire stoffen zijn verhoudingsformules. De indexen geven de eenvoudigste verhouding aan van de aantallen, zodanig dat de stof in zijn geheel ongeladen is. We wijzen er nog eens op, dat de toestandsaanduiding bij een zuivere ionaire stof altijd (s) is. Samengestelde ionen worden in de formule tussen haakjes gezet, wanneer de index niet gelijk is aan 1.

Voorbeelden:

Naam

Formule

 

Naam

Formule

Kaliumsulfide

K2S(s)

 

Calciumhydroxide

Ca(OH)2(s)

IJzer(III)chloride

FeCl3  

 

IJzer(II)nitraat

Fe(NO3)2(s)

Ammoniumchloraat

NH4ClO3(s)

 

Ammoniumsulfaat

(NH4)2SO4(s)

Zilveroxide

Ag2O(s)

 

Zinkfosfaat

Zn3(PO4)2(s)

 

Oefening:naamgeving zoutformules

Nog een paar wat ingewikkelder voorbeelden:

Een naam als “kaliumdichromaat” moet je lezen als “het zout opgebouwd uit kalium-ionen en dichromaat-ionen”.
Als je hiervoor als formule krijgt gegeven K2Cr2O7, dan kun je hieruit opmaken dat de formule van de dichromaat-ionen moet zijn  Cr2O72-, want 2 kalium-ionen hebben samen een lading van 2+, dan moet het dichromaat-ion 2- zijn.

Natriumtrifosfaat heeft als formule Na5P3O10 en bestaat uit Na+ ionen en trifosfaat-ionen met de formule P3O103-

Een naam als kaliumaluminiumsulfaat (aluin) duidt op een zogenaamd dubbelzout met twee positieve ionen (K+ en Al3+) en één negatieve ionsoort (SO42-). De formule is KAl(SO4)2.

D-toets: Naamgeving zouten

Test:D-toets: Naamgeving zouten

zouten en hun 'reacties'

Oplosreacties

Normaal gesproken zien we het oplossen van een stof niet als een chemische reactie. Dat is terecht, omdat bij het oplossen de moleculen van de stof zich alleen maar verspreiden tussen de moleculen van het oplosmiddel. Ze veranderen dus niet. Er ontstaat geen andere stof door hem op te lossen. En als je de oplossing weer indampt (of destilleert) dan krijg je de opgeloste stof weer terug in zijn oorspronkelijke zuivere vorm.

Dit verhaal klopt helemaal voor de moleculaire stoffen. Zou je het oplossen van zo’n stof in water moeten weergeven met een reactievergelijking, dan krijg je iets heel simpels.
Een paar voorbeelden:
Het oplossen van glucose:     C6H12O6(s)  ➝ C6H12O6(aq).
Het oplossen van ammoniak: NH3(g)  ➝ NH3(aq):
Het oplossen van alcohol:      C2H6O(l)  ➝ C2H6O(aq).

 

Maar . . . . . de ionaire stoffen, dat is een ander verhaal. Bekijk dit filmpje maar eens. Hierin kun je goed zien hoe het oplossen van keukenzout (natrumchloride) van macro naar micro-niveau verloopt.

Om te beginnen bestaan ionaire stoffen dus niet uit moleculen, maar uit ionen. Bij het oplossen blijven deze niet als neutrale clustertjes bij elkaar. Het geleidingsvermogen van een zoutoplossing laat zien, dat de ionen vrij door de oplossing bewegen, volledig los van elkaar! Daarom wordt de vergelijking voor het oplossen van een zout iets anders.

Een paar voorbeelden:
Het oplossen van keukenzout (natriumchloride): NaCl(s)  ➝ Na+(aq) + Cl-(aq)  (deze is in het filmpje te zien)
Het oplossen van kaliumsulfide: K2S(s)  ➝ 2K+(aq) + S2-(aq)
Het oplossen van zilvernitraat: AgNO3(s)  ➝ Ag+(aq) + NO3-(aq)
Het oplossen van ammoniumsulfaat: (NH4)2SO4(s)  ➝ 2NH4+(aq) + SO42-(aq)

Let op de volgende kenmerken.

  • De stof vóór de pijl, dat is de stof die nog niet opgelost is, dus het vaste zout. Deze stof is in zijn geheel neutraal. Daarom geven we geen ladingen aan.
  • Achter de pijl staan de afzonderlijke ionen. Die hebben stuk voor stuk een elektrische lading. Daarom moet de lading nu bij de ionen wél worden aangegeven. Zorg er ook voor, dat het juiste aantal wordt aangegeven. Ook dit soort reactievergelijkingen moet kloppend worden gemaakt.

De samengestelde ionen vallen verder niet uit elkaar. Bijvoorbeeld een ammonium-ion (NH4+) in oplossing valt dus niet uiteen in losse stikstof (N) en waterstof (H) atomen.

Oefening:oplosvergelijkingen

Indampreacties

Het komt regelmatig voor, dat je een zoutoplossing moet beschrijven met een formule. Bij een moleculaire stof zou je de molecuulsoort opschrijven met (aq) erachter;
bijv. C6H12O6(aq) of NH3(aq). Maar in de oplossing van een zout zijn losse ionen aanwezig en dus geven we een oplossing van keukenzout weer met de notatie Na+(aq) + Cl-(aq); en een oplossing van kaliumsulfaat noteren we als 2K+(aq) + SO42-(aq).

Voor een aantal oplossingen wordt vaak de triviale naam gebruikt. Die moet je dan natuurlijk net maar weten. Sommige van die dagelijkse namen kun je wel vinden in BINAS-tabel 66A, maar toch is het handig om ze te kennen. De belangrijkste geven staan hieronder. Als je deze leert, dan bespaart je dat tijd tijdens een toets.

Natronloog = opl. van natriumhydroxide
Kaliloog      = opl. van kaliumhydroxide
Kalkwater   = opl. van calciumhydroxide
Barietwater = opl. van bariumhydroxide
Pekelwater = opl. van keukenzout
Sodawater  = opl. van natriumcarbonaat

 

Wanneer we een zoutoplossing willen scheiden tot een zuiver zout en het oplosmiddel water (wat we natuurlijk niet terug hoeven te winnen), dan doen we dat normaal gesproken door in te dampen. Ook deze gebeurtenis moet je kunnen weergeven met een reactievergelijking, een indampvergelijking. Je begint vóór de pijl met de notatie van de opgeloste ionen en achter de pijl komt weer de juiste formule van het zuivere zout te staan. En natuurlijk dat ook weer kloppend maken.

Het indampen van een natriumcarbonaat-oplossing noteer je zo:

2Na+(aq) + CO32-(aq)  ➝   Na2CO3(s)

Dit is dus het omgekeerde van de oplosreactie. Onthoud wel de juiste richting. Bij het oplossen moet je beginnen met de vaste stof, en bij het indampen begin je met de opgeloste ionen.

Nog een paar voorbeelden:

  • indampen van keukenzout oplossing (natrumchloride)
    Na+(aq) + Cl—(aq)  →  NaCl(s)
  • indampen van barietwater (zie kader hierboven)
    Ba2+(aq) + 2OH—(aq)  →  Ba(OH)2(s)
  • een oplossing van zinkacetaat wordt ingedampt
    Zn2+(aq) + 2CH3COO—(aq) →   Zn(CH3COO)2 (s)

In deze video wordt nog eens uitgelegd hoe je een oplosvergelijking en een indampvergelijking opstelt.

Oefening:indampvergelijkingen

Bijzondere gevallen

Best mogelijk, dat de afgesproken notatie voor een zoutoplossing voor jullie al speciaal genoeg is. Maar toch moet dit in ionen gesplitst opschrijven zo snel mogelijk de gewoonste zaak van de wereld zijn. Dus nogmaals een keukenzout-oplossing mag je niet weergeven als NaCl(aq); dat is niet goed. De juiste notatie is namelijk . . . . . inderdaad Na+(aq) + Cl-(aq).

Binnenkort zul je er met behulp van Tabel 45A achter komen, dat niet alle ionaire stoffen, die we kunnen bedenken op basis van de ons bekende ionen, ook echt bestaan. Sommige kunnen nog wel gemaakt worden, maar reageren daarna snel tot iets anders. Er zijn ook zouten die als vaste stof wel bestaan, maar zo gauw ze in water oplossen reageren ze tot iets anders. Daar hoef je voorlopig verder nog niets van te weten. Dat is dus een meevaller.
Maar van één bijzonderheid moet je wel op de hoogte zijn, en dat is :

Oxide-ionen in water bestaan niet. Ze reageren namelijk met H2O tot 2OH—.
De formule O2-(aq) is dus nooit goed!

De meeste metaaloxiden lossen niet op in water. Denk maar aan de oxide- of roestlaagjes op bekende metalen als ijzer, lood en aluminium. Je kunt ze wel laten oplossen in zure vloeistoffen, maar dan treedt er eerst een reactie op waarbij andere, wel oplosbare zouten ontstaan. Deze reacties worden later behandeld.

Er zijn slechts vier oplosbare metaaloxiden, de oxiden van natrium, kalium, calcium en barium. Dit zijn de onderstaande oxiden.

  • natriumoxide (Na2O)
  • kaliumoxide (K2O)
  • calciumoxide (CaO)
  • barium (BaO)

Zoals gezegd ontstaan bij het oplossen geen opgeloste oxide-ionen (O2-), maar opgeloste hydroxide-ionen (OH-).
In alle vier de gevallen gebeurt er dit: O2-(in een zout) + H2O(l)  ➝  2OH—(aq). Je moet deze gebeurtenis per geval verder uitwerken. Hieronder staan twee uitwerkingen.

Natriumoxide lost als volgt op:  Na2O(s) + H2O(l)  ➝  2 Na+(aq) + 2 OH—(aq).

Hoe heet ook alweer de oplossing die hierbij ontstaat, opl. van natriumhydroxide ofwel.......... .

Het oplossen van bariumoxide: BaO(s) + H2O(l)  ➝  Ba2+(aq) + 2 OH—(aq).
De triviale naam van de oplossing die dan ontstaat is . . . . . . . . .

Of bij het indampen van natronloog vast natriumhydroxide of vast natriumoxide overblijft hangt af van hoe lang men verhit en tot welke temperatuur.
De simpelste oplossing voor dit dilemma is: laat het hydroxide ontstaan, want dan is het een gewone indampvergelijking.

Oefening:Bijzondere gevallen

D-toets: Oplossen en indampen

Test:D-toets: Oplossen, indampen en bijzondere gevallen

Oplosbaarheid

Oplosbaarheid - goed, matig of slecht?

Met de oplosbaarheid van een stof geven we aan hoeveel gram van die stof maximaal op kan lossen in bijvoorbeeld één liter water (maar zou ook best een ander oplosmiddel kunnen zijn). De oplosbaarheid van zouten loopt heel erg uiteen. Er zijn zouten waarvan je meer dan een kilogram kunt oplossen in één liter water. Van weer andere zouten kun je niet eens een milligram oplossen in dat volume. Eigenlijk is het maar goed dat de gesteentes van de aardkorst, dat zijn ook ionaire stoffen, niet of nauwelijks oplossen. Ook het materiaal van je tanden en van je botten bestaat gelukkig uit onoplosbare zouten.

Hoeveel er van een bepaald zout oplost in water, kun je vinden in Tabel 45B. Op basis van die kwantitatieve gegevens heeft men de zouten ingedeeld in drie groepen. Dat staat weergegeven in Tabel 45A.

  • De eerste groep bestaat uit zouten, waarvan je honderden grammen kunt oplossen in een liter. We noemen ze goed oplosbaar of kortweg oplosbaar, maar natuurlijk is ook bij deze zouten de oplosbaarheid aan een maximum gebonden. Als dat maximum bereikt is, dan noemen we de oplossing verzadigd.
  • Bij de tweede groep rekenen we zouten waar maar ongeveer een gram van kan oplossen in een liter water. We noemen ze matig oplosbaar en ze zijn in Tabel 45A aangegeven met de letter m. Eigenlijk zijn het vervelende gevallen, want je weet bij de opgaven in de rest van het hoofdstuk niet goed wat je ermee aan moet. Lossen ze nou wel op of niet? Wordt de vloeistof troebel of niet? We proberen ze dus te vermijden.
  • Van de rest is de oplosbaarheid zodanig klein, dat je in de praktijk kunt zeggen, dat ze helemaal niet oplossen. We noemen ze dus onoplosbaar. Eigenlijk is het wel zo, dat er toch altijd een (heel) klein beetje van zo’n zout oplost en dat het water toch wat opgeloste ionen bevat en dus toch een beetje geleidend is. In Tabel 45A worden ze aangegeven met de s van slecht oplosbaar. Bij bepaalde negatieve ionsoorten zijn de meeste combinaties slecht oplosbaar. Kijk maar bij carbonaat, sulfiet en fosfaat.

De volgende oplosbaarheidsregels zijn handig om te onthouden. Dan ben je wat minder afhankelijk van je BINAS en dan kost het ook minder tijd.

Alle natrium-, kalium- en ammoniumzouten zijn oplosbaar. Bij NH4+ zijn er een paar die niet bestaan of raar doen (maar er ontstaat dan wel een oplossing).
Alle nitraten en acetaten zijn oplosbaar. De paar matig oplosbare lossen dus toch wel (een beetje) op.
De meeste carbonaten, sulfieten en fosfaten zijn slecht oplosbaar (uitzonderingen zie regel 1)
 
De meeste sulfaten en chloriden lossen op, maar een paar bekende (tegendraadse) uitzonderingen zijn BaSO4 en AgCl.

 

Oefening:Goed of slecht oplosbaar?

Oplosbaarheid - hoeveel dan?

Tabel 45A geeft dus van verschillende zouten aan of deze goed, matig of slecht oplosbaar zijn. Hiervoor heb je kunnen lezen dat 'goed oplosbaar' betekent dat je honderden grammen van dat zout kunt oplossen in 1 liter water. Maar hoeveel precies staat er niet bij, dat kun je dus niet halen uit Binas tabel 45A. Wil je wel precies weten hoeveel gram je kunt oplossen in liter (= 1kg) water, dan maken we bijvoorbeeld gebruik van tabel 45B. Hierin staat de oplosbaarheid van een aantal zouten netjes weergegeven. De waarden in deze tabel geeft dus aan hoeveel je maximaal kunt oplossen in 1 kg (=1L) water van 298K =(25oC). Meer kun je niet oplossen, alles wat je nog extra toevoegd blijft op de bodem liggen (neerslag). De oplossing is dan verzadigd.

De oplosbaarheid wordt bepaald door het oplosmiddel en de temperatuur. In het oplosmidel wasbenzine is de oplosbaarheid anders dan in water. Water met een lagere temperatuur dan 25oC maakt dat zouten minder goed oplossen en dus neemt de oplosbaarheid af. In warmer water lost juist meer op en neemt de oplosbaarheid dus toe.

voorbeeld:

Hoveel gram zilvernitraat kun je maximaal oplossen in 375mL water (298K)?

De oplosbaarheid van het zout zilvernitraat is 2,34·103 g/kg water. Dat betekent dat je in 1 kilogram water van 25 graden Celcius maximaal 2340 gram zilvernitraat kunt oplossen.

massa (g) zout

volume (mL) water

 

2,34·103

1000 (=1L)

gehaald uit T45B

x

375

wat je gaat berekenen

De gegevens zet je onder elkaar om vervolgens kruislings te vermenigvuldigen.

massa zilvernitraat in 375mL = \({2,34·10^3 · 375} \over 1000\)

m (AgNO3) = 878 g

 

Oefening:Rekenen aan oplosbaarheid

Neerslagreacties

Neerslagreacties

Bij een neerslagreactie worden twee verschillende zoutoplossingen samengevoegd. Er ontstaat dan een nieuwe slecht oplosbare combinatie van ionen: de vloeistof wordt troebel en vervolgens zakt de suspensie uit (neerslag).

Algemeen:   zoutopl.(1) + zoutopl.(2) →  zout(s) + zoutopl.(3)

Het ontstaan van een neerslag, d.w.z. zout(s) achter de pijl, is niet gegarandeerd; dat hangt af van de ionen die we bij elkaar brengen.
In een paar gevallen kunnen er ook twee nieuwe vaste zouten ontstaan of er ontstaat geen vast zout.
We staan eerst stil bij het opstellen van de reactievergelijking van neerslagreacties.

Voorbeeld 1: Bij een keukenzout-oplossing doen we een oplossing van zilvernitraat.

Door het samenvoegen komen twee nieuwe combinaties van ionen bij elkaar die eerst in aparte oplossingen zaten, namelijk Na+ met NO3— en Ag+ met Cl—. De eerste combinatie is (natuurlijk!) goed oplosbaar en dus blijven Na+ en NO3— in oplossing. De tweede combinatie is niet oplosbaar en daarom ontstaat er een suspensie (ofwel een “neerslag”) van AgCl.

De reactievergelijking beschrijft wat er verandert. De verandering in dit geval is, dat we beginnen met opgeloste ionen Ag+ en Cl— en dat we eindigen met de vaste stof AgCl. Om tot de goede reactievergelijking te komen, gaan we eerst alle aanwezige ionen in een tabel zetten. Zet hierin de positieve ionen onder elkaar en de negatieve ionen naast elkaar zoals hieronder. Je krijgt dan een miniversie van T45A. Vul de tabel in met de oplosbaarheidssymbolen (s,m,g,r).

  Cl- NO3-
Na+ g g
Ag+ s g

Zilver-ionen en chloride-ionen vormen als ze samen komen dus een slecht oplosbaar (s) zout. Dit vaste zout maakt de oplossing troebel en er onstaat een suspensie (troebel en gekleurd). Uiteindelijk zal het vast zout naar de bodem zakken (neerslag).

Het onstaan van het vaste zout geef je weer zoals onderstaande reactievergelijking.

Ag+(aq) + Cl—(aq)  → AgCl(s)

De tabel is eigenlijk een kladblaadje om te zien welke ionen het vaste zout vormen. De andere ionen in de tabel blijven dus in de oplossing aanwezig. Het komt voor, dat de opgave verder gaat met filtratie en de vraag wat er in het residu zit en wat in het filtraat; de vergelijking voor het indampen van het filtraat kan ook gevraagd worden.

In het eerste filmpje zie je de neerslagreactie van zilverchloride op macroniveau. In het filmpje hieronder zoomen we in op microniveau.

 


Voorbeeld 2: Bij een oplossing van lood(II)nitraat doen we een oplossing van kaliumjodide.

  NO3- I-   
Pb+ g s
K+ g g

Lood-ionen en jodide-ionen vormen als ze samen komen dus een slecht oplosbaar (s) zout. Dit vaste zout maakt de oplossing troebel en er onstaat een suspensie (troebel en gekleurd).
Het onstaan van het vaste zout geef je weer zoals onderstaande reactievergelijking.

Pb+(aq) + I—(aq)  → PbI(s)

Oefening:neerslagreacties

D-toets: Oplosbaarheid en neerslagreacties

Test:D-toets: Oplosbaarheid en neerslagreacties

Toepassing van neerslagreacties

Inleiding

Toepassingen van neerslagreacties:

Er zijn drie veel gebruikte toepassingen van neerslagreacties. In de volgende paragrafen zullen we ze één voor één verder uitwerken. Je kunt er ook praktijkopdrachten bij krijgen. Bij de gegeven voorbeelden en het practicum zul je merken, dat ze een maatschappelijk nut (kunnen) hebben, zoals bij bedrijven, bij milieubeheer, onderzoek van grond en water.

  1. Bereiding van nieuwe zouten:
    De bereiding van een ionaire stof, waar we niet over beschikken, maar die we wel nodig hebben. Zoals je weet krijg je bij het samenvoegen van twee zoutoplossingen twee nieuwe combinaties.
     
  2. Ongewenste ionen verwijderen:
    Het verwijderen van een ongewenste ionsoort uit een oplossing. Zorg dat deze ionsoort in een onoplosbaar zout terecht komt en filtreer dit zout uit de ontstane suspensie. Hiermee kunnen we voorkomen dat verbindingen van “zware metalen”, zoals barium, lood en kwik, in het milieu terechtkomen. Het kan ook economisch interessant zijn om zilver- of goudionen uit afvalwater terug te winnen.
     
  3. Kwalitatieve analyse:
    Uitzoeken welke ionen er in een materiaal zitten: kwalitatieve analyse. 

Bereiding van zouten

We kunnen op vele manieren aan (zuivere) zouten komen. Natriumchloride kan gewonnen uit zeewater of uit steenzoutlagen in de bodem. Kaliumchloride wordt gewonnen in de kalimijnen van de Elzas. Ruwe vormen van calciumcarbonaat komen voor in krijtrotsen, marmer en schelpen. Door verhitting hiervan ontstaat calciumoxide (ongebluste kalk); voeg je hier water aan toe, dan krijg je calciumhydroxide (gebluste kalk). Salpeter, ofwel kaliumnitraat “zweet” uit natte rotsen en metselstenen; je ziet dan een witte uitslag op de stenen. IJzererts is een rood gesteente dat grotendeels uit ijzer(III)oxide bestaat. Bauxiet is een gesteente met veel aluminiumoxide. En zo kunnen we nog wel even doorgaan.

Indien je een ander zout nodig hebt dan wat je voor handen hebt, dan kun je deze wellicht bestellen. Echter kun je zouten ook zelf maken. Als het gaat om kleine hoeveelheden zout maken in een bijvoorbeeld een laboratorium, dan kunnen we aan de slag met drie groepen reacties.

  • Vormingsreacties:
    Voorbeelden van zouten maken:
    - Verbranding van magnesium levert magnesiumoxide.
    - Breng je aluminiumpoeder in contact met chloorgas, dan “verbrandt” het poeder tot aluminiumchloride.
    - IJzer(II)sulfide ontstaat wanneer een mengsel van ijzer en zwavel even wordt verhit.
  • Zuur-base reacties:
    Door reacties van een zuur met een base. Deze reacties komen aan bod in een later hoofdstuk.
  • Neerslagreacties:
    Door twee zoutoplossingen samen te voegen ontstaan twee andere combinaties van zouten.

Oefening:Bereiding van zouten

Ongewenste ionen verwijderen

Bij neerslagreacties ontstaat altijd een suspensie van een niet oplosbaar zout. Dit vaste zout kan eenvoudig door filtratie gescheiden worden van de rest van de suspensie, het oplosmiddel en de opgeloste stoffen. In tegenstelling tot indampen en destillatie brengt dit weinig (energie)kosten met zich mee. Bovendien zijn grote hoeveelheden geen probleem bij filtratie.

Bedrijven die afvalwater produceren mogen dit niet zomaar lozen in het oppervlaktewater van rivieren en meren. Het afvalwater mag niet schadelijk zijn voor de omgeving (de natuur, de mensen die er wonen). De schadelijke effecten van zouten kun je herleiden tot de eigenschappen van de afzonderlijke ionen. Het zijn vooral positieve ionen waar we mee op moeten passen in het milieu. De ionen van “zware metalen”, zoals kwik, lood, barium, chroom, zijn regelrecht giftig. Bij de meeste andere ionen ligt het wat genuanceerder; pas bij grotere concentraties leiden ze tot vervelende gevolgen. De ionsoorten nitraat, fosfaat, kalium en ammonium hebben een gunstig effect op de groei van planten (kunstmest!). Maar bij een teveel raken de natuurlijke evenwichten verstoord. De aanwezigheid van natriumchloride in water dat in de zee wordt geloosd is geen probleem, maar ons rivierwater moet geschikt blijven voor flora en fauna, voor drinkwater en voor de landbouw.

vissterfte door 'zware metalen'
Vissterfte door 'zware metalen'

 

Enige algemene kennis van milieu-effecten is zeker onderdeel van het vak scheikunde. We kunnen evenwel nu niet dieper ingaan op wet- en regelgeving en controlediensten. De opdrachten die jullie krijgen komen neer op: bedenk een methode om een bepaalde ongewenste ionsoort uit een oplossing te verwijderen. Dat je hierbij moet vermijden gebruik te maken van kwik- en loodverbindingen als extra toevoegingen, spreekt voor zich.

 

Voorbeeld 1:
Een bedrijf produceert afvalwater met opgeloste loodzouten, denk hierbij voor het gemak maar aan lood(II)nitraat. Kijk in Tabel 45A en constateer, dat er nogal wat negatieve ionen beschikbaar zijn, die samen met Pb2+ slecht oplosbaar zijn. Bij de grote hoeveelheden die wellicht toegevoegd moeten worden per jaar, speelt de prijs van de chemicaliën echt wel een rol. Natriumcarbonaat (soda) is in grote hoeveelheden verkrijgbaar, niet duur, goed oplosbaar, niet echt gevaarlijk in het gebruik en dus bedenken we voor dit bedrijf de volgende aanpak.

Er wordt een oplossing gemaakt van soda: Na2CO3(s)  →  2Na+(aq) + CO32-(aq). Een kleine overmaat hiervan wordt toegevoegd aan het afvalwater (juiste dosering!).
Het geheel wordt goed gemengd: Pb2+(aq) + CO32-(aq)  →  PbCO3(s). Even later wordt de troebele vloeistof door een filter gepompt. Als het filtraat nu aan alle normen voldoet, mag het geloosd worden.
Het residu, lood(II)carbonaat, moet regelmatig van het filter worden verwijderd en als chemisch afval worden afgevoerd, of . . . . . . wie weet kan het worden gebruikt in een ander bedrijf om er weer het metaal lood van te maken (recyclen).

Voorbeeld 2:
Bij het ontwikkelen van (zwart-wit) foto’s ontstaat afvalwater met zilverzouten, laten we zeggen zilvernitraat. Niet dat zilverzouten echt schadelijk zijn, maar er is toch een aardig bedrag mee gemoeid. Zoek in Tabel 45A bij Ag+ en constateer dat je niet meer dan chloride-ionen nodig hebt om er een neerslag van te maken. De stof “chloride-ionen” bestaat natuurlijk niet, maar keukenzout hebben we volop. We lossen het zout op:
NaCl(s)  →  Na+(aq) + Cl—(aq) en doen de zoutoplossing bij de zilverresten.
De reactie:  Ag+(aq) + Cl—(aq)  →  AgCl(s). Daarna filtreren we de vloeistof en slaan we het residu veilig op. Er is vast wel iemand die het weer om kan zetten tot zilver.

Oefening:Ongewenste ionen verwijderen

Kwalitatieve analyse

Het komt heel vaak voor, dat we niet goed weten welke ionen er in een zekere oplossing aanwezig zijn. Sommige ionen kunnen we aan hun kleur herkennen.

Opgeloste koperzouten zijn altijd (konings)blauw van kleur; de kleur wordt veroorzaakt door de aanwezigheid van Cu2+(aq), koperionen die omringd zijn door watermoleculen.
Opgeloste ijzer(III)zouten zijn altijd (oker)geel van kleur; Fe3+(aq) is (bruinachtig) geel.
Van deze deeltjes moet je de kleur onthouden en herkennen. In Binas vind je informatie over de kleuren van stoffen en opgeloste deeltjes in Tabel 65B.

Als de mogelijkheden beperkt zijn en we wel ongeveer weten wat er aanwezig kan zijn, dan kunnen we met T45A een manier bedenken om het probleem op te lossen. Hoe dat werkt laten we zien met een paar voorbeelden.

Voorbeeld 1:
Een oplossing van natriumsulfiet is maar beperkt houdbaar. Na een paar maanden is alles omgezet (door oxidatie) tot natriumsulfaat. Hoe zou je kunnen uitzoeken of zo’n oplossing pas nog is ververst, of dat deze al oud is en geen natriumsulfiet meer bevat?
De vraag komt neer op: is de negatieve ionsoort SO32- of SO42-?
Het onderscheid hiertussen moet je maken met een positieve ionsoort, die met de één wel een neerslag geeft en met de andere niet. Ga dus met twee vingers langs de kolommen van SO32- of SO42-. Duidelijke verschillen (g of s) kom je tegen bij Fe2+ en bij Zn2+ en bij Cu2+. We nemen nu een oplossing van ijzer(II)nitraat (of van zinknitraat of van kopernitraat) en voegen een beetje hiervan toe aan een beetje van de oplossing die we onderzoeken. Als we geen troebeling zien ontstaan, dan is er geen sulfiet meer aanwezig.
Zien we wel een neerslag, dan is er dus nog wel sulfiet aanwezig, want de reactie Fe2+(aq) + SO32-(aq) → FeSO3(s) treedt nog op. Of er al sulfaat aanwezig is kunnen we hiermee niet aantonen.

Voorbeeld 2:
 “Zit er nou calciumchloride in die oplossing of is het kaliumchloride?” Het onderscheid gaan we maken met een geschikte negatieve ionsoort. Alle kaliumzouten zijn goed oplosbaar, maar bij Ca2+ staan een paar slecht oplosbare combinaties, o.a. met CO32-. Daarom voegen we een oplossing toe van natriumcarbonaat. Zien we een neerslag, dan moet er Ca2+ aanwezig zijn. Zien we geen neerslag, dan weten we dat er geen Ca2+ in zit en dus moet het kaliumchloride zijn.

Voorbeeld 3:
 We hebben een vast zout. Het kan natriumcarbonaat zijn, maar calciumchloride kan ook. Je moet nu eerst van het onbekende zout een beetje oplossen. Daarna kun je gaan zoeken naar een positieve ionsoort waarmee je onderscheid kunt maken tussen CO32- en Cl—. Of naar een negatieve ionsoort die met Na+ niet neerslaat, maar met Ca2+ wel. Merk op, dat je dit kunt uitzoeken met een oplossing van CaCl2 en ook met een oplossing van Na2CO3, maar natuurlijk niet met een oplossing van de onbekende stof zelf. Overigens zijn er nog meer zoutoplossingen waarmee het moet lukken.

Oefening:Kwalitatieve analyse

Bijlagen