Op chemicaliën, maar ook op sommige producten thuis, staan gevarensymbolen om te waarschuwen. Voor elk soort gevaar is er een eigen symbool. We noemen het ook wel de GHS symbolen. Op de volgende wikipedia pagina kun je de belangrijkste symbolen en hun betekenis terugvinden:
Voedingscentrum: E-nummers
Een betrouwbare bron met eerlijke informatie over E-nummers. Je vindt hier naast algemene informatie ook een zoekfunctie waarmee je van een specifiek E-nummer meer informatie kunt achterhalen.
Elke zuivere stof bestaat uit één soort deeltjes. Deze deeltjes noemen we moleculen, en deze deeltjes zijn zo klein dat we ze niet kunnen zien met een normale (licht) microscoop.
We verklaren dat zuivere stoffen van elkaar verschillen in stofeigenschappen doordat ze gemaakt zijn van verschillende soorten moleculen. Verschillende stoffen hebben dus elk hun eigen soort molecuul. Zo bestaat water uit watermoleculen en suiker uit suikermoleculen. Overigens zijn wel alle moleculen van één soort precies gelijk: in zuiver water zitten dus alleen identieke watermoleculen.
Om al die verschillende soorten moleculen te maken hebben we weer verschillende kleinere deeltjes nodig: de atomen. Door 2 of meer atomen aan elkaar te verbinden ontstaan moleculen. Dat kunnen dezelfde soort atomen zijn, maar ook een combinatie van verschillende soorten. We kennen immers maar liefst 118 atoomsoorten!
Je kunt atomen en moleculen een vergelijken met het alfabet:
Met 26 letters kun je heel veel verschillende woorden maken
Met 118 atoomsoorten kun je miljoenen verschillende moleculen maken!
Atoomsoorten
Er bestaan 118 verschillende soorten atomen.
Elke atoomsoort heeft een eigen symbool: één of twee letters die wereldwijd gebruikt worden om een atoomsoort aan te duiden. De eerste letter van het symbool is altijd een hoofdletter, de eventuele tweede letter is altijd klein geschreven. Sommige symbolen lijken wat vreemd: vaak zijn ze dan afgeleid van de Latijnse naam van de stof. Hieronder staat een lijst van de belangrijkste atoomsoorten. Deze moet je uit je hoofd kennen! Daarbij moet je ook weten wat de fase is bij kamertemperatuur, en of het een metaal of niet-metaal is. De eventuele Latijnse naam (tussen haakjes) hoef je niet te kennen, maar kan je misschien helpen om het symbool te onthouden.
Overigens bestaat er ook een compleet overzicht van alle 118 atoomsoorten: het periodiek systeem der elementen, of korter het periodiek systeem. Maar die hoef je gelukkig niet allemaal te kennen.
Molecuultekeningen
Hoewel we moleculen niet kunnen zien met het blote oog, maken we er bij het vak scheikunde wel vaak tekeningen van. We gebruiken dan molecuulmodellen. Je zult bij scheikunde verschillende molecuultekeningen tegenkomen.
Hieronder zie je vier verschillende tekeningen. Toch betekenen ze allemaal hetzelfde: een zuurstofatoom (met symbool O) met daaraan twee waterstofatomen (met symbool H). Het zijn vier verschillende modeltekeningen voor de stof water!
Voor sommige atoomsoorten hebben we een vaste kleur afgesproken:
waterstof is wit, zuurstof is rood, koolstof is zwart en stikstof is blauw. Voor deze vier atoomsoorten laten we het symbool dan soms ook weg, zoals in de twee linker plaatjes hieronder. Voor veel andere atoomsoorten is er misschien geen vaste kleur, maar dan staat altijd het symbool van de atoomsoort getekend.
Formules
Waarschijnlijk heb je ooit wel eens gehoord van de molecuulformule van water: H2O. Maar wat betekent dit nu eigenlijk? Een molecuulformule geeft aan welke atoomsoorten er in een molecuul zitten, en hoeveel van deze soort. Water bevat twee waterstofatomen en één zuurstofatoom. Het kleine cijfer 2 in de formule na het symbool H geeft dus weer dat er 2 atomen van deze soort in het molecuul zitten. Dit cijfer noemen we de index. De index ‘1’ wordt nooit geschreven; staat er dus niets achter een symbool in de formule dan komt er maar 1 atoom van deze soort voor in het molecuul.
Niet-ontleedbare stoffen (elementen)
De 118 verschillende atoomsoorten kunnen voorkomen als niet-ontleedbare stof. We noemen dit dan ook wel de elementen. Dit zijn stoffen waarvan je de moleculen niet kunt ontleden in nieuwe stoffen.
De meeste niet-ontleedbare stoffen zijn metalen. In totaal zijn dit er ongeveer 70. Natuurlijk zijn er tussen de metalen verschillen in stofeigenschappen, zoals dichtheid, smeltpunt en hardheid. Maar alle metalen hebben wel een aantal stofeigenschappen die hetzelfde zijn:
Ze kunnen reageren met zuurstof uit de lucht. Dit noemen we corrosie, of bij het metaal ijzer noemen we dat roesten;
Ze geleiden elektrische stroom en warmte;
Ze hebben een glanzend oppervlak.
De overige niet-ontleedbare stoffen zijn de niet-metalen. Deze lijken eigenlijk maar weinig op elkaar.
De molecuulformule van een niet-ontleedbare stof bevat altijd maar één atoomsoort! Bijna altijd is de formule dan ook gewoon het symbool van het atoomsoort. Zo noteren we als formule van de stof ijzer 'Fe', en van de stof neon 'Ne'.
Er zijn echter zeven uitzonderingen: dit zijn zeven niet-ontleedbare stoffen waarvan het molecuul uit twee dezelfde atomen bestaat. Ze staan in de tabel hiernaast. Deze moet je uit het hoofd kennen! Een veelgebruikt ezelbruggetje daarvoor is Claire Fietst Naar Haar Oma In Breda. Maar ook voor deze stoffen geldt nog steeds dat de formule maar één atoomsoort bevat en dus niet-ontleedbaar is.
Ontleedbare stoffen (verbindingen)
Bijna alle stoffen om je heen zijn echter ontleedbare stoffen. De moleculen waarvan een ontleedbare stof is gemaakt kun je ontleden in nieuwe stoffen. Dat kan alleen als het molecuul minstens 2 verschillende atoomsoorten bevat! Ontleedbare stoffen noemen we ook wel verbindingen.
Water is bijvoorbeeld een ontleedbare stof, en dat kun je zien aan de molecuulformule H2O. Daaruit kun je snel afleiden dat er twee soorten atomen in zitten, namelijk waterstof (H) en zuurstof (O).
Naamgeving van ontleedbare stoffen
De namen van de niet-ontleedbare stoffen zijn eenvoudig: we gebruiken hiervoor gewoon de naam van het atoomsoort. Zelfs als het een van de zeven niet-ontleedbare stoffen is die bestaan uit twee dezelfde atomen. De stof N2 noem je dus gewoon stikstof.
Voor ontleedbare stoffen is dat lastiger. Dan heb je immers te maken met meer dan één atoomsoort. Maar voor moleculen die bestaan uit twee verschillende atoomsoorten bestaan echter een paar regeles waarmee je een molecuulformule kunt omzetten in een systematische naam en omgekeerd. Daarvoor gebruik je de volgende 3 regels.
Regel 1
De tweede atoomsoort in de formule krijgt de uitgang '-ide'. Die uitgang komt gewoon achter de naam van de atoomsoort, maar er zijn enkele uitzonderingen. De belangrijkste zijn die voor zuurstof en zwavel. Kijk maar in de tabel hiernaast met de belangrijkste '- ides'.
Regel 2
De eerste atoomsoort in de molecuulformule behoudt gewoon zijn normale naam.
Regel 3
In de systematische naam zet je direct voor elke atoomsoort hoeveel van die atomen er aanwezig zijn. Daarvoor gebruiken we Griekse telwoorden: zie de tabel hiernaast. Een uitzondering is 'mono' bij het eerste atoom in de ontleedbare stof: deze laten we dan vaak weg. Bijvoorbeeld CO. Dit zou eigenlijk monokoolstofmono-oxide worden, maar we gebruiken meestal gewoon koolstofmono-oxide.
Voorbeeld 1: geef de systematische naam van de stof P2O5
Het eerste atoomsoort is fosfor (P), hiervan zijn er 2 aanwezig ('di'). Het begin van de naam luidt dus 'difosfor'.
Het tweede atoomsoort is zuurstof (O). Dit wordt 'oxide'. Hiervan zijn er 5 aanwezig, dus het tweede deel van de naam luidt 'pentaoxide'.
Combineren geeft de volledige naam: difosforpentaoxide.
Voorbeeld 2: geef de juiste formule van de stof 'koolstoftetrabromide'
Het eerste atoomsoort is koolstof: C. Er wordt geen telwoord gegeven, dus we gaan uit van 1 atoom van deze soort (want hier geldt de uitzondering: mono weglaten bij eerste atoomsoort).
Het tweede atoomsoort is broom: Br. Maar er zijn er 4 van aanwezig ('tetra').
Combineren: 1x C atoom voorop, 4x Br atoom achterop, dus de formule wordt CBr4.
Fasen en fase-overgangen
Fase(overgang) op molecuulniveau
Stoffen kunnen in drie verschillende fasen voorkomen:
in vaste fase.
in vloeibare fase.
in gasvormige fase.
Nu we dat weten, gaan we kijken hoe de verschillende fasen er op moleculair niveau uitzien. In de volgende afbeelding stelt elk blauw bolletje een willekeurig molecuul voor. Laten we voor het gemak zeggen dat elk blauw balletje in de volgende afbeelding een watermolecuul voorstelt.
A. Vloeibare fase | B. Vaste fase | C. Gasvormige fase
Bij afbeelding A zie je de stof water in zijn vloeibare vorm. In de vloeibare fase hebben de moleculen de mogelijkheid om vrij te bewegen. Maar tijdens dit bewegen maken ze veel botsingen met elkaar. Je kunt het vergelijken met een volle discotheek: Je wilt van de dansvloer naar de bar en onderweg bots je heel veel tegen andere mensen aan.
Bij afbeelding B zie je stof water in zijn vaste vorm. In de vaste fase hebben de moleculen geen bewegingsvrijheid. Maar ze staan ook niet stil. Ze trillen op hun plek. Bovendien zitten ze ook in een geordende structuur. Deze fase kan je vergelijken met een gezellig nummer waar iedereen omarmd en op de maat van de muziek heen en weer gaat bij een concert van een grote popartiest. Je kunt nergens heen, maar je staat ook niet stil.
Bij afbeelding C zie je de stof water in gasvorm. In de gasvormige fase hebben de moleculen, net als bij de vloeibare fase, de mogelijkheid om vrij te bewegen. Alleen in de gasvormige fase hebben ze veel meer ruimte tussen elkaar zitten, kunnen ze zich sneller bewegen en zullen ze minder vaak tegen elkaar aanbotsen. Dit kan je vergelijken met de ZiggoDome met daarin maar 100 mensen. Deze mensen kunnen zich dan ook vrij door te ruimte begeven (in rechte lijnen), zonder heel vaak tegen elkaar aan te botsen.
Faseovergangen
Het komt voor dat een stof van fase veranderd. Wanneer een stof van fase veranderd, wordt bepaald door het smeltpunt & kookpunt van een stof. Als de stof zijn smeltpunt heeft bereikt, kan hij op twee manieren van fase veranderen:
Hij kan van de vaste fase naar de vloeibare fase gaan (smelten).
Hij kan van de vloeibare naar de vaste fase gaan (stollen).
Wanneer een stof zijn kookpunt bereikt, zijn er ook weer twee manieren waarop een stof van fase kan veranderen:
Hij kan van de vloeibare fase naar de gasvormige fase gaan (verdampen).
Hij kan van de gasvormige fase naar de vloeibare fase gaan (condenseren).
Het smeltpunt van een stof wordt ook wel het stolpunt genoemd. En het kookpunt van een stof wordt ook wel het condensatiepunt genoemd.
Daarnaast kan een stof ook nog op een speciale manier van fase veranderen, als de temperatuurverschillen ineens "heel groot" zijn:
Hij kan van de vaste fase naar de gasvormige fase gaan (sublimeren).
Hij kan van de gasvormige fase naar de vaste fase gaan (rijpen).
Deze laatste twee fase-overgangen kom je zelden tegen. Vooral bij stoffen waarbij het smeltpunt en kookpunt relatief dicht op elkaar zitten, kan dit voorkomen.
De fasedriehoek
Fase-aanduidingen
We gebruiken een aantal afkortingen om bij de formule van een stof aan te geven in welke fase (of "toestand") deze zich bevindt.
De letters tussen haakjes worden de fase-aanduidingen of toestandsaanduidingen genoemd. Het zijn de symbolen van de fasen. Het zijn er vier:
(s) = vaste fase (van het Engelse woord solid)
(l) = vloeibare fase (van het Engelse woord liquid)
(g) = gasvormige fase (van het Engelse woord gaseous)
(aq) = opgeloste stof in water (afgeleid van het woord aqua in het Latijn)
Het zijn allemaal kleine letters en de haakjes horen bij het symbool. We schrijven de fase-aanduiding direct achter de formule van de stof. Zo noteren we bijvoorbeeld voor vloeibaar water: H2O(l)
Faseovergangen in formules
Een faseovergang kunnen we kort noteren in formules. Daarbij gebruiken we een pijl (→) om de verandering van de ene naar de andere fase weer te geven. Voor de pijl noteren we dan de formule van de stof met de juiste fase-aanduiding, na de pijl dezelfde formule met de nieuwe fase-aanduiding. Bijvoorbeeld het smelten van suiker (C12H22O11):
C12H22O11(s) → C12H22O11(l)
Bij een faseovergang zal de formule voor en na de pijl altijd hetzelfde zijn! Het blijft immers dezelfde stof met dezelfde soort moleculen, alleen verandert de ruimte en beweging van deze moleculen ten opzichte van elkaar.
Zuivere stoffen en mengsels
Met zuivere stof geven we in de scheikunde aan dat het om één stof gaat: de stof bestaat uit slechts één soort deeltjes. Deze deeltjes zorgen voor de stofeigenschappen van de stof. We noemen deze deeltjes moleculen. Zo bestaat zuiver water uit alleen watermoleculen, en zuiver suiker uit alleen suikermoleculen.
Als we verschillende soorten deeltjes samenvoegen maken we een mengsel. Zo bevat suikerwater (opgelost suiker in water) zowel water- als suikermoleculen. Suikerwater krijgt dan ook een combinatie van stofeigenschappen: het is een kleurloze transparante vloeistof (een stofeigenschap van de zuivere stof water) en het smaakt zoet (stofeigenschap van de zuivere stof suiker).
Heterogeen of homogeen
We kunnen mengsels onderscheiden in heterogene en homogene mengsels. Aan een heterogeen mengsel is nog goed te zien welke bestanddelen in het mengsel zitten. Beton (water, zand en cement en grind) is een voorbeeld hiervan. Soms kun je het niet met het blote oog zien, maar wel met een microscoop. Zo staat hiernaast een foto van een druppel koemelk onder de microscoop. Je kunt zien dat de melk een mengsel is van water en kleine vetdruppeltjes.
Bij homogene mengsels is dit moeilijker. De stoffen zijn zó met elkaar vermengd dat de oorspronkelijke bestanddelen niet meer zichtbaar zijn. Zout water is hier een voorbeeld van.
Namen van mengsels
Van zowel homogene als heterogene mengsel bestaan er weer verschillende soorten. Omdat er veel verschillende mengmogelijkheden zijn, bestaan er verschillende mengsels met ieder een eigen naam.
Oplossing
Oplossingen zijn homogene mengsels: je kunt niet zien dat er verschillende soorten stoffen in voorkomen. Een voorbeeld is suikerwater: de vaste stof suiker is opgelost in water, waardoor je niet langer de suikerkorrels kunt zien. Het oplosmiddel is hier de stof water, de opgeloste stof de suiker. In lesbrief 1 heb je zelf oplossingen gemaakt van suiker en zout in water. Een oplossing is altijd helder: je kunt er doorheen kijken. Dat betekent niet dat een oplossing altijd kleurloos is! Denk maar aan ranja: die is vaak gekleurd maar wel helder. De opgeloste stof hoeft niet altijd een vaste stof te zijn. Bijvoorbeeld bier: grotendeels water, maar het bevat ook het opgeloste gas koolstofdioxide en de opgeloste vloeistof alcohol.
Gassen kunnen ook onderdeel zijn van heterogene mengsels. Rook bestaat uit kleine deeltjes vaste stof (roet) in een gas (de lucht). Bij een nevel zweven kleine vloeistofdruppeltjes in het gas, bijvoorbeeld mist. Soms is het gas zelf juist als kleine belletjes opgesloten en vormt het een schuim. Scheerschuim bestaat uit kleine gasbelletjes opgesloten in een vloeistof, piepschuim uit gasbelletjes opgesloten in een vaste stof.
Suspensie
Een suspensie is een heterogeen mengsel: een vloeistof waarin je kleine brokjes van een vaste stof kunt zien zweven. Elk brokje bestaat nog uit heel veel deeltjes/moleculen van de vaste stof. Samen zijn die deeltjes groot genoeg om het licht te verstrooien. Hierdoor kun je er niet meer goed doorheen kijken: een suspensie is troebel.
Emulsie
Een emulsie is een ondoorzichtige, troebele vloeistof waarin druppels van een andere vloeistof zweven. Zo ben je op de vorige pagina al melk tegengekomen: een emulsie van water en vet. Soms kunnen emulsies na verloop van tijd ontmengen. Er ontstaan dan twee lagen. Denk maar aan olie en water. Als je deze samenvoegt en schudt krijg je een troebele vloeistof, maar na enige tijd zal de olie op het water gaan drijven. Om ontmengen te voorkomen voegt men soms een extra stof toe: een emulgator. In het volgende filmpje iets meer uitleg over emulgatoren: https://schooltv.nl/video/mayonaise-maken-olie-azijn-ei-en-kruiden/
Bij filtreren kun je stoffen scheiden op basis van de deeltjesgrootte. Je gebruikt daarbij een filter met gaatjes van een bepaalde grootte. Deeltjes die kleiner zijn dat de gaatjes gaan door het filter heen. Ze komen terecht in het filtraat. Deeltjes die groter zijn dan de gaatjes in het filter blijven achter op het filter. Dit noemen we het residu. Op het lab gebruiken we meestal een rond filter dat we 2x dubbel vouwen en dan in een trechter zetten: kijk maar eens naar de volgende video.
Filter vouwen
De gaatjes in een filter zijn zo klein dat ze niet te zien zijn met het blote oog. Maar toch zijn ze nog veel groter dan moleculen. Een opgeloste stof (die bestaat uit losse moleculen) gaat er dus makkelijk doorheen. Maar brokjes vaste stof blijven gemakkelijk achter. Filtreren is dan ook een geschikte scheidingsmethoden voor een suspensie of voor bijvoorbeeld rook.
Zeven lijkt erg op filtreren, met als verschil dat een zeef bedoelt is om grotere vaste deeltjes vast te houden en een filter veel kleinere vaste deeltjes kan vangen. Denk maar aan een speelgoed zeef waarmee je op het strand schelpen en steentjes uit het zand kunt halen.
Bezinken en centrifugeren
De ene stof is zwaarder dan de andere: de dichtheid verschilt. Daarom zal de zwaarste stof op een bepaald moment naar beneden zakken. Denk maar aan zand dat in water zit. Het zand zakt naar de bodem omdat het zwaarder is dan water. Hierna kun je het water afgietenen houd je het zand over. We noemen dit bezinken. De methode werkt niet bij oplossingen, maar is wel toe te passen bij emulsies en suspensies. Kijk maar eens naar de volgende video:
Bezinken
Een manier om een stof sneller te laten bezinken is door gebruik te maken van centrifugeren. Hierbij draai je het mengsel heel snel rond in een centrifuge waardoor de deeltjes sneller naar de bodem zakken. Het kan gebeuren dat je bij het afgieten toch zwevende deeltjes van de stof weggooit. Daarom zou je ervoor kunnen kiezen om het mengsel te filtreren.
Centrifugeren
Destilleren
Destilleren
Destillatie maakt gebruik van het verschil in kookpunten van de twee stoffen. Als je weet dat een stof een ander kookpunt heeft dan het andere, kun je gaan destilleren. De stof die het eerst kookt, zal ook het eerst verdampen. Door deze damp op te vangen en weer vloeibaar te maken, scheidt je de stof met het laagste kookpunt van de stof met het hoogste kookpunt. Deze manier wordt veel gebruikt om alcoholische dranken te maken. Ook benzine wordt op deze manier gemaakt. De ruwe olie wordt gedestilleerd totdat o.a. benzine, diesel en kerosine kunnen worden onderscheiden.
Je gebruikt bij destillatie een destillatieopstelling. Een van de belangrijkste onderdelen is de koeler, zoals je al in het filmpje hebt kunnen zien. Deze dubbelwandige buis koelt de hete damp met kraanwater waardoor de damp in de buis condenseert. Je sluit deze zo aan dat het koude water van onderaf in de buis stroomt: dit werkt het meest effectief!
Als de stoffen in een mengsel een verschillende oplosbaarheid hebben kun je ze scheiden door te extraheren. Een bekend voorbeeld is thee zetten. In de theebladjes zitten geur-, smaak- en kleurstoffen die goed oplossen in warm water. Het water is het extractiemiddel of oplosmiddel: het trekt als het ware deze stoffen uit de theeblaadjes. De thee noemen we het extract. De rest van de blaadjes lost niet op in het water en kun je scheiden van het extract door bijvoorbeeld te filtreren. Hieronder staat dat in een schematische tekening uitgelegd.
Afkomstig van https://www.4nix.nl/extraheren.html
Chromatografie
Chromatografie is een perfecte scheidingsmethode voor kleurstoffen. Vaak onderzoeken we dan een monster: een onbekende stof waarvan we willen achterhalen welke stof of stoffen er eigenlijk in zitten.
Er bestaan vele verschillende soorten chromatografie, maar in klas 3 gaan we alleen aan de slag met papierchromatografie en dunnelaagchromatografie (ook wel afgekort tot TLC van thin Layer Chromatography). Bij papierchromatografie gebruik je een stevig soort filtreerpapier. Bij TLC gebruik je meestal een kaartje van aluminium met een speciaal laagje silica erop. Voor deze twee soorten chromatografie is de techniek en theorie echter precies hetzelfde.
Hieronder staat een handige video waarbij papierchromatografie in detail uitgelegd wordt. Je vindt daar alle belangrijke begrippen in terug: mobiele fase, loopvloeistof, stationaire fase, startlijn, vloeistoffront en het berekenen van de Rf-waarde. Probeer die zelf in je schrift mee te schrijven / samen te vatten!
Het tweede filmpje laat mooi een chromatografie-proef in praktijk zien: handig voordat je zelf op het lab aan de slag gaat met chromatografie.
Uitgebreide uitleg chromatografie
Leerlingen voeren chromatografie met stiften uit
Indampen
De methode indampen maakt gebruik van verschillen in kookpunten. Door een mengsel op te warmen, zal de stof met het laagste kookpunt op een bepaald moment verdampen, waardoor de vaste stof die in de andere stof was opgelost overblijft: het residu. Deze manier van scheiden werkt het beste bij oplossingen. Een van de bekendste voorbeelden is het winnen van zeezout in warme landen. Men laat zeewater in ondiepe meertjes lopen en sluit deze meertjes af. De zon laat vervolgens het water verdampen, en het zout blijft achter! Kijk maar eens naar de volgende video waarin ze zout uit zout water halen met behulp van indampen.
Hoewel er in het vorige filmpje gebruik werd gemaakt van een glazen bakje met indampen, gebruiken we op het lab meestal een indampschaaltje. Dit schaaltje is gemaakt van porcelein en kan veel beter tegen hoge temperaturen.
Adsorberen
Adsorberen is een scheidingsmethode waarbij je gebruikt maakt van een verschil in aanhechtingsvermogen van de verschillende stoffen in het mengsel. We gebruiken bij deze methode een stof die andere stoffen aan zich kan binden: een adsorptiemiddel. Een veelgebruikt adsorptiemiddel is actieve kool. Actieve kool bestaat uit kleine korreltjes koolstof die een groot aantal kanaaltjes en gaatjes bevatten. Je kunt het vergelijken met een soort spons. Kijk maar eens naar de volgende video:
Hieronder staat schematisch getekend hoe je met behulp van adsorptie een opgeloste stof uit een oplossing kunt halen. Vaak combineren we adsorptie met bijvoorbeeld filtreren om vervolgens de rest van de oplossing te kunnen scheiden van het adsorptiemiddel met de geadsorbeerde stof. Je kunt ook andere mengsels dan oplossingen scheiden met adsorberen. Zo bevatten gasmaskers ook actieve kool die giftige gassen uit de lucht kunnen adsorberen.
Afkomstig van https://www.4nix.nl/adsorberen.html
Chemische reacties en vergelijkingen
Chemische reactie
Een chemische reactie, of kortweg reactie, is een proces waarbij één of meer stoffen verdwijnen en gelijktijdig één of meer nieuwe stoffen ontstaan. Hierbij gaan geen atomen verloren.
De stoffen vóór de reactie noemen we de beginstoffen.
De stoffen na de reactie heten de reactieproducten.
De reactie zelf, het proces, geven we aan met een pijl, de reactiepijl.
Brengen we dit samen dan maken we een reactieschema. Deze ziet er in het algemeen als volgt uit:
beginstof(fen) → reactieproduct(en)
De vorming van nieuwe stof(fen) is aan te tonen door de stofeigenschappen van de stoffen vóór en na de reactie met elkaar te vergelijken. De reactieproducten hebben andere stofeigenschappen dan de beginstoffen. Dat is anders dan bij een mengsel: daarbij heeft het mengsel een combinatie van stofeigenschappen van de afzonderlijke stoffen.
Chemische reactie op molecuulniveau
Op molecuulniveau stellen we ons voor dat een chemische reactie een hergroepering van atomen is. De moleculen van de beginstoffen vallen uit elkaar in losse atomen, en hiermee kunnen nieuwe andere moleculen ontstaan: de reactieproducten. Vergelijk het maar eens met onderstaande plaatje waarin we atomen als lego-blokjes weergeven:
Je ziet dat de moleculen voor de pijl (de lego bouwwerken) anders zijn dan de moleculen na de pijl, maar dat het aantal blokjes van elke soort wel gelijk blijft voor en na de reactie. Er gaan dus geen atomen verloren, en er komen geen atomen uit het niets bij!
Reactievergelijking
Je kunt bij een chemische reactie een reactievergelijking opstellen. We gaan dit leren aan de hand van een voorbeeld:
De stof water kun je ontleden met behulp van elektriciteit. Daarbij ontstaan de niet-ontleedbare stoffen zuurstof en waterstof.
We maken nu stapsgewijs een reactievergelijking bij voor de ontleding van water.
Stap 1: verzamel informatie uit de tekst
Gegeven is dat we beginnen met de stof water. Deze wordt omgezet in twee nieuwe stoffen: zuurstof en waterstof. Voor de juiste fasen noteren we in principe altijd de fase van de stof bij kamertemperatuur, tenzij uit de tekst duidelijk een andere fase blijkt. Hier beginnen we met water, en dat is vloeibaar bij kamertemperatuur. Zuurstof en waterstof zijn beiden gasvormig; dit heb je als het goed is geleerd bij het rijtje elementen!
Stap 2: reactieschema opstellen
We zetten de informatie uit stap 1 netjes in een schematisch overzicht:
water (vloeibaar) → zuurstof (gas) + waterstof (gas)
Het plus-teken geeft aan dat er dus een mengsel van twee afzonderlijke stoffen ontstaat (een mengsel). We noemen dit ook wel een reactieschema.
Stap 3: omzetten naar molecuulformules
We maken nu van de stofnamen de juiste formule. Van water weet je inmiddels wel dat dit H2O is. De stoffen zuurstof en waterstof stonden in het rijtje van 7 niet-ontleedbare stoffen die als twee-atomig molecuul voorkwamen (daarom leer je dat rijtje dus!). Als we nu de namen vervangen voor de molecuulformules met fase-aanduiding krijgen we dus:
H2O(l) → O2(g) + H2(g)
Als we ons dit voorstellen in een molecuultekening staat er nu:
Stap 4: kloppend maken
Als je in in stap 3 naar de molecuulformules kijkt, zie je dat deze vergelijking nog niet kloppend is. Voor de pijl staat maar één zuurstofatoom en na de pijl staan er twee. Om het aantal zuurstofatomen links en rechts kloppend te maken, moet je voor de pijl twee watermoleculen hebben. Dit geef je aan door coëfficiënt "2" voor de molecuulformule van water te zetten:
2 H2O(l) → O2(g) + H2(g) (tussenstap)
Met het coëfficient "2" voor de molecuulformule van water bedoelen we dus dat we nu 2 moleculen water laten reageren. Als we deze vergelijking tekenen ziet dat er als volgt uit:
Nu kloppen de zuurstofatomen: 2 voor de pijl, 2 na de pijl. Maar de waterstofatomen zijn nog niet 'in balans'.
Daarna tel je het aantal waterstofatomen links en rechts van de pijl: voor de pijl zijn er nu vier en na de pijl twee. Om ook het aantal waterstofatomen kloppend te maken, moet je na de pijl de coëfficiënt 2 plaatsen voor de formule van waterstof, zodat er rechts ook vier waterstofatomen staan:
2 H2O(l) → O2(g) + 2 H2(g)
of als tekening:
Nu heb je evenveel waterstofatomen (namelijk 4) voor en na de reactiepijl, en ook evenveel zuurstofatomen (namelijk 2) voor en na de reactiepijl. De reactievergelijking is nu kloppend!
Kloppend maken lastige vergelijking
Helaas zijn sommige reactievergelijkingen wat lastiger kloppend te maken. Daarvoor hebben we een aantal filmpjes verzameld die laten zien hoe je dat kunt aanpakken!
Een paar dingen om op te letten:
Je mag nooit de index (bijv. de 2 in H2O) veranderen bij het kloppend maken. Dan verander je namelijk de stof, en dat is niet de bedoeling!
Het is vaak handig om te beginnen met de atoomsoort die in de minste molecuulformules voorkomt. Eindig het liefste met de niet-ontleedbare stoffen kloppend te maken (bijv. N2, H2, O2).
Je mag tussendoor met halve coëfficienten (de getallen voor een molecuulformule) werken. Maar die mag je nooit laten staan. Werk ze aan het einde weg door de coëfficienten voor alle molecuulformules te verdubbelen. (zie filmpje 2).
Zijn na het kloppend maken alle coëfficienten deelbaar door een geheel getal? Noteer ze dan zo klein mogelijk.
Kloppend maken van een iets lastiger reactievergelijking
Kloppend maken waarbij je tussendoor met 'halve' coëfficiënten werkt
Soorten reacties
Endotherm en Exotherm
Een chemische reactie gaat altijd gepaard met een energie-effect, meestal een warmte-effect. Er zijn twee
mogelijkheden:
De reactie is exotherm. Dit houdt in dat er bij de reactie warmte, of een andere vorm van energie, vrijkomt. Tijdens de reactie komt er dus warmte (energie) uit de reagerende massa (exo = uit).
De reactie is endotherm. Dit houdt in dat de reactie alleen verloopt als er warmte, of een andere vorm van energie, aan de stoffen wordt toegevoerd. Er moet dus warmte (energie) in de reagerende stoffen
worden gebracht om de reactie mogelijk te maken (endo = in).
Andere vormen van energie zijn bijvoorbeeld: licht, UV-straling, elektrische stroom of mechanische energie. Zo zijn er exotherme reacties die reeds bij kamertemperatuur verlopen, en waarbij energie vrijkomt in de vorm van licht.
En er zijn endotherme reacties waarbij elektrische energie of lichtenergie moet worden toegevoerd (zie 'Ontledingsreacties' in dit thema).
Een exotherme reactie moeten we meestal wel op gang brengen door een kleine warmte- of energietoevoer: we moeten de reactie 'aansteken'.
Een duidelijk voorbeeld daarvan is de verbranding van aardgas. Het gas moeten we met een lucifer of een elektrische vonk aansteken. De hoeveelheid warmte die bij de verbranding vrijkomt, is echter veel groter dan de hoeveelheid warmte die nodig was om het gas aan te steken.
Ontledingsreacties
Een ontledingsreactie is een chemische reactie waarbij uit één beginstof twee of meer reactieproducten ontstaan. Voor bijna alle ontledingsreacties moet je energie toevoegen (ze zijn endotherm). Die energie kun je op drie manieren toevoegen:
Ontleding door middel van elektriciteit heet elektrolyse
Ontleding door middel van warmte heet thermolyse
Ontleding door middel van licht het fotolyse
Bij ontleding ontstaan vaak stoffen die niet nog verder te ontleden zijn: de elementen. Maar dit is geen regel: soms zijn de ontledingsproducten op zich ook weer ontleedbaar.
Omdat we bij het beschrijven van een proef niet altijd precies weten welke formules de stoffen hebben, maken we soms gebruik van een reactieschema. Dat is eigenlijk een reactievergelijking in woorden.
Ontleding van ammoniumdichromaat
Kijk het bovenstaande filmpje waarbij ammoniumdichromaat (een oranje vaste stof) kort wordt verhit.
Er komt door het verhitten een reactie op gang. De reactie gaat daarna uit zichzelf verder, waarbij er zichtbaar warmte vrijkomt (vuurverschijnselen). De oranje vaste stof verdwijnt en er ontstaat een grijsgroen poeder (chroomoxide). Tegelijk ontstaat waterdamp en stikstofgas.
Het reactieschema voor de thermolyse van ammoniumdichromaat luidt dan:
We zetten dus de stofnamen in plaats van formules in het schema. Wel voegen we de toestandsaanduidingen toe.
Verbrandingsreacties
Een verbranding is een chemische reactie waarbij een brandstof reageert met zuurstof. Ook moet de temperatuur hoog genoeg zijn om de brandstof te laten branden. Deze temperatuur verschilt per brandstof. Deze stofeigenschap noemen we de ontbrandingstemperatuur. Vaak moet er eerst een beetje energie ingestopt moet worden om de verbranding te starten, bijvoorbeeld het aansteken met een lucifer. Maar daarna verloopt een verbranding vanzelf verder en komt er veel meer energie vrij dan dat er is ingestopt. Het zijn dan ook exotherme reacties.
We kunnen deze drie benodigdheden voor brand weergeven in de branddriehoek. Deze staat hiernaast afgebeeld.
Om een brand te blussen dien je één of meerdere van deze benodigdheden weg te nemen. Zo kun je met een blusdeken een brand afdekken waardoor er geen zuurstof meer bij komt. Van een gasfornuis kun je de gaskraan dichtdraaien: je neemt dan de brandstof weg. Een brand blussen met water heeft een dubbel effect. Allereerst koel je de brandstof doordat het bluswater verdampt en dat kost veel warmte. Daarnaast zal de waterdamp die ontstaat ook zuurstof verdringen.
Bij een verbrandingsreactie reageert de brandstof met zuurstofatomen. Meestal zijn die zuurstofatomen afkomstig uit zuurstof uit de lucht. Zuurstof is dan als niet-ontleedbare stof aanwezig, en heeft de formule O2. Samen vormen de brandstof en zuurstof dus de beginstoffen van de reactie: ze staan voor de reactiepijl in de vergelijking.
Als er voldoende zuurstof aanwezig is spreken we van een volledige verbranding. Je mag er vanuitgaan dat dit normaal gesproken het geval is als we het over een verbrandingsreactie hebben. Tijdens de verbranding ontstaan nieuwe stoffen: oxiden van de verschillende atoomsoorten die in de brandstof aanwezig zijn.
Vaak hebben we te maken met koolwaterstoffen als brandstof. Dit zijn stoffen waarvan de moleculen (voornamelijk) bestaan uit koolstof- en zuurstofatomen. Alle fossiele brandstoffen (aardgas, benzine, diesel, etc.) zijn koolwaterstoffen.
Bij (volledige) verbranding van koolwaterstoffen ontstaan altijd koolstofdioxide (CO2) en water (H2O).
We hebben nu voldoende informatie om een reactievergelijking op te kunnen stellen van de verbranding van een koolwaterstof:
Het koolwaterstof en O2 voor de reactiepijl
CO2 en H2O na de reactiepijl
Laten we een voorbeeld bekijken. We gaan de reactievergelijking opstellen van de volledige verbranding van aardgas (methaan, CH4). Laten we dat stapsgewijs doen:
Eerst maken we een reactieschema met de stofnamen:
methaan + zuurstof →koolstofdioxide en water
Nu maken we er formules van met de juiste toestandsaanduiding. Tenzij anders vermeld in de opgave noteer je de toestandsaanduidingen van de stoffen zoals die bij kamertemperatuur zouden zijn.
CH4(g) + O2(g) →CO2 (g) + H2O (l)
Soms is er onvoldoende zuurstof beschikbaar om de brandstof volledig te laten verbranden. We spreken dan van een onvolledige verbranding.
Bij de onvolledigeverbranding van een koolwaterstof ontstaat er nog steeds het oxide van waterstof: H2O (water). Maar er zijn dan niet genoeg zuurstofatomen om het koolstofdioxide (CO2) te laten ontstaan! In plaats van het dioxide van koolstof ontstaat dan het mono-oxide: koolstofmonoxide (CO). Of bij een zeer volledige verbranding ontstaat dan zelfs helemaal geen oxide van koolstof: dan houden we alleen losse koolstof (C) over. Dat noemen we ook wel roet.
Bij een onvolledige verbranding ontstaat CO of C in plaats van CO2. Er ontstaat nog wel gewoon H2O.
Gevaar van onvolledige verbranding
Onvolledige verbranding kan erg vervelend zijn. Zo kan er bijvoorbeeld roet (C) ontstaan en dat geeft nare zwarte vlekken. MIsschien heb je dat wel eens gezien bij een glazen kaarsenhoudertje?
Nog vervelender is koolstofmonoxide (CO). Het wordt ook wel koolstofmono-oxide of koolmonoxide genoemd. Dat is een kleurloos en geurloos gas, maar wel zeer dodelijk! Het neemt de plek van zuurstof in je rode bloodcellen in. Wanneer je het inademt raak je versuft, kun je buiten westen raken en kun je overlijden door het zuurstofgebrek.
Een echte 'sluipmoordenaar' dus. Elk jaar overlijden er in Nederland zo'n 10 tot 15 personen door CO. Vaak is dat doordat de kachel, open haard of CV-ketel niet goed werken of vuil zijn waardoor er onvoldoende zuurstof bij de brandstof kan komen.
Aantoningsreacties
Soms kun je chemische reacties gebruiken om te herkennen wat een onbekende stof is. Dit zijn aantoningsreacties.
Voor een aantoningsreactie gebruik je een reagens. Dit is een stof die reageert met de te onderzoeken stof en daarbij een duidelijke waarneming veroorzaakt. Bijvoorbeeld een kleurverandering. Een goed reagens moet selectief en gevoelig zijn. Het reagens reageert dan maar met één stof (selectief) en doet dat al als er maar een klein beetje van de andere stof aanwezig is (gevoelig).
Hieronder staan een aantal reagentia met hun aan te tonen stof en waarnemingen. Leer deze uit het hoofd:
Reagens
Aan te tonen stof
Waarneming
Kalkwater
Koolstofdioxide
Kalkwater is helder, maar wordt wit troebel als het in contact komt met koolstofdioxide
Wit kopersulfaat
Water
Wit kopersulfaat poeder kleurt van wit naar blauw met water
Custard
Water
Custard poerder kleurt van wit/lichtgeel naar oranje met water
Gloeiende houtspaander
Zuurstof
De houtspaander gloeit feller met zuurstof
Vlammetje (lucifer)
Waterstof
Er klinkt een hoge fluittoon/plofje/'blafje' als waterstof verbrand
Jood-oplossing
Zetmeel
Jood-oplossing kleurt van geelbruin naar donkerblauw/paars met zetmeel
Chemisch rekenen
Wet van behoud van massa
Tijdens de reactie zullen de atomen gebruikt worden om nieuwe molecuulsoorten te maken, maar alle atomen blijven wel behouden. De totale massa zal dus ook niet veranderen! We noemen dit ook wel de ‘Wet van Lavoisier’ of de ‘Wet van behoud van massa’.
De wet van behoud van massa is een handig hulpmiddel om te kunnen rekenen aan reacties. Kijk maar eens naar het volgende voorbeeld:
Rekenen met massaverhoudingen
We weten nu dat bij chemische reacties de totale (!) massa van de beginstoffen altijd gelijk is aan de
totale massa van de reactieproducten. Maar de beginstoffen reageren onderling niet in een
willekeurige massaverhouding. De verhouding waarin stoffen bij een specifieke reactie reageren verandert niet en ligt vast. Als je de massa's van de stoffen bij een reactie kent, dan kun je de massaverhouding afleiden. Kijk maar naar het volgende voorbeeld.
Andersom kun je uit een gegeven massaverhouding juist weer de massa's van stoffen in de reactie berekenen, zoals in onderstaande voorbeeld.
Soms is het een stapje lastiger. Hieronder staat een voorbeeld waarbij je de massa van geen van de stoffen weet van de gegeven massaverhouding. Je kunt er hier echter via een omweg wel achterkomen! Kijk maar:
Alleen NG/NT: rekenen met overmaat
Soms is er van een van de beginstoffen meer aanwezig dan er kan reageren volgens de vaste
massaverhouding. Hiervan zal dan een deel overblijven. We zeggen ook wel dat deze stof in overmaat aanwezig is.
Zuren en basen
Zuren en basen in het kort
Je kunt vast wel een aantal stoffen of voedingsmiddelen opnoemen die zuur zijn. Denk maar aan een citroen of azijn. Wij mensen kunnen de smaak van zure stoffen goed herkennen.
Maar er zijn ook stoffen die juist helemaal niet zuur zijn. Die noemen we basische stoffen. Een base is de tegenhanger van een zuur. Vaak voelen basen glibberig aan, en als je ze kan eten smaken ze bitter en zeepachtig. Basen kom je veel tegen in schoonmaakmiddelen zoals gootsteenontstopper en ammonia.
Als je een zure stof en een basische stof mengt zullen ze samen een chemische reactie starten.
Zuurgraad
Niet alle zure stoffen zijn even zuur. We geven dit aan met de zuurgraad. De zuurgraad kunnen we uitdrukken met de pH-schaal. Op deze schaal kunnen we aangeven hoe zuur een stof is. We bepalen dan de pH-waarde: het getal dat de stof heeft op de pH-schaal. Is een stof erg zuur of basisch, dan zijn ze meestal gevaarlijk voor o.a. je huid.
In praktijk heeft de pH bijna altijd een waarde tussen 0 en 14. Maar een hogere pH dan 14 en zelfs een negatieve pH is in zeldzame gevallen mogelijk. Een beroemd voorbeeld is het water uit een ijzermijn in Redding in de VS. Hier werd maar liefst een pH van -3,6 gemeten!
Hieronder zie je de pH-schaal waarop is aangegeven wanneer we een stof zuur, neutraal en basisch noemen. Ook staan er enkele voorbeelden van bekende stoffen bij.
De pH waarde van enkele bekende producten / stoffen
Er geld dus:
Een oplossing met een pH-waarde < 7 heet een zure oplossing.
Een oplossing met een pH-waarde = 7 heet neutrale oplossing (of: pH-neutraal).
Een oplossing met een pH-waarde > 7 heet een basische oplossing.
Zuurgraad meten: pH-indicatoren
Een zuur-base indicator is een kleurstof die gevoelig is voor de pH van de oplossing. We noemen ze ook wel pH-indicatoren. Ze veranderen dus van kleur afhankelijk van hoe zuur een stof is die je er mee onderzoekt.
Rode koolsap
Een eenvoudige pH-indicator kaan je zelf maken door rode kool te koken en het sap te bewaren! Rode koolsap is een simpelen indicator waarmee je snel kunt bepalen of een stof zuur of basisch is. Kijk maar naar de volgende video:
Rode koolsap als pH-indicator
Kleuromslag
De kleuromslag van een indicator vindt plaats tussen bepaalde pH-waarden. Dat noemen we een omslagtraject. Voor elke soort indicator zijn die anders. In onderstaande figuur staan de omslagtrajecten van verschillende pH-indicatoren. Zo kun je zien dat de eerste indicator (methylviolet) geel kleurt bij een stof met een pH van 0. Heeft de stof een pH van 1 of hoger dan kleurt deze indicator violet (paars).
Door verschillende losse indicatoren te mengen kunnen we een universeelindicator maken. Dat is een pH-indicator die snel voor elke pH-waarde een eigen kleur geeft. Vaak wordt daarvoor o.a. de stof lakmoes gemengt met enkele andere indicatoren. Meestal wordt de universeelindicator op een stukje filtreerpapier aangebracht. Je krijgt dan pH-papier. Dit pH-papier kun je in een oplossing dopen om te kijken wat de zuurgraad is van die oplossing:
Werken met pH-papier
Zuren en basen in detail
Maar wat zorgt er nu voor of een stof een zuur of een base is? Daarvoor moeten we iets dieper in de stof duiken.
Een zuur is een stof waarvan de moleculen een waterstofion (een H+ deeltje) kunnen afstaan.
Zo'n waterstofion is een waterstofatoom dat een elektron is kwijtgeraakt. Om zo'n waterstofion te kunnen afstaan ('loslaten') moeten de moleculen natuurlijk wel een waterstofatoom bevatten. Maar het is zeker niet zo dat alle moleculen met waterstofatomen zuur zijn, dat is maar bij een klein deel het geval! Hieronder staan enkele voorbeelden van zuren met hun molecuulformule:
zoutzuur: HCl
azijnzuur: CH3COOH
zwavelzuur: H2SO4
Eerder las je dat basen de tegenhangers van zuren zijn. En dat is als we in meer detail kijken ook zo!
Een base is een stof waarvan de moleculen een waterstofion (een H+ deeltje) kunnen opnemen.
De formule van een basische stof hoeft dus niet per se een waterstofatoom te bevatten (maar het kan wel!). Als je scheikunde kiest komen we daar in de bovenbouw nog op terug.
Zeep
Hydrofiel en hydrofoob
Om te begrijpen hoe zeep werkt hebben we twee begrippen nodig: hydrofiel en hydrofoob.
Hydrofiel
Hydrofiele stoffen zijn stoffen die van water houden. De naam komt uit het oude Grieks: hydro (water) en filos (friend). Hydrofiele stoffen kunnen goed mengen met water én met andere hydrofiele stoffen. Dat doen ze doordat de moleculen van hydrofiele stoffen waterstofbruggen met elkaar kunnen maken. Dat is een aantrekkende kracht tussen moleculen van hydrofiele stoffen. Dat doen ze meestal met O-H of N-H groepen. Kijk maar naar onderstaande voorbeelden:
(A) water; (B) ammoniak; (C) methanol.
In de drie voorbeelden hierboven is de waterstofbrug met een rode stippellijn getekend. Je ziet dat elk van de moleculen een O-H of N-H gedeelte bevat. Soms kunnen zuurstofatomen in een molecuul al waterstofbruggen maken zonder dat er een H aan vastzit (dus dan is het geen O-H).
Hydrofoob
Het tegengestelde van hydrofiele stoffen zijn de hydrofobe stoffen. Deze zijn juist 'bang' voor water. Maar ook andere hydrofiele stoffen vinden ze niet aantrekkelijk... Hydrofobe stoffen hebben geen O-H of N-H groepen in het molecuul en kunnen dus geen waterstofbruggen maken. Vetten en olieen zijn bekende voorbeelden van hydrofobe stoffen.
Hydrofobe stoffen mengen wel goed met andere hydrofobe stoffen, maar niet met hydrofiele stoffen.
Zeepmoleculen
Zeepmoleculen zijn bijzondere deeltjes. Ze zijn eigenlijk deels hydrofiel en deels hydrofoob! Dat kan omdat ze zo langgerekt zijn:
Je ziet dat er twee delen omcirkeld zijn.
Het linker deel bevat alleen C en H atomen; het heeft geen groepen die waterstofbruggen kunnen maken. Deze 'staart' is dus hydrofoob.
Het rechterdeel is een stuk korter, maar bevat twee zuurstofatomen. Deze kunnen wél een waterstofbrug maken met hydrofiele stoffen zoals water. Deze 'kop' is dus hydrofiel.
Als we willen uitleggen hoe zeep werkt, maken we er meestal een vereenvoudige tekening van. Dat noemen we dan het kop-staart model:
Het arrangement Kennisbank scheikunde klas 3 is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteurs
Galvin Vredenburg
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2020-10-24 23:42:34
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding-GelijkDelen 4.0 Internationale licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding en publicatie onder dezelfde licentie 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.
Leeromgevingen die gebruik maken van LTI kunnen Wikiwijs arrangementen en toetsen afspelen en resultaten
terugkoppelen. Hiervoor moet de leeromgeving wel bij Wikiwijs aangemeld zijn. Wil je gebruik maken van de LTI
koppeling? Meld je aan via info@wikiwijs.nl met het verzoek om een LTI
koppeling aan te gaan.
Maak je al gebruik van LTI? Gebruik dan de onderstaande Launch URL’s.
Arrangement
IMSCC package
Wil je de Launch URL’s niet los kopiëren, maar in één keer downloaden? Download dan de IMSCC package.
Wikiwijs lesmateriaal kan worden gebruikt in een externe leeromgeving. Er kunnen koppelingen worden gemaakt en
het lesmateriaal kan op verschillende manieren worden geëxporteerd. Meer informatie hierover kun je vinden op
onze Developers Wiki.
Waarschijnlijk heb je ooit wel eens gehoord van de molecuulformule van water: H2O. Maar wat betekent dit nu eigenlijk? Een molecuulformule geeft aan welke atoomsoorten er in een molecuul zitten, en hoeveel van deze soort. Water bevat twee waterstofatomen en één zuurstofatoom. Het kleine cijfer 2 in de formule na het symbool H geeft dus weer dat er 2 atomen van deze soort in het molecuul zitten. Dit cijfer noemen we de index. De index ‘1’ wordt nooit geschreven; staat er dus niets achter een symbool in de formule dan komt er maar 1 atoom van deze soort voor in het molecuul.
De molecuulformule van een niet-ontleedbare stof bevat altijd maar één atoomsoort! Bijna altijd is de formule dan ook gewoon het symbool van het atoomsoort. Zo noteren we als formule van de stof ijzer 'Fe', en van de stof neon 'Ne'.
We kunnen mengsels onderscheiden in heterogene en homogene mengsels. Aan een heterogeen mengsel is nog goed te zien welke bestanddelen in het mengsel zitten. Beton (water, zand en cement en grind) is een voorbeeld hiervan. Soms kun je het niet met het blote oog zien, maar wel met een microscoop. Zo staat hiernaast een foto van een druppel koemelk onder de microscoop. Je kunt zien dat de melk een mengsel is van water en kleine vetdruppeltjes.
Kijk maar eens naar het volgende fragment:
Video-uitleg over filtreren
We kunnen deze drie benodigdheden voor brand weergeven in de branddriehoek. Deze staat hiernaast afgebeeld.
