Scheikunde SSgN

Scheikunde SSgN

Blok 1

Stoffen en Stofeigenschappen

Bij scheikunde ga je je verdiepen in stoffen. Overal om je heen kom je allerlei stoffen tegen: de tafel, je schoenen, de lucht, het water uit de kraan. Alles om je heen bestaat uit stoffen. Scheikunde houdt zich bezig met het bestuderen van deze stoffen.

In je omgeving zijn zowel zuivere stoffen als mengsels te vinden. De meeste dingen die je ziet en voelt bestaan uit mengsels. In cola zitten bijvoorbeeld water, koolstofdioxide (de belletjes), suiker en verschillende geur- en smaakstoffen. Een van de dingen die je bij scheikunde gaat leren is hoe je zulke mengsels kunt scheiden in zuivere stoffen.

Zuivere stoffen kun je herkennen aan hun stofeigenschappen. Stofeigenschappen zijn kenmerken waaraan je een stof kunt herkennen. Suiker is bijvoorbeeld een zuivere stof. Je herkent suiker aan de smaak en kleur, maar ook doordat het bruin wordt als je het verhit.

Sommige stofeigenschappen kun je in getallen uitdrukken. Deze noem je stofconstanten. Denk bijvoorbeeld aan de dichtheid of het kookpunt van een stof. Dichtheid is een belangrijke stofeigenschap. Stel je voor: een ijsklontje weegt ongeveer 10 gram. Een brokje goud van precies hetzelfde formaat weegt 193 gram. Een even grote brok suiker weegt 16 gram. Dichtheid is dus een stofeigenschap waarmee je stoffen van elkaar kunt onderscheiden.

Rekenen met dichtheid doen we met een verhoudingstabel. Als eenheid gebruik je bijvoorbeeld g/cm3.

Rekenvoorbeeld: een klompje goud van 7,2 cm3 weegt ...

De dichtheid van goud is 19,3 g/cm3

Massa in gram 19,3 x
Volume in cm3 1 7,2

 

De x reken je dan als volgt uit:

\(x = \frac{19,3 \bullet 7,2}{1} = 138,96 \)

Dus een klompje goud van 7,2 cm3 weegt 138,96 gram.

Periodiek systeem

De meeste stoffen om je heen bestaan uit moleculen. Moleculen zijn op hun beurt opgebouwd uit nog kleinere deeltjes: atomen. Er bestaan 118 verschillende soorten atomen. In elk scheikundelokaal ter wereld hangt een kaart waarop deze atoomsoorten staan weergegeven. Die kaart heet het periodiek systeem.

In het periodiek systeem zijn de atoomsoorten gerangschikt op basis van hun massa. Het lichtste atoom is waterstof; dat staat linksboven. Het zwaarste atoom is oganesson, dat vind je rechtsonder. Een ander woord voor atoomsoort is element.

De Russische wetenschapper Dmitri Mendelejev legde in 1869 de basis voor het periodiek systeem. Hij ontdekte dat sommige elementen vergelijkbare eigenschappen hadden. Zo exploderen natrium en kalium als ze in contact komen met water. Neon en argon zijn gassen die juist nergens mee reageren. In het periodiek systeem staan zulke elementen met vergelijkbare eigenschappen onder elkaar.

Elementen die in dezelfde kolom staan, vormen samen een groep. Je moet de namen van een paar belangrijke groepen kennen: groep 1 zijn de alkalimetalen (reactieve metalen die heftig reageren met water), groep 2 zijn de aardalkalimetalen, groep 17 zijn de halogenen en groep 18 zijn de edelgassen (die nauwelijks of niet met andere stoffen reageren).

Elke atoomsoort heeft een symbool, meestal bestaande uit één of twee letters. Sommige van deze symbolen moet je uit je hoofd leren.

 

Niet metalen:

Waterstof H
Helium He
Koolstof C
Stikstof N
Fosfor P
Zuurstof O
Zwavel S
Fluor F
Broom Br
Jood I
Neon Ne
Argon Ar
Oganesson Og

 

Metalen:

Lithium Li
Natrium Na
Kalium K
Magnesium Mg
Aluminium Al
Calcium Ca
Chroom Cr
Mangaan Mn
IJzer Fe
Nikkel Ni
Koper Cu
Zink Zn
Zilver Ag
Goud Au
Tin Sn
Uranium U
Kwik Hg
Lood Pb
Platina Pt

 

In het periodiek systeem zijn de elementen verdeeld in drie hoofdgroepen: metalen (geel), niet-metalen (rood) en metalloïden (blauw). Er zijn meer dan 90 metalen, en die hebben een aantal eigenschappen gemeen: ze glanzen, geleiden warmte en elektriciteit en je kunt ze buigen of vervormen.

Sommige metalen reageren snel met zuurstof en water. Natrium bijvoorbeeld ontploft in water, terwijl ijzer langzamer reageert en uiteindelijk gaat roesten. Zulke metalen noem je onedele metalen. Er zijn ook metalen die juist niet of nauwelijks reageren, zoals goud en platina. Die noem je edele metalen. Een gouden ring uit de Romeinse tijd kan er nog steeds prachtig uitzien, terwijl ijzeren voorwerpen uit die tijd vaak zijn vergaan door roest.

De 20 niet-metalen verschillen onderling meer dan de metalen. Ze zijn heel divers: zo hoort koolstof erbij (dat als diamant heel hard is), maar ook chloor (een giftig gas) en helium (een licht gas dat je stem laat piepen). In de scheikundelessen zul je deze niet-metalen vaak tegenkomen, omdat ze in veel stoffen om je heen voorkomen.

Metalloïden hebben eigenschappen die tussen die van metalen en niet-metalen in liggen. Zo gedraagt het metalloïde silicium zich in glas als een niet-metaal, maar in een computerchip juist als een metaal.

Moleculen

Je kent inmiddels de bouwstenen van alle stoffen: de elementen. Samen vormen de elementen een groot aantal verschillende stoffen. Je kent waarschijnlijk de formule H₂O. Een molecuul H₂O bestaat uit twee atomen waterstof (H) en één atoom zuurstof (O).

Elke stof heeft een eigen formule. Suiker heeft bijvoorbeeld de formule C₁₂H₂₂O₁₁. In één molecuul suiker zitten dus 12 koolstofatomen (C), 22 waterstofatomen (H) en 11 zuurstofatomen (O). Als je wilt aangeven dat je 7 moleculen suiker hebt, schrijf je: 7 C₁₂H₂₂O₁₁. De 7 noem je de coëfficiënt. De kleine cijfers in de formule, die aangeven hoeveel atomen van elke soort er in één molecuul zitten, heten de index.

Stoffen die bestaan uit één atoomsoort noem je elementen. Verbindingen zijn stoffen die bestaan uit meerdere atoomsoorten, zoals suiker.

Er zijn 7 elementen met een bijzondere eigenschap: ze komen in de natuur niet als losse atomen voor, maar als tweetallen. Zulke elementen zijn twee-atomig. De formule van zuurstof in de lucht is dus niet O, maar O₂. Er zijn nog zes van zulke elementen. Je kunt ze onthouden met het ezelsbruggetje:

Cleopatra Fietst Naar Haar Oma In Breda
(Cl₂, F₂, N₂, H₂, O₂, I₂, Br₂)

Namen van moleculen

In de verfwinkel kun je aceton kopen. Je kent de geur van aceton waarschijnlijk ook van nagellakremover, want die bestaat voor een groot deel uit aceton. In de scheikunde zijn er twee namen voor deze stof. Aceton is de triviale naam, oftewel de naam die vaak in het dagelijks leven wordt gebruikt.

Omdat het onhandig is om voor elke stof een aparte naam te bedenken, bestaat er in de scheikunde ook een systeem voor namen. Daar leer je in dit blok meer over. De systematische naam van aceton is propanon. Aan het einde van dit onderdeel kun je aan de hand van de formule van een stof bepalen wat de systematische naam is.

Bij kleine moleculen gebruik je scheikundige telwoorden om aan te geven uit hoeveel en welke atomen een molecuul bestaat. De naam van zo’n stof eindigt altijd op -ide.

Voorbeelden:

  • CO₂ heet koolstofdioxide

  • CS₂ heet koolstofdisulfide

  • N₂O₄ heet distikstoftetraoxide

 

Scheikunde telwoorden

1 atoom Mono-
2 Di-
3 Tri-
4 Tetra-
5 Penta-
6 Hexa-

 

Atoommassa's en Molecuulmassa's

Atomen zijn niet allemaal even zwaar. Een zuurstofatoom is bijvoorbeeld 16 keer zwaarder dan een waterstofatoom. De gebruikelijke eenheden voor massa, zoals gram of kilogram, zijn niet handig om te gebruiken als het over atomen gaat. In 1 gram waterstof zitten namelijk ongeveer 602.214.076.000.000.000.000.000 (oftewel 6,022 × 10²³) atomen. Je kunt je voorstellen dat één atoom dus ontzettend weinig weegt.

Daarom gebruiken we voor de massa van atomen en moleculen een speciale eenheid: u. Deze eenheid staat voor atomaire massa-eenheid (ook wel amu genoemd). Het lichtste atoom, waterstof, heeft een massa van ongeveer 1,0 u. Van een aantal andere atomen kun je de massa vinden in de tabel hieronder.

Symbool Massa
H 1,0 u
O 16,0 u
C 12,0 u
N 14,0 u
S 32,1 u
Cl 35,5 u

Met de massa’s van losse atomen kun je de massa van moleculen berekenen. Neem bijvoorbeeld een watermolecuul (H₂O). Dit bestaat uit twee waterstofatomen (elk 1,0 u) en één zuurstofatoom (16,0 u). De totale massa van een watermolecuul is dus: 2 • 1,0 u + 1 • 16,0 u = 18,0 u.

Blok 2

Faseovergangen

Alle stoffen komen voor in drie fasen: vast, vloeibaar en gas. Van water ken je die waarschijnlijk het best. Als je aan water denkt, denk je waarschijnlijk aan de vloeibare vorm, maar je hebt ook vast water (ijs) en gasvormig water (waterdamp).
Als je ijs verwarmt, wordt het vaste water vloeibaar. Verwarm je het vloeibare water verder, dan verdampt het en wordt het gasvormig. Bij afkoeling gebeurt het tegenovergestelde. Als je op een koude wintermorgen naar school fietst, kan het gras wit zijn van de rijp. In de nacht is waterdamp dan veranderd in kleine ijskristallen op de grassprieten.

De temperatuur waarbij een stof van vast naar vloeibaar verandert, noem je het smeltpunt. Het kookpunt is de temperatuur waarbij een stof overgaat van vloeistof naar gas. Elke stof heeft zijn eigen smeltpunt en kookpunt. Bij water ken je ze waarschijnlijk wel: 0 graden Celsius is het smeltpunt en 100 graden Celsius het kookpunt. Maar ook ijzer kan smelten (bij 1538 graden Celsius) en koken (bij 2862 graden Celsius).

Wetenschappers gebruiken voor temperatuur vaak een andere eenheid: kelvin. Het nulpunt van de schaal van Celsius is het smeltpunt van water. Het nulpunt van de kelvinschaal is het absolute nulpunt: -273 °C. Kouder dan 0 K kan het niet worden, omdat de deeltjes van een stof dan volledig stilstaan.

Om graden Celsius om te rekenen naar kelvin, tel je er 273 bij op.
Voorbeeld: 25 °C = 25 + 273 = 298 K.

Om kelvin om te rekenen naar graden Celsius, trek je er 273 van af.
Voorbeeld: 100 K = 100 - 273 = -173 °C.

Fase driehoek
Fase driehoek

Stoffen kunnen van fase veranderen. De verschillende faseovergangen hebben namen. In het diagram hierboven kun je ze vinden. De letters s, l en g geven de verschillende fasen aan: s staat voor solid (vast), l voor liquid (vloeibaar), en g voor gas. Je kunt deze letters gebruiken om aan te geven in welke fase een stof zich bevindt. H₂O (s) is bijvoorbeeld ijs, terwijl H₂O (g) waterdamp of stoom is.

Als je nauwkeurig het smeltpunt of kookpunt van een stof meet, kun je bepalen of de stof zuiver is of een mengsel van verschillende stoffen. Zuiver water smelt bijvoorbeeld precies bij 0 °C (273 K). Een bakje met water en smeltend ijs blijft dan ook 0 °C totdat al het ijs gesmolten is.

Bij een mengsel, zoals een waterijsje met suiker erin, begint het smelten al bij een temperatuur die iets onder 0 °C ligt. Tijdens het smelten loopt de temperatuur langzaam op. Dit noem je het smelttraject. Een zuivere stof heeft geen smelttraject, maar een smeltpunt.

Hetzelfde geldt voor het koken: een zuivere stof heeft een vast kookpunt. Een mengsel heeft een kooktraject, waarbij de temperatuur tijdens het koken geleidelijk stijgt.

Het verwarmen van een zuivere stof
Het verwarmen van een zuivere stof
Het verwarmen van een mengsel
Het verwarmen van een mengsel

Mengsels

Jullie hebben al geleerd dat we het in de scheikunde niet hebben over wat je kunt zien of voelen, maar over hele kleine deeltjes. Alle stoffen en materialen om je heen bestaan namelijk uit moleculen, de kleinste bouwstenen van een stof. Aan de hand van deze moleculen kunnen we stoffen verder onderverdelen.

Als we onderzoeken welke moleculen er voorkomen in een suikerklontje, ontdekken we dat het allemaal dezelfde moleculen zijn. Er komt dus maar één soort molecuul voor in suiker. We noemen suiker daarom een zuivere stof. Een ander voorbeeld van een zuivere stof is water: daarin komen uitsluitend watermoleculen voor. Een stof die meerdere soorten moleculen bevat, noemen we een mengsel. In het dagelijks leven komen veel meer mengsels dan zuivere stoffen voor. Denk bijvoorbeeld aan mayonaise of cola. Kraanwater is ook een mengsel. Als je kraanwater laat verdampen, blijft er een witte vaste stof achter. Er zit dus meer in dan alleen watermoleculen.

Als we verschillende mengsels bekijken, zien we duidelijke verschillen. Soms zijn ze helder en kun je erdoorheen kijken, en soms juist niet. Op basis van de manier waarop de deeltjes verdeeld zijn, kunnen we mengsels onderverdelen in drie soorten:

 

Oplossing

Cola is een voorbeeld van een oplossing. De grote hoeveelheid suiker in cola mengt goed met het water.

In een oplossing zijn de stoffen volledig met elkaar gemengd. Daardoor is een oplossing een helder mengsel: je kunt erdoorheen kijken.

 

Suspensie

Sinaasappelsap is een voorbeeld van een suspensie. Het vruchtvlees van de sinaasappel mengt niet goed met het sap.

In een suspensie zweven stukjes vaste stof in de vloeistof. Daardoor is het een troebel mengsel: je kunt er niet doorheen kijken.

 

Emulsie

Mayonaise is een voorbeeld van een emulsie. Het vet in mayonaise mengt niet goed met het water.

In een emulsie zitten kleine druppels van de ene vloeistof in de andere.

Om ervoor te zorgen dat mayonaise toch één geheel vormt, kun je een emulgator toevoegen. Een emulgator zorgt ervoor dat de stoffen toch (gedeeltelijk) met elkaar mengen. In mayonaise is eigeel de stof die deze rol vervult.

Soms mengen verschillende vloeistoffen zo slecht dat ze zich volledig scheiden. Dan ontstaat een tweelagensysteem. Een goed voorbeeld hiervan is olie en water. Kijk maar naar de grote olievlekken die soms op zee te zien zijn.

Tweelagensysteem van olie en water

Scheidingsmethoden

Scheikunde is de wetenschap die zich bezighoudt met de samenstelling en opbouw van stoffen, maar waarom heet het dat geen stofkunde. Dat komt het niet alleen belangrijk is om te kijken naar stoffen, maar ook om stoffen te kunnen onderscheiden van elkaar. Daarvoor is het belangrijk om zuivere stoffen te onderzoeken om achter de eigenschappen te komen. Maar hoe kunnen we de zuivere stoffen uit mengsels halen? Dat doen we met de zogeheten scheidingsmethodes. Al deze scheidingsmethodes zijn op gebaseerd op een verschil in stofeigenschappen tussen de stoffen die in het mengsel aanwezig zijn. We lopen de belangrijkste scheidingmethodes even langs.

Bezinken:

De gemakkelijkste scheidingsmethode is bezinken en de naam zegt eigenlijk al wat er gebeurt. Je hebt een mengsel in een bekerglas of reageerbuis en je wacht tot één van de stoffen naar de bodem is gezonken. Dit heeft te maken met het verschil in dichtheid; De stof met de hoogste dichtheid zinkt naar de bodem, denk maar aan een steen in water. Wat voor mengsels kun je dan scheiden met bezinken? Dat zijn dan de mengsels waarin de stoffen een duidelijk verschil in dichtheid bevatten, namelijk suspensies en emulsies. Mocht je heel weinig geduld hebben en het zinken willen versnellen kun je de reageerbuisjes met je mengsel heel snel rond laten draaien, dit heet centrifugeren. Door de snelheid van het ronddraaien ‘zinkt’ de stof met de hoogste dichtheid sneller.

Filtreren:

Filtreren is een scheidingsmethode die je zelf al eens hebt uitgevoerd. Denk bijvoorbeeld aan bezoekjes aan het strand (of de zandbak), waar je met een zeef de steentjes uit het zand kon halen. Een ander voorbeeld is na het koken van pasta, waar je het kokend water met de pasta door een vergiet gooit om de pasta makkelijk te scheiden van het water. Dit alles kun je toepassen om de deeltjes die blijven hangen groter zijn dan de deeltjes die door de zeef of het vergiet gaan. Het gaat hier dus om het verschil in deeltjesgrootte. Bij filtreren werkt het precies zo, alleen zijn de deeltjes natuurlijk vele malen kleiner. Je giet een suspensie door een filter, de vaste stof blijft in het filter hangen omdat de deeltjes te groot zijn voor de gaatjes in de filter. Deze vaste stof noem je dan het residu, een moeilijk woord voor overblijfsel. De deeltjes van de vloeistof zijn wel klein genoeg om door de gaatjes van de filter te passen. De vloeistof vang je dan op in een reageerbuis of bekerglas en noem je het filtraat.

Indampen:

De naam van deze scheidingmethode lijkt veel op de naam van de faseovergang van vloeibaar naar vast: verdampen. Het heeft hier dan ook veel mee te maken. Je scheidt bij indampen namelijk de stoffen door ze te laten verdampen. Je giet een mengsel in een indampschaaltje en gaat dit verwarmen met behulp van een gasbrander. De ene stof zal sneller verdampen dan de andere stof in het mengsel. Dat komt door het verschil in kookpunt. De stof met het laagste kookpunt verdampt als eerst. De stof met het hoogste kookpunt blijft dan over in het indampschaaltje. Deze scheidingsmethode pas je toe bij oplossingen van vaste stoffen in een vloeistof. De vloeistof heeft het laagste kookpunt en zal dus verdampen. De vaste stof heeft een hoger kookpunt en zal dus overblijven in het indampschaaltje.

Destilleren:

Destilleren is ingewikkeld indampen. Hier is een speciale opstelling voor ontworpen, zie de afbeelding hieronder. Het mengsel wordt, net als bij indampen, verwarmd tot een van de stoffen gaat verdampen. Het gaat hierbij weer om het verschil in kookpunt. In plaats van dat de stof zich verspreidt in de ruimte wordt deze opgevangen in de glazen buis. Om deze glazen buis bevindt zich een extra laag waar koelwater doorheen stroomt. Dit koelwater heeft als functie om het gas weer te verkoelen en het zo te laten condenseren. Het gas wordt dus weer vloeibaar, zodat je het aan het eind van de glazenbuis weer op kan vangen. Dat is het grote verschil met indampen, je houdt beide stoffen over in de vloeibare fase. Bij destilleren scheid je dus oplossingen van twee of meer vloeistoffen. De stof die je aan het eind weer opvangt heeft het laagste kookpunt en noem je het destillaat. De stof die overblijft aan het begin heeft het hoogste kookpunt en noem je het residu.

Extraheren:

Extraheren is de scheidingmethode die docenten het vaakst gebruiken. Om koffie te kunnen zetten is extraheren nodig. Je wilt namelijk de kleur, geur en smaakstoffen uit de koffieboon halen en oplossen in heet water. Dit is mogelijk, omdat deze stoffen liever opgelost zitten in water dan in de koffieboon. Voor extraheren is het verschil in oplosbaarheid dus erg belangrijk. Extraheren gaat om het onttrekken van een stof van de ene stof naar een vloeistof waar de stof beter in oplost. Dit noem je het extractiemiddel. Een ander voorbeeld is suiker uit suikerbieten halen. Ook hier gebruik je water als extractiemiddel. De suiker in de suikerbiet zit liever opgelost in het water, dus als je suikerbieten in water legt zal de suiker uit de bieten worden getrokken.

Rendement:

Het is belangrijk om te bepalen of een scheiding goed is gegaan. Hiervoor gebruik je een formule, waar je rekening houdt met de opbrengst. Je berekent dan het rendement van een scheiding. Hiervoor gebruik je de volgende formule:

\(Rendement = \frac{\text{theoretische opbrengst}}{\text{praktische opbrengst}} \bullet 100\) %

Het rendement is dus een percentage van hoeveel opbrengst je maximaal had kunnen bereiken. De maximum opbrengst is de opbrengst die je in theorie had kunnen hebben, de theoretische opbrengst. De opbrengst die je daadwerkelijk hebt noem je de praktische opbrengst. Als je even terugkijkt naar het laatste voorbeeld over de suikerbieten kan je het rendement van de extractie berekenen. Stel er is in totaal 20 gram suiker in de suikerbiet. Na de scheiding weeg je het aantal suiker dat het heeft opgeleverd en dat blijkt 12 gram te zijn. Je kunt dan het rendement berekenen door de praktische opbrengst (12 gram) te delen door de theoretische opbrengst (20 gram), dus:

\(Rendement = \frac{\text{theoretische opbrengst}}{\text{praktische opbrengst}} \bullet 100 = \frac {12}{20} \bullet 100 = 60\) %

Reactieschema

Je hebt eerder geleerd wat een chemische reactie is. Je kunt een chemische reactie verkort weergeven in een reactieschema. Hierin beschrijf je de reactie door de namen en toestandaanduidingen van beginstoffen voor de pijl en van de reactieproducten na de pijl te plaatsen. Zie het onderstaande voorbeeld,

Voorbeeld:

Bij de reactie van waterstof en zuurstof ontstaat water. Het reactieschema is dan:

waterstof (g) + zuurstof (g) → water (l)

Reactievergelijking

Als je de molecuulformules van de beginstoffen en de reactieproducten kent, kun je in plaats van een reactieschema ook een reactievergelijking opstellen. Een reactievergelijking moet ook kloppend zijn. Dat betekent dat er voor en na de pijl een gelijk aantal atomen van elke soort aanwezig is. Om een kloppende reactievergelijking op te stellen kun je het volgende stappenplan volgen. We gebruiken als voorbeeld de verbrandingsreactie van methaan. Hierbij wordt methaan met behulp van zuurstof verbrandt tot koolstofdioxide en water.

 

Stap 1: Stel het reactieschema op:

methaan + zuurstof → koolstofdioxide + water

 

Stap 2: Vervang de stofnaam door de bijbehorende formule:

CH4 + O2 → CO2 + H2O

 

Deze reactievergelijking is nog niet kloppend. Je ziet bijvoorbeeld links van de pijl 4 H-atomen staan en aan de rechterkant maar 2 H-atomen.

 

Stap 3: Maak de reactievergelijking kloppend:

Er moeten bij een kloppende reactievergelijking evenveel atomen van een soort voor en na de pijl staan. Daarvoor mag je de coëfficiënten voor de formules veranderen. De formules zelf mag je nooit veranderen. Om te beginnen met het kloppend maken van de vergelijking kijk je altijd eerst naar het grootste molecuul. Hier is dat CH4.

Je begint dus bij de eerste atoomsoort in CH4, het C-atoom. Je hebt maar één C-atoom links van de pijl, dus je zorgt ervoor dat er ook maar één C-atoom rechts van de pijl staat. Dit doe je door zowel voor CH4 als CO2 een 1 te zetten.

1 CH4 + ... O2 → 1 CO2 + ... H2O

Vervolgens kijk je naar de H-atomen. Je hebt vier H-atomen voor de pijl, dus moeten er ook vier H-atomen na de pijl zijn. Om dit voor elkaar te krijgen zet je een 2 voor H2O.

1 CH4 + ... O2 → 1 CO2 + 2 H2O

Nu zijn alleen de O-atomen over. Je hebt nu twee O-atomen voor de pijl en vier O-atomen na de pijl. Om dit in evenwicht te brengen zet je een 2 voor O2.

1 CH4 + 2 O2 → 1 CO2 + 2 H2O

In een reactievergelijking laat je altijd de coëfficiënt 1 weg. De kloppende reactievergelijking wordt dan:

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

 

Stap 4: Controleer de reactievergelijking:

Controleer of van elke atoomsoort evenveel atomen voor en na de pijl staan. In dit geval staan er zowel één C-atoom, vier H-atomen en vier O-atomen voor als na de pijl, dus de reactievergelijking is correct.

Wil je extra oefenen met het kloppend maken van reactievergelijkingen klik dan op deze link. 

Blok 3

Als je aan scheikunde denkt, denk je al snel aan ontploffingen of stoffen die op een ‘magische’ manier veranderen. We weten dat alle stoffen uit moleculen bestaan en dat deze moleculen per stof verschillen. Een groot deel van de scheikunde gaat over het verklaren van die ‘magische’ veranderingen die je bijvoorbeeld op TikTok ziet. Dat doen we met behulp van chemische reacties.

Een voorbeeld is het ontleden van ijzeroxalaat. Het poeder (ijzeroxalaat) was groen en niet magnetisch. Na de reactie verdween de groene kleur en ontstond er ijzerpoeder dat wél magnetisch is. Er is dus iets veranderd aan de stofeigenschappen en er zijn nieuwe stoffen ontstaan. Dat noemen we een chemische reactie.

Een chemische reactie kun je herkennen aan een paar kenmerken. Het belangrijkste kenmerk is dat stoffen veranderen. In het voorbeeld begon je met ijzeroxalaat als beginstof, en dat werd omgezet in ijzer en koolstofdioxide. De moleculen van ijzeroxalaat zijn hierbij veranderd in andere moleculen.

Als je goed kijkt, zie je dat alle stoffen uit atomen bestaan. IJzeroxalaat bestaat uit ijzer-, koolstof- en zuurstofatomen. Ook de reactieproducten ijzer en koolstofdioxide zijn opgebouwd uit diezelfde atomen. Tijdens een chemische reactie worden de atomen opnieuw gerangschikt. Geen enkel atoom verdwijnt of ontstaat. Dit noemen we de wet van behoud van massa: de totale massa van de beginstoffen is gelijk aan de totale massa van de reactieproducten.

Een ander voorbeeld van een chemische reactie is het branden van een kaars. Kaarsvet brandt alleen als er zuurstof bijkomt. Daarbij ontstaan water en koolstofdioxide. Kaarsvet en zuurstof zijn de beginstoffen, water en koolstofdioxide zijn de reactieproducten. Bij het branden van een kaars komt ook licht en warmte vrij. Licht en warmte zijn vormen van energie. Als er bij een chemische reactie energie vrijkomt, noem je dat een exotherme reactie. De brandende kaars is daar een voorbeeld van. Als er juist energie nodig is om een reactie te laten verlopen, noem je dat een endotherme reactie. Een voorbeeld hiervan is fotosynthese in planten, waarbij zonlicht wordt gebruikt om glucose te maken.

 

Er zijn veel verschillende chemische reacties. Sommige daarvan kun je indelen in groepen van reacties die op elkaar lijken. Een van die groepen is de verbrandingsreactie. Voor een verbrandingsreactie heb je altijd een brandstof nodig als beginstof. Denk bijvoorbeeld aan aardgas bij een practicum of kaarsvet als je een kaars aansteekt. Daarnaast is zuurstof ook altijd nodig als beginstof. Zonder zuurstof blijft de vlam niet branden.

Bij een verbrandingsreactie ontstaan altijd stoffen die oxiden worden genoemd. Dat zijn stoffen die bestaan uit zuurstof en een ander atoom uit de brandstof. Voorbeelden van zulke stoffen zijn koolstofdioxide en water. In het tabel hieronder staan de oxiden die je moet kennen.

Atoom (uit de brandstof) Verbrandingsproduct (oxide)
C CO2
H H2O
S SO2
N NO2

 

Voorbeeld: De verbrandingsreactie van benzine

Bij de verbrandingsreactie van benzine (C8H18) komen de oxiden van koolstof en waterstof vrij. Dit levert de volgende kloppende reactie op:

2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O

  • Het arrangement Scheikunde SSgN is gemaakt met Wikiwijs van Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt, maakt en deelt.

    Auteur
    Damian van Schaijk
    Laatst gewijzigd
    2025-07-02 13:58:04
    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.

    Meer informatie over de CC Naamsvermelding 4.0 Internationale licentie.

    Aanvullende informatie over dit lesmateriaal

    Van dit lesmateriaal is de volgende aanvullende informatie beschikbaar:

    Toelichting
    Test
    Leerniveau
    HAVO 3; VWO 3;
    Leerinhoud en doelen
    Scheikunde;
    Eindgebruiker
    leerling/student
    Moeilijkheidsgraad
    gemiddeld

  • Downloaden

    Het volledige arrangement is in de onderstaande formaten te downloaden.

    Metadata

    LTI

    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.

    Voor developers

    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.

  • Gebruik
    Weergave
  • Wikiwijs is een dienst van