Dit arrangement bevat Scheikunde lesstof voor 4 HAVO/VWO. Aan de linkerkant kunt u een keuze maken tussen de verschillende hoofdstukken.
Atoombouw en ionen
Aan het einde van dit hoofdstuk kun je:...
Beschrijven wat protonen, neutronen, elektron, atoommassa, atoomnummer, atoomgetal, ionen en isotopen zijn;
De atoommassa berekenen;
Opzoeken hoeveel protonen, neutronen en elektronen een atoom heeft.
Veel lees- en kijkplezier !!
Protonen, neutronen, elektron, atoommassa, atoomnummer, atoomgetal, ionen en isotopen
Wat is een atoom?
Elk atoom bestaat uit: neutronen, protonen en elektronen. Atomen van één element hebben allemaal hetzelfde aantal protonen. In een neutraal atoom is het aantal elektronen altijd gelijk aan het aantal protonen. Er zijn 92 elementen in de natuur. Er zijn nog circa 25 in een laboratorium gemaakt, deze zijn niet stabiel. Deze atomen vallen weer uit elkaar.
De eerste 10 atomen zien er dan als volgt uit:
In werkelijkheid zijn de protonen en neutronen in verhouding vééél kleiner dan hier getekend. Als het atoom zo groot zou zijn als een voetbalstadion dan is de kern van het atoom niet groter dan een knikker op de middenstip..... In werkelijkheid is het elektron ook niet een negatief deeltje dat rond draait maar eerder een negatieve ladingswolk rond de kern.
Wat is een isotoop?
Twee atomen zijn isotopen van elkaar als de een meer neutronen heeft dan de ander. Het aantal protonen is gelijk. Ze horen dus bij het zelfde element! Bijvoorbeeld het koolstofatoom, het koolstofatoom heeft 6 protonen. Het meest voorkomende koolstof-isotoop heeft 6 neutronen. Het massagetal is 12. Maar ... 1 op de 100 koolstofatomen heeft 7 neutronen. Dat isotoop heeft dus een massagetal van 13!
Wat is een ion?
Een atoom wordt ion als hij één of meer elektronen opneemt of afstaat. Bij opnemen krijg je een negatief ion, er komt negatieve lading bij. Bij het afstaan van elektronen ontstaat een positief ion, er gaat negatieve lading weg.
http://www.mlochemie.nl/index.php/5-atoombouw
Een normaal atoom heeft evenveel protonen als elektronen. Eén proton is even positief geladen als een elektron negatief geladen is. Gevolg: een normaal atoom is elektrisch neutraal. Er zitten wel geladen onderdelen in (protonen en elektronen), maar de totale positieve lading weegt precies op tegen de totale negatieve lading.
Wat is een atoommassa?
De atoommassa is ongeveer gelijk aan het massagetal. Het massagetal is de som van protonen en neutronen in de kern. De atoommassa is het getal dat je gebruikt bij chemische berekeningen. De atoommassa is het gemiddelde van de isotopen in het element. Bijna altijd heeft een element verschillende isotopen. Bijvoorbeeld broom bestaat uit ongeveer de helft uit isotopen met massagetal 79 en en de andere helft isotopen met massagetal 81. De atoommassa van het element wordt daardoor: 80 u (Nou ja:79,9).
http://www.mlochemie.nl/index.php/6-atoommassa
Berekening gemiddelde atoommassa
Als voorbeeld nemen we de atoomsoort Broom (Br). In Binas worden vijf verschillende isotopen van Br vermeld: Br-79, Br-80, Br-81, Br-82 en Br-87. Twee van deze isotopen komen voor in de natuur. De andere zijn (kennelijk) ooit kunstmatig gemaakt. Aan de percentages waarmee de isotopen voorkomen (zie Binas) kun je al zien, dat alleen Br-79 en Br-81 in de natuur voorkomen, voor respectievelijk 50,5% en 49,5% (de som van die twee getallen is 100%).
Een atoom Br-79 heeft een massagetal 79 en een atoommassa van 78,91834 u.
Een atoom Br-81 heeft een massagetal 81 en een atoommassa van 80,91629 u.
Als je moleculen met broomatomen hebt, zijn 50,5% van die broomatomen dus Br-79 en 49,5% is Br-81. Je kunt uitrekenen hoeveel een Br-atoom gemiddeld genomen weegt. Omdat moleculen erg klein zijn en je dus altijd enorme aantallen moleculen en atomen hebt, komt dat gemiddelde dus heel mooi overeen met de werkelijkheid.
Neem 1000 Br-atomen. Daarvan zullen er statistisch gezien 505 van de soort Br-79 zijn en 495 maal zul je Br-81 aantreffen. De gemiddelde massa van die 1000 Br-atomen is:
Het is deze waarde, die je voor “de” atoommassa van broom zult aantreffen.
(Je kunt ook eenvoudig aantonen, dat mgem = 0,505 · 78,91834 u + 0,495 · 80,91629 u = 79,90 u)
Hoe een atoombinding in elkaar zit en welke soorten er zijn
De opbouw van een stuctuurformule
Veel lees- en kijkplezier !!
Atoombinding
Atoombindingen
Om te weten hoe je nieuwe stoffen en dus nieuwe moleculen kunt maken, moeten we wel weten
hoe stoffen en moleculen van binnen in elkaar zitten. Eerst moeten we even iets duidelijk
stellen: we hebben het hier over moleculen en dus over moleculaire stoffen. We hebben het dus niet over zouten en metalen, want die stoffen bestaan niet uit moleculen.
In dit hoofdstuk hebben we het over bindingen van molecolen. Moleculen kunnen zich op verschillende manier aan elkaar binden:
- binding tussen moleculen
- binding binnenin moleculen
- binding of verbinding
Binding tussen moleculen
Heel veel moleculen samen vormen een stof. Neem een waterdruppel: die is opgebouwd uit talloze watermoleculen. Water is (bij een normale temperatuur van zeg 20 ºC) een vloeibare stof. Dat betekent, dat de moleculen dicht bij elkaar zitten en dicht langs elkaar kunnen bewegen. De moleculen blijven dicht bij elkaar door toedoen van een kracht tussen de moleculen. Die kracht noemen we de molecuulkracht of VanderWaalskracht. We spreken ook vaak over
molecuulbinding of VanderWaalsbinding. Deze binding bevindt zich tussen moleculen. Voor de sterkte van de VanderWaalsbinding geldt als vuistregel: hoe groter/hoe zwaarder de moleculen zijn, des te sterker zijn de VanderWaalsbindingen.
Binding binnenin moleculen
Moleculen zijn opgebouwd uit atomen. Atomen zitten aan elkaar vast door middel van atoombindingen. Als je een stof wil laten reageren dan zul je de moleculen van de beginstof moeten kapotmaken en zul je van de resten hiervan nieuwe moleculen moeten maken. Bij een reactie moeten dus atoombindingen worden verbroken. Atoombindingen zijn bindingen binnenin moleculen. Het zijn dus ander bindingen dan VanderWaalsbindingen en je mag atoombindingen en VanderWaalbingen nooit door elkaar halen.
Om de reacties te begrijpen is het handig om te weten hoe de atoombindingen tot stand komen.
Binding of verbinding
Bij scheikunde praten we vaak over binding(en) en ook vaak over verbinding(en). Die woorden lijken hetzelfde te betekenen, maar hebben in de scheikunde een heel andere betekenis:
- binding is “dat iets aan elkaar vastzit”. Bij een atoombinding zitten atomen aan elkaar vast, bij de VanderWaalsbinding zitten moleculen aan elkaar vast
- verbinding is een ander woord voor ontleedbare stof. Een ontleedbare stof is een stof die je kunt ontleden. Ontleden is een reactie waarbij 1 stof wordt omgezet in twee of meer nieuwe stoffen. Een ontleedbare stof herken je aan zijn formule: in de formule van een ontleedbare stof tref je altijd meerdere atoomsoorten aan. Het tegenovergestelde van een verbinding/ontleedbare stof is een element.
Film
Klik op onderstaande link voor een film over atoombinding
Een structuurformule is een grafische, tweedimensionale weergave van de structuur en enkele andere belangrijke kenmerken van een molecuul. Een structuurformule geeft daarmee veel meer informatie dan een brutoformule, die enkel de aantallen van de verschillende atomen geeft. In de simpelste vorm, die voor veel organische moleculen volstaat, geeft een structuurformule de verschillende atomen in een molecuul weer en de covalente bindinge daartussen. Voor veel moleculen is echter een wat uitgebreidere set symbolen nodig om ze bruikbaar weer te geven. Dat is bijvoorbeeld het geval voor aromatische moleculen, andere resonante structuren, complexen en ionen. De structuurformules zijn vaak gebaseerd op de lewistheorie van de chemische binding, en structuurformules waarin vrije elektronenparen expliciet worden aangegeven, noemt men wel Lewisstructuren.
Een molecule is een fysisch gegeven en kan met aangepaste technieken waargenomen worden. Een structuurformule is een poging tot een bruikbare weergave op papier van de belangrijkste kenmerken van een molecule.
De letters staan voor de atoomkernen.
De streepjes (ook wel dubbele stippen) staan voor vrije elektronenparen of bindingen tussen atomen.
Voorbeeld:
Ieder streepje vertegenwoordigt 2 valentie-elektronen. Dat zijn elektronen van de buitenste schil (de valentieschil). Een streepje kan zowel een binding tussen twee atomen voorstellen als een vrij elektronenpaar. Een vrij elektronenpaar hoort bij een atoom en maakt geen deel uit van een binding.
Een formele lading is een lading zoals ze voorkomt in een structuurformule. Het is de uitdrukking van de elektrische lading van een atoom in een structuurformule. De formele lading hangt af van het aantal negatieve ladingen (elektronen) en het aantal positieve ladingen (protonen). Van de atomen kunnen alleen de valentie-elektronen opgenomen of afgegeven worden. Het aantal protonen verandert niet.
Concreet
In principe geeft de structuurformule van een stof aan:
welke atomen er in de stof aanwezig zijn;
welke atomen er aan elkaar gebonden zijn;
met hoeveel bindingselektronenparen twee atomen aan alkaar gebonden zijn (een enkele, dubbele of drievoudige binding);
welke atomen vrije elektronenparen dragen;
welke atomen formele ladingen dragen;
welke hoeken de bindingen met elkaar maken (alleen in sommige gevallen).
In de praktijk komt het voor dat in de structuurformule
de koolstof- en waterstofatomen niet allemaal weergegeven worden;
de enkele bindingen niet expliciet geschreven worden;
de vrije elektronenparen niet altijd aangebracht worden;
met de bindingshoeken helemaal geen rekening gehouden wordt.
Film
Klik op onderstaande link voor een film over structuurfomule
Aan het einde van dit hoofdstuk weet je meer over:
Het belang van koolstofverbindingen
Valentie
Alkanen
Naamgeving van koolstofverbindingen
Isomeren
Reacties van alkanen
Verzadigde en onverzadigde verbindingen
Alkenen
Veel lees- en kijkplezier !!
Het belang van koolstofverbindingen
Koolstofverbindingen vind je in organismen (mensen, dieren en planten). Ook vind je
ze in de fossiele brandstoffen aardolie en aardgas. Dat laatste is niet zo gek, omdat aardolie en
aardgas zijn ontstaan uit resten van organismen. Zowel stoffen uit organismen als de fossiele
brandstoffen zijn overduidelijk belangrijke stoffen en het kan geen kwaad om zoveel mogelijk
over deze stoffen te weten. Daarom is er een apart deel van de scheikunde, dat over
koolstofverbindingen gaat.
Omdat je koolstofverbindingen in het verleden gelijk kon stellen aan stoffen uit organismen,
worden het ook wel organische stoffen of organische verbindingen genoemd. We spreken dan
vanuit de historie ook vaak over organische chemie.
De term organische chemie is echter niet meer helemaal correct. Sinds ongeveer 1900 is men in
staat om op kunstmatige wijze koolstofverbindingen te maken (“synthetiseren”). Deze
zogenaamde synthetische stoffen zijn dan wel koolstofverbindingen, maar kun je eigenlijk geen
organische stoffen meer noemen. Vandaar dat de term organische chemie heden ten dage is
vervangen door de term koolstofchemie. Toch kom je de term organische chemie nog regelmatig
tegen, ook voor de chemie van synthetische koolstofverbindingen.
Klik op onderstaande link voor een film over koolstofverbindingen
Met het begrip valentie of waardigheid wordt in de scheikunde het maximale aantal univalente atomen (in wezen waterstof of chloor) aangegeven, dat een chemische binding kan aangaan met een gegeven ander atoom. De binding kan hierbij zowel covalent als ionair van aard zijn. Voor tal van elementen kan het aantal bindingen dat kan worden aangegaan - en daarmee dus ook de valentie - sterk variëren van verbinding tot verbinding.
De valentie is het aantal bindingen dat een atoom aan kan gaan met andere atomen. Het aantal valentie-elektronen van een atoom is in grote mate bepalend voor het aantal elektronenparen dat een atoom kan vormen, en dus voor het aantal bindingen dat een atoom kan aangaan.
Element
Aantal valentie-elektronen
Valentie
Waterstof
1
1
Koolstof
4
4
Zuurstof
6
2
Stikstof
5
3
Chloor
7
1
Helium
2
0
Merk op dat het aantal valentie-elektronen en de valentie opgeteld altijd acht of twee zijn.
Klik op onderstaande link voor een film over De valentie
De bekendste koolstofverbindingen zijn de alkanen. Alkanen zijn koolwaterstoffen die voldoen aan de molecuulformule CnH2n+2. Alkanen worden als basis gebruikt voor het geven van namen aan diverse koolstofverbindgen.
Zo’n regelmatige reeks wordt een homologe reeks genoemd. In dit geval is dat de homologe
reeks der alkanen.
ruimtelijke structuur (3D) versus structuurformules (2D)
Structuurformules op papier zijn altijd tweedimensionaal. Moleculen hebben – net als
voorwerpen in het dagelijks leven – natuurlijk drie dimensies. Men heeft kunnen vaststellen hoe
een alkaan er ruimtelijk uitziet. Enkele voorbeelden:
Structuur 1 en 2 zijn dezelfde moleculen, alleen ze zijn anders getekend. Wanneer je hetzelfde
molecuul anders tekent, dan kan dat komen doordat je er van een andere kant tegenaan kijkt,
maar ook kan het molecuul in een andere stand (“conformatie”) staan (als gevolg van de
warmtebeweging van moleculen). Toch is het daarmee niet een ander molecuul geworden. Je mag
de structuurformule van butaan dus tekenen zoals bij 1. maar ook zoals bij 2. En natuurlijk kan
het ook gewoon als volledig recht molecuul (CH3–CH2–CH2–CH3). Dat laatste is misschien nog
wel het meest overzichtelijk.
Klik op onderstaande link voor een film over alkanen vanaf 10:00
Om wereldwijd dezelfde scheikundige taal te spreken, zijn afspraken gemaakt over het geven van
namen aan koolstofverbindingen. Deze afspraken zijn gemaakt door de wereldwijde scheikundevereniging
IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) en is vastgelegd in diverse
boeken.
Bij het geven van namen aan koolstofverbindingen gaat men uit van alkanen. De procedure gaat als volgt:
1. zoek de langste niet-onderbroken keten van C-atomen. Deze zogenaamde hoofdketen
bepaalt de stamnaam van het molecuul:
- 1 C-atoom in hoofdketen stamnaam: methaan
- 2 C-atomen in hoofdketen stamnaam: ethaan
- 3 C-atomen in hoofdketen stamnaam: propaan
etcetera. Zie voor de stamnamen van de alkanen desnoods Binas (5e editie:
tabel 66D)
2. kijk welke zijgroepen ofwel substituenten er aan de hoofdketen zitten. Een substituent is alles
behalve een H-atoom. Wanneer de substituent andere atomen dan C- en H-atomen bevat,
dan noemen we zo’n substituent een karakteristieke groep.
Zijn er meer van dezelfde substituenten aanwezig? Gebruik dan voorvoegsels als di-, tri-,
tetra- , etc
3. nummer de C-atomen in de hoofdketen
4. zet de zijgroepen mét hun plaatsnummer vóór de stamnaam. Als een nummering niet nodig
is, hoef je het plaatsnummer niet te noteren (maar het mag wel).
Klik op onderstaande link voor een film over Naamgeving van koolstofverbindingen
Isomeren (van het Grieks isos = gelijk, meros = deel) zijn stoffen die met elkaar overeenkomen doordat zij hetzelfde aantal en dezelfde soort atomen bevatten, maar die van elkaar verschillen door de wijze waarop die atomen onderling zijn verbonden of geschikt. Anders gezegd, isomeren zijn stoffen met dezelfde molecuulformule, maar een andere structuurformule.De chemische eigenschappen van isomeren zijn doorgaans verschillend.
Soorten isomerie
Structuurisomeren verschillen doordat de atomen verschillend verbonden werden. Voorbeelden zijn:
n-butaan en isobutaan (beide C4H10)
1-fluorpropaan en 2-fluorpropaan (beide C3H7F).
Valentie-isomeren zijn structuurisomeren waarvan de molecuuldelen verschillend gegroepeerd zijn.
Stereo-isomeren of geometrische isomeren zijn isomeren waarvan alle paarsgewijze bindingen tussen de atomen gelijk zijn. De verschillen tussen de isomeren liggen in de ruimtelijke indeling.
Cis-trans-isomeren.
Optische isomeren of enantiomeren zijn stereomeren die wel elkaars spiegelbeeld zijn.
Diastereomeren zijn stereomeren die niet elkaars spiegelbeeld zijn. Daarnaast bestaan nog epimeren; dit zijn diastereomeren die in de configuratie slechts in 1 C-atoom verschillen, bijvoorbeeld D-glucose en D-mannose.
Conformatie-isomeren en configuratie-isomeren, waarbij de eerste ontstaan door de rotatie rond een enkele binding en de tweede het gevolg zijn van het ontstaan van een nieuwe verbinding binnen een molecuul.
Indien twee isomeren snel in elkaar over kunnen gaan, noemt men de twee stoffen tautomeren.
Isomeren kunnen door rotatie als geheel of van de groepen verbonden door een enkele binding niet bedekt worden. De ene isomeer kan dus niet met de andere "samenvallen". Als dit wel zo is, dan is geen isomeer, maar hetzelfde molecuul.
Hieronder 2 stoffen met dezelfde samenstelling C4H10
Klik op onderstaande link voor een film over isomeren
Met alkanen kun je verschillende reacties uitvoeren. Een bekende reactie van alkanen is hun
verbranding. Alkanen die uit aardolie worden gewonnen worden dikwijls ingezet als brandstof. Omdat alkanen koolwaterstoffen zijn, is het eenvoudig om af te leiden wat de verbrandingsproducten van de verbranding van alkanen zijn. Een andere bekende reactie van alkanen is kraken.
substitutiereacties
Alkanen kunnen ook deelnemen aan een ander soort reactie. In een dergelijke reactie wordt een
H-atoom van een alkaan vervangen door een ander atoom (of een andere zijgroep). Omdat dit
een vervangingsreactie is, noemen we dit een substitutiereactie (substitutie = vervanging).
Kenmerken van substitutiereacties:
- meestal worden substitutiereacties uitgevoerd tussen een alkaan en een halogeenmolecuul, te
weten de moleculen Cl2, Br2 en I2
- substitutiereacties kunnen alleen in het licht worden uitgevoerd. Er is namelijk licht nodig
om het halogeenmolecuul te splitsen in losse atomen;
- van elk halogeenmolecuul kan slechts één atoom aan het alkaan worden gebonden. Het
andere halogeenatoom vormt met het overgebleven H-atoom een molecuul HF, HCl, HBr
of HI
- als je een alkaanmolecuul met twee halogeenatomen wil maken, dan heb je voor elk
alkaanmolecuul twee moleculen F2, Cl2, Br2 of I2 nodig.
Klik op onderstaande link voor een film over Alkanen
In het dagelijks spreekgebruik hoor je het vaak: “Ik ben verzadigd”. Iemand die dit zegt, geeft
daarmee aan dat er niets meer bij kan (meestal gaat het dan over eten of drinken). Het
tegenovergestelde komt ook voor: “Ik ben onverzadigbaar!” is een kreet, die aangeeft dat er
“almaar meer bij kan”. In de scheikunde komen de termen verzadigd en onverzadigd ook voor. Het betreft dan de
moleculen van een stof. Neem de volgende stoffen:
Aan de C-atomen van stof A kunnen geen extra atomen meer worden gebonden. Het molecuul
“zit helemaal vol”. Stof A noemen we daarom een verzadigde
verbinding. Het tegenovergestelde zie je bij stof B. Aan de C-atomen van stof B zouden nog
extra atomen gebonden kunnen worden. Stof B is een onverzadigde verbinding.
Klik op onderstaande link voor een film over Verzadigde en onverzadigde verbindingen
Alkenen kun je omschrijven als “alkanen met een dubbele binding”. Enkele alkanen en daarmee
corresponderende alkenen staan in onderstaande tabel:
Naamgeving van alkenen:
- in plaats van op –aan eindigt de naam op –een
- denk aan het plaatsnummer van de dubbele binding. Ook hier geldt: laagste nummering
kiezen. Een C=C tussen C1 en C2 geef je het plaatsnummer 1
Wanneer er meer dubbele bindingen aanwezig zijn, eindigt de naam op –dieen.
De algemene formule van de alkenen luidt CnH2n . Als je een enkele C–C vervangt door een
dubbele binding (dus C=C) dan kost dat twee H-atomen.
Elke volgende C=C kost ook weer 2 H-atomen. Een alkadieen heeft dus de algemene formule
CnH2n–2 , een alkatrieen CnH2n–4 , enzovoort.
Klik op onderstaande link voor een film over Alkenen vanaf 12:00
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
Reactievergelijkingen kloppend maken waarvan de coëfficienten geen gehele getallen zijn;
Reactievergelijkingen opstellen.
Veel lees- en kijkplezier !!
Reactievergelijkingen kloppend maken
Als je twee of meer stoffen bij elkaar gooit dan gebeurt er soms iets. Niet altijd, maar soms. Sommige stoffen "reageren op elkaar". Soms een klein beetje, soms heel heftig (net zoals sommige mensen trouwens). Wat er dan gebeurt is, dat de atomen waar de stoffen uit bestaan zich anders met elkaar gaan verbinden, zodat er nieuwe stoffen ontstaan.
Het is erg belangrijk dat er daarbij van elke soort geen atomen verdwijnen of bijkomen. Die dingen zijn namelijk haast niet kapot te krijgen.
Voorbeeld; C6H12 + ... O2 = ... CO2 + ... H2O
Je kijkt welke cijfers vast staan. Er is maar 1 C6H12 dus je moet 6 koolstofatomen ‘lozen’. Dit kan in dit geval alleen maar door 6 CO2 moleculen te maken. (6x C = C6/6C)
C6H12 + ... O2 = 6 CO2 + ... H2O is het nu.
Dan ga je kijken, hoeveel waterstofatomen je standaard hebt. Je kan aflezen dat je er 12 nodig hebt. In H2O zitten 2 waterstofatomen, dus 12:2 = 6 H2O atomen.
C6H12 + ... O2 = 6 CO2 + 6 H2O
Als laatste ga je de zuurstofatomen kloppend maken. Dit doe je door het totaal te tellen. (6xO2 van de atoom CO2 + 6x 0 van H2O) Je komt uit op 18 atomen totaal. Vervolgens deel je 18 door 2, en kom je uit op 9.
C6H12 + 9 O2 = 6 CO2 + 6 H2O is nu het eindresultaat.
Als je op een getal uitkomt tijdens het delen, dat een decimaal bevat, bijv 1,5, doe je alle aantal atomen x2, zodat je 3 hebt.
Film
Klik op onderstaande link voor een film over reactievergelijkingen:
Soms kun je een reactie kloppend maken door een coëfficiënt in te vullen, die geen geheel getal is. Een voorbeeld is deze reactievergelijking:
C2H6 (g) + ....O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(��")
die je kloppend kunt maken door voor de O2 het getal 3½ te zetten. Met 3½ moleculen O2 heb je immers 7 O-atomen voor de pijl en je hebt er ook 7 achter de pijl.
De afspraak was, dat de coëfficiënten gehele getallen moesten zijn. Dat kun je simpel oplossen door de hele handel (dus alle coëfficiënten) met 2 te vermenigvuldigen:
C2H6(g) + 3½ O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(��")
wordt (alles × 2):
2 C2H6(g) + 7 O2(g) → 4 CO2(g) + 6 H2O(��")
Voer zelf de na controle uit: zijn alle H’s, alle C’s en alle O’s kloppend?
Omdat je één niet-geheel getal op deze manier simpel kunt wegwerken, geven we nog één tip: als er een atoomsoort staat, die “in zijn eentje staat”, maak die dan als laatste kloppend. In het bovenstaande geval kun je dus het beste de O’s (staat “alleen” in de stof O2) als laatste kloppend maken en dan uiteindelijk alles naar gehele getallen omwerken.
In dit voorbeeld zie je de verbranding van ethaan:
2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) -> 4 CO2 (g) + 6 H2O (l)
Het bijzondere aan deze reactievergelijking is dat er voor ieder molecuul een getal staat. Dit getal noemen we de coëfficiënt. Met een getal voor een molecuul geef je aan dat er meer dan 1 molecuul mee doet in de reactie.
Een reactie moet kloppend zijn. Dit betekent dat er voor en na de reactie precies evenveel atomen aanwezig zijn. Dit kun je bereiken door voor de moleculen een coëfficiënt te zetten. Een coëfficiënt is altijd een heel getal! Eindig je op bijvoorbeeld 1,5 doe dan alle coëfficiënten X2.
In dit voorbeeld zie je de verbranding van waterstof:
H2 (g) + O2 (g) -> H2O (l)
De reactie klopt niet. Er zijn voor de reactie 2 H (waterstof) en 2 O (zuurstof) atomen aanwezig. Na de reactie zijn er 2 H atomen en 1 O atoom aanwezig. Er is dus 1 O verdwenen. Dit is onmogelijk. Daarom moeten we coëfficiënten toevoegen. Eerst doen we dat bij water:
H2 (g) + O2 (g) -> 2 H2O (l)
Bij een nieuwe telling blijkt dat we nu voor de reactie nog steeds 2 H en 2 O atomen hebben. Na de reactie hebben we 4 H en 2 O atomen. Daarom moeten we voor de reactie nog een coëfficiënt voor de H2 zetten.
2 H2 (g) + O2 (g) -> 2 H2O (l)
De reactie is nu kloppend. Voor: 4 H en 2 O en Na: 4 H en 2 O.
Als je een "reactieschema in formules" wilt omzetten in een "reactievergelijking", dan mag je beslist niet meer knoeien aan de formules van de stoffen. De index van een formule, het getalletje rechts onder een symbool, mag dus nooit gewijzigd worden!
Door de formule van een stof vaker te gebruiken, neemt het aantal keren dat een element voorkomt in de vergelijking vanzelf toe. De coëfficiënt het getal vóór een formule, mag dus wel aangepast worden!
Je moet hierbij wel goed het verschil weten tussen de coëfficiënt en de index van een formule
De coëfficiënt is het getal dat vóór de formule staat. Het geeft aan hoe vaak het molekuul van die stof wordt gebruikt in de reactievergelijking. Als er voor een formule geen getal staat vermeld, dan lezen we daar een 1 voor.
Voorbeeld:
2 C3H8O betekent dat je te maken hebt met 2 molekulen C3H8O
Hoe stel je een reactievergelijking uit een verhaaltje op?
1. Stel een reactieschema in woorden op. Lees daarbij de opgave goed!
2. Schrijf onder de stofnamen de juiste molecuulformules, inclusief de toestandsaanduidingen (s), (��"), (g) of (aq).
3. Maak de vergelijking kloppend.
Voorbeeld 1:
Bij de reactie tussen chroom en chloor ontstaat chroomchloride (CrCl3(s)). Geef de reactievergelijking.
- chroom is een element (niet-ontleedbare stof) en het is een metaal. De formule van de stof chroom is dus Cr(s).
- chloor is ook een niet-ontleedbare stof en het is een gas. Bovendien is chloor een uitzondering,
“omdat er een tweetje bijmoet” 2. De formule van de stof chloor is dus Cl2(g).
- chroomchloride is gegeven: CrCl3(s)
Na verloop van tijd zul je stap 1 waarschijnlijk overslaan en dat mag ook, maar bij twijfel mag je die stap natuurlijk altijd opschrijven. Hetzelfde geldt voor stap 2.
Denk er altijd aan, dat een reactievergelijking kloppend moet worden gemaakt! Stop dus niet na stap 2!
De verschillende soorten mengsels benoemen en beschrijven;
De fasen van een stof beschrijven;
Het verschil tussen ontleden en scheiden benoemen;
Uitleggen hoe de verschillende scheidingstechnieken werken.
Veel lees- en kijkplezier !!
Mengsels
Een mengsel zou je kunnen omschrijven als een verzameling van meerdere stoffen door elkaar. Het tegenovergestelde van een mengsel is een zuivere stof, ofwel één stof.
Hier onder zie je de verschillende mengsels: Oplossing
Een mengsel van een vloeistof (het oplosmiddel) en een andere stof (of stoffen). Je kunt vaste stoffen oplossen (suiker in water, zout in water, etc), maar je kunt ook een vloeistof in een andere vloeistof oplossen (alcohol in water) of een gas oplossen in een vloeistof.
Voorbeelden van oplossingen van een gas in een vloeistof:
- zuurstof (O2 g)) opgelost in water zodat de vissen zuurstof kunnen krijgen
- het gas ammoniak (NH3(g)) kun je in water oplossen. Een oplossing van ammoniak in water noemen we ammonia (dus zonder de k)
In de scheikundelessen (en daarbuiten) kom je meestal de stof water als oplosmiddel tegen. Je kunt natuurlijk ook een andere vloeistof als oplosmiddel gebruiken. Neem bijvoorbeeld jodiumtinctuur (ontsmettingsmiddel bij wondjes): dat is een oplossing van de stof jood (I2(s)) in het oplosmiddel alcohol.
Een belangrijke eigenschap van een oplossing is, dat deze helder is. Met helder bedoelen we transparant: je kunt er doorheen kijken. Helder is niet hetzelfde als kleurloos! Neem bijvoorbeeld een beetje aanmaaklimonade (aangelengd met water): dat is helder, je kunt er doorheen kijken, maar het kan wel een kleur hebben (rood, groen, geel, etc).
Soms kun je niet door een oplossing van een donkere stof heenkijken (neem bijvoorbeeld koffie), maar zijn alle stoffen toch echt opgelost. Je kunt dit controleren door het mengsel te verdunnen. In een oplossing zijn de moleculen van de opgeloste stof allemaal los van elkaar geraakt. Elk molecuul is nog wel heel (“zichzelf”) gebleven, maar de moleculen zijn van elkaar verwijderd geraakt. Tussen de moleculen van de opgeloste stof zitten moleculen van het oplosmiddel.
Suspensie
Wanneer een vaste stof niet in water oplost, maar als fijne korreltjes verdeeld is door het water heen, dan noemen we dat mengsel een suspensie. Bij een suspensie heb je dus een vaste stof fijn verdeeld in een vloeistof. Een suspensie is troebel, je kunt er niet doorheen kijken, want je kijkt als het ware tegen die korreltjes op.
De stoffen in een suspensie (vaste stof en vloeistof) zijn niet volledig mengbaar met elkaar (anders zou je wel een oplossing hebben gekregen). Een suspensie kan (na korte of langere tijd) bezinken: de korreltjes zakken dan naar de bodem, omdat de dichtheid van de vaste stof groter is dan die van de vloeistof.
Emulsie
Wanneer twee vloeistoffen niet volledig mengbaar zijn, krijg je bij het mengen een emulsie. Een bekend voorbeeld van een emulsie is een mengsel van water en olie (dat zijn beide vloeistoffen). De olie lost niet op in het water (of andersom, als je weinig water en veel olie hebt). In plaats daarvan krijg je kleine druppeltjes van de ene vloeistof in de andere vloeistof. Dat noemen we een emulsie: een fijn verdeelde vloeistof in een andere vloeistof.
Een emulsie scheidt zichzelf na korte of langere tijd. Je krijgt dan twee lagen. De vloeistof met de hoogste dichtheid wordt de onderste laag; de vloeistof met de laagste dichtheid drijft bovenop. Als je een emulsie langere tijd “fijn verdeeld” wil houden, dan kun je daar een hulpstof voor gebruiken. Zo’n hulpstof noemen we een emulgator.
Legering
Een legering of alliage is een mengsel van metalen. Bij een legering zijn de metalen volledig door elkaar gemengd. Een blokje koper tegen een blokje zink noemen we dus geen legering. Alleen als het koper en het zink volledig door elkaar zitten, is sprake van een legering. Om dit voor elkaar te krijgen, moet je de metalen smelten, ze vervolgens door elkaar mengen (bijv. roeren) en het mengsel tot slot weer af laten koelen.
Bekende legeringen zijn:
- brons (koper en tin)
- messing (koper en zink)
- soldeer (lood en tin)
- amalgaam (kwik met een ander metaal: er zijn dus verschillende amalgamen)
Staal is een mengsel van ijzer met kleine hoeveelheden andere stoffen. Dat kunnen metalen zijn (bijvoorbeeld chroom), maar in staal zit meestal ook koolstof. Omdat koolstof geen metaal is, zou je staal eigenlijk geen legering mogen noemen. Toch wordt staal wel vaak in één adem met de bekende legeringen genoemd.
Schuim
Wanneer een gas fijn verdeeld is door een vloeistof, dan noemen we dat een schuim. Bij bier is het gas koolstofdioxide en de vloeistof is de rest van het bier (water met alcohol en allerlei andere ingrediënten). Bij de branding van de zee is het gas in het schuim gewoon lucht en de vloeistof is zeewater (en dat is op zijn beurt weer een mengsel van water en allerlei andere stoffen).
Nevel
Wanneer een vloeistof fijn verdeeld is in een gas, dan noemen we zo’n mengsel een nevel. Je hebt dan dus kleine zwevende druppeltjes in een gas. Het bekendste voorbeeld van een nevel is mist (water in het gasvormige mengsel lucht).
Rook
Een mengsel van een fijn verdeelde vaste stof in een gas wordt rook genoemd. Het bekendste voorbeeld van rook zie je bij verbrandingen, waarbij niet voldoende zuurstof betrokken is (zogenaamde onvolledige verbrandingen). Er kan bij het onvolledig verbranden van stoffen met koolstofatomen als reactieproduct vaste koolstof in heel fijne vorm ontstaan (roet). De vaste koolstofdeeltjes stijgen op en geeft grijze of zwarte rook. Wanneer de roet zich nog in de vlam bevindt en daardoor heet is, zie je de gloeiende koolstofdeeltjes als een gele vlam. De gele kleur van een vlam komt dus door het gloeien van hete deeltjes.
Klik op de onderstaande link en zie de verschillende mengsels maar dan anders verwoord:
Bij scheiden, smelten en oplossen veranderen de moleculen niet.
Scheiden van stoffen is ‘sorteren’ van moleculen.
Fasen van een stof:
Vast = s (Solid)
Vloeibaar = l (Liquid)
Gas = g (Gass)
En opgelost in water = aq (Aqua)
Een vaste stof bestaat uit moleculen die op een vaste plaats in de stof dicht op elkaar zitten en zachtjes trillen.
Een vloeistof bestaat uit moleculen die door elkaar heen bewegen. De afstand tussen de moleculen is ook groter dan die in een vaste fase
Bij een gas bewegen de moleculen gewoon door elkaar heen.
Een oplossing in water bestaat dus uit twee soorten moleculen, namelijk de watermoleculen en de moleculen van de opgeloste stof.
Bij smelten gaan moleculen langs elkaar bewegen.
Bij oplossen gaan moleculen van de stof die oplost tussen moleculen van een vloeistof bewegen.
Ontleden en scheiden
Bij chemische reacties veranderen moleculen wel. Bijvoorbeeld bij ontleden.
Bij ontleden begin je met één stof, dus ook met één soort moleculen.
Bij ontleden verdwijnen moleculen en ontstaan nieuwe moleculen.
Bij scheiden begin je met meer soorten moleculen, maar deze moleculen veranderen niet. Na de scheiding heb je de molecuul soorten apart. De moleculen zijn onveranderd.
Om een mengsel te splitsen in zuivere stoffen gebruiken we een fysische scheiding:
In het laboratorium veel toegepaste fysische scheidingstechnieken:
Filtratie: kleine deeltjes gaan door het filter heen, grote deeltjes blijven achter. Er bestaan filters in allerlei maten en soorten.
Bij dunne laag chromatografie laten we een vloeistof (eluens) door de laag lopen. Goed oplosbare stoffen die weinig aan de drager hechten die gaan mee met het eluens. Andere stoffen blijven meer of minder achter. Zo worden ze gescheiden.
Bij extractie schudden we 2 niet mengbare vloeistoffen. De opgeloste stoffen zitten daarna in de laag waarin ze het beste oplossen.
Dialyse is de scheiding door een membraam: heel keline deeltjes gaan er door, iets grotere blijven achter.
Bij destillatie verdampt de meest vluchtige stof en condenseert weer in de koeler.
Aangeven welke deeltjes van een reactie reduceren en welke oxideren;
Berekenen wat het oxidatiegetal van een deeltje is.
Veel lees- en kijkplezier !!
Redox
Reductie en oxidatie reacties
Een redox reactie klinkt misschien vreemd maar het gebeurt overal. Ook in je lichaam vinden elke dag vele redox reacties plaats.
Wat betekent redox? En wat houdt het in?
Redox staat voor REDuctie en OXidatie. Bij redoxreacties is er sprake van elektronen overdracht van het ene atoom naar het andere atoom.
Als een stof elektronen opneemt dan is het een oxidator en wordt die gereduceerd (reductie = vermindering). Wanneer een stof elektronen afstaat is het een reductor en word die geoxideerd.
Wanneer is een stof een reductor of oxidator?
Dat hangt van de situatie af. Sommige stoffen kunnen alleen reductors zijn zoals alkalimetalen en andere stoffen kunnen zowel als reductor en oxidator optreden er is in theorie echter maar 1 stof die alleen als oxidator op kan treden en dat is fluor. Waarom dat zo is zal hieronder worden uitgelegd.
stof
EN waarde
fluor
4,10
zuurstof
3,50
chloor
2,83
zwavel
2,44
ijzer
1,64
cerium
1,12
calcium
1,04
natrium
1,01
kalium
0,91
In bovenstaande tabel zie je enkele atomen staan met daarachter een EN waarde. EN staat voor elektronen negativiteit. De stof met de hoogste EN waarde is altijd de oxidator. Hoe groter het verschil tussen de 2 EN waardes des te agressiever en sneller de reactie zal verlopen. Zoals je ziet heeft fluor de hoogste EN waarde en kan daardoor alleen als oxidator optreden omdat die elektronen maar al te graag opneemt en liever niet afstaat. Fluor komt in de natuur dus ook niet als gas voor maar altijd als fluoride. Hieronder zullen we de reactie tussen natrium en chloor bekijken.
2 Na + Cl2 + 2e- → 2 Na+ + 2 Cl-
Natrium heeft een elektron af gestaan aan de chloor waardoor natrium positief geladen is geworden omdat een elektron negatief geladen is en chloor is geioniseerd tot chloride en is negatief geladen omdat hij een elektron heeft opgenomen. Wanneer je deze 2 eindproducten laat drogen krijg je kristallen die we keukenzout noemen.
Natrium is een metaal en metalen komen in de natuur alleen als positieve ionen voor en staan daarom alleen maar ionen af. Maar er is ook een groep die we overgangsmetalen noemen en die kunnen zowel als reductor als oxidator optreden. We zullen ijzer als voorbeeld nemen.
IJzer kan in de natuur als Fe2+ en Fe3+ voorkomen. Wanneer we zouten met Fe2+ en Fe3+ ionen oplossen in water en er 2 elektroden instoppen en een stroompje laat lopen reageren de ionen waarbij Fe2+ Fe3+ word en Fe3+ word Fe2+. IJzer kan ook reageren met andere overgangsmetalen zoals koper en cerium.
Redox reacties worden veel in de chemie vaak gebruikt onder andere om bijvoorbeeld de concentratie van een bepaalde stof in een monster te bepalen. Maar ze worden ook gebruikt om nieuwe stoffen te produceren door in plaats van losse atomen hele moleculen met elkaar te laten reageren zoals het metaal natrium en water waarbij waterstofgas en OH- ionen ontstaan.
2 Na + 2 H2O + 2e- → 2 Na+ + 2 OH- + H2
Waar vinden redoxreacties plaats?
Overal ook in je lichaam. Alle cellen in je lichaam verbruiken energie en verbanden daarvoor vaak suiker. Wanneer de suiker afgebroken word door je cellen ontstaan er vele stoffen waaronder de zogenaamde vrije radicalen. Dat zijn oxidatoren. om die vrije radicalen tegen te gaan moet je zorgen dat je dagelijks veel antioxidanten binnen krijgt . De antioxidanten zijn dus reductoren die reageren met de vrije radicalen waardoor ze geneutraliseerd worden.
Een bekend antioxidant is vitamine C of ascorbinezuur.
Maar ook als je aan het schoonmaken bent met bleekmiddel bijvoorbeeld vinden er redox reacties plaats. Bleekmiddel bestaat uit een reactief molecuul met chloor erin die agressief reageert. Daarom moet je ook nooit schoonmaakmiddelen met elkaar mengen omdat het levensgevaarlijk kan zijn.
Anders uitgelegd:
Bij oxidatie wordt het oxidatiegetal groter. De reductor geeft elektronen weg. De oxidatiereactie laat zien hoe de reductor geoxideerd wordt. Bij reductie wordt het oxidatiegetal kleiner. De oxidator neemt elektronen op. De reductiereactie laat zien hoe de oxidator gereduceerd wordt.
De spanningsreeks van metalen plaatst de metalen in volgorde van reactiviteit. Hoe onedeler het metaal des te reactiever, hoe edeler des te minder reactief. Niet om uit je hoofd te leren maar mocht je dat toch leuk vinden gebruik dan de ezelsbrug:
Karel, Carla en Nathan Mogen op Al Z’n Feestjes Snoepjes Proberen, Het Cussen Hoog Agter in de PostAuto.
Elk metaal (behalve de heel edele Au en Pt) kan worden geoxideerd. Zet je verschillende metalen in waterige oplossingen dan ontstaat een galvanische cel. Er is spanningsverschil tussen de verschillende metalen en je kunt zo een eenvoudige stroombron maken. Bijvoorbeeld met Cu en Zn. Zo worden ook batterijen en accu's gemaakt. Een batterij die je kunt opladen noemen we een 'accu'. Er zijn veel verschillende accu's voor verschillende toepassingen
Hier volgt een voorbeeldvraag:
Welke deeltjes worden geoxideerd, welke gereduceerd?
Je kijkt naar de oxidatiegetallen (H altijd +1, O altijd -2):
En dus: I2 gaat van 0 naar -1 dus wordt gereduceerd.
S2- gaat van -2 naar 0 dus wordt geoxideerd.
Wat is het oxidatiegetal?
Laten we eens naar de volgende halfreactie kijken:
Al3++3 e−Al (s)
Je ziet dat het aluminiumion drie elektronen opneemt om vervolgens vast aluminiummetaal te worden. De lading van het aluminium verandert tijdens deze halfreactie dus van 3+ (in het ion) naar 0 (in het metaal). We zeggen ook wel dat het oxidatiegetal van aluminium verandert van 3+ naar 0.
Deze verandering van oxidatiegetal bepaalt in feite de hoeveelheid elektronen die betrokken is bij een halfreactie. Om van 3+ naar 0 te gaan plaats je dus links van de pijl 3 elektronen. Het oxidatiegetal is dus geen formele lading maar een denkbeeldige lading die je gebruikt bij het opschrijven van halfreacties.
Er zijn een aantal regels voor het toekennen van een oxidatiegetal:
1. het oxidatiegetal van een element is altijd 0. Voorbeeld: het oxidatiegetal van Al (s) is 0.
2. het oxidatiegetal van een metaalion is gelijk aan zijn lading. Voorbeeld: het oxidatiegetal van Fe2+ is 2+.
3. het oxidatiegetal van een niet-metaalion is gelijk aan zijn lading. Voorbeeld: het oxidatiegetal van O2− is 2−.
TIP: Zorg dat je de ladingen van de verschillende positieve en negatieve ionen uit je hoofd kent.
Voorbeeld
Wat is het oxidatiegetal van aluminium in het ion Al(OH)4−?
Antwoord: de lading van het OH− ion is 1−. Het oxidatiegetal is dus ook 1−. Er zitten vier OH− in Al(OH)4−. Dit is totaal 4−. Het gehele deeltje is 1− geladen. Dat kan alleen als het aluminium 3+ geladen is. Het aluminium heeft dus een oxidatiegetal van 3+.
Voorbeeld
Wat is het oxidatiegetal van het zwavel in het ion SO42−?
Antwoord: de lading van het O2− ion is 2−. Het oxidatiegetal is dus ook 2−. Er zitten vier O in SO42−. Dit is totaal dus 8−. Het gehele sulfaation is 2− geladen. Dit kan alleen als het zwavel een oxidatiegetal heeft van 6+.
Let goed op: zwavel heeft niet de lading 6+ maar het oxidatiegetal 6+. Dit is slechts een rekeneenheid. De 'lading' van S is immers 2− (S2− = sulfide ion).
Onder druk verandert organisch materiaal zoals plantenresten in olie en gas. Olie drijft op het aanwezige water en gas is lichter dan beide. In het reservoir komen deze lagen dus op elkaar te liggen. Door een afsluitende laag gesteente kan de olie niet weg en blijft het bewaard tot wij het oppompen.
Film
Klik op onderstaande link voor een film over het onstaan van aardolie.
Aardolie is een vloeibaar mengsel van duizenden koolwaterstoffen.
Aardolie of ruwe olie is een stroperige vloeistof, meestal geelbruin tot soms zwart. Het bestaat uit meer dan honderdduizend verschillende stoffen. Bijna al deze stoffen zijn koolwaterstoffen, met één tot zo’n vijftig koolstofatomen.
We zijn voor bijna de helft van onze energievoorziening afhankelijk van aardolie. Auto’s en vrachtwagens rijden op benzine en diesel gemaakt uit aardolie en elektriciteitscentrales wekken er elektriciteit mee op.
Vrijwel alle chemicaliën en materialen die we dagelijks gebruiken hebben aardolie als grondstof. Denk aan kunststoffen (plastics), maar ook veel kleding, wasmiddelen en medicijnen kunnen niet gemaakt worden zonder aardolie.
De omzetting van aardolie in andere, nuttige producten gebeurt in de petrochemische industrie. In een raffinaderij wordt tijdens het zogeheten kraakproces de ruwe aardolie op moleculair niveau in bruikbare stukken gehakt. Vervolgens vindt scheiding en zuivering plaats via destillatie. De afzonderlijke fracties gaan vervolgens naar de chemische fabriek, de brandstofpomp of de energiecentrale.
Samenstelling aardolie
Soorten aardolie
De belangrijkste marker-crudes en hun relatieve productie. Horizontaal het zwavelgehalte, verticaal de dichtheid in graden API. Hoe hoger, hoe lichter de olie.
De verhoudingen waarin deze bestanddelen zich in de aardolie bevinden, bepalen de kenmerken van een crude:
de dichtheid, vaak uitgedrukt in graden API:
light;
medium;
heavy;
het zwavelgehalte, uitgedrukt in massapercentage (%m/m);
laag zwavelgehalte: sweet;
hoog zwavelgehalte: sour;
paraffinegehalte;
het vloeipunt, de temperatuur waarbij een vloeistof nog net vloeibaar is;
de viscositeit;
metaalgehalte;
koolstofresidu na pyrolyse.
Een hoog zwavelgehalte is vaak ongewenst en om dit te verwijderen zijn aanvullende bewerkingen nodig in het raffinageproces. Sour crudes zijn dan ook vaak goedkoper dan sweet crudes. Zo is er ook meer vraag naar lichtere producten als benzine, zodat light crudes over het algemeen duurder zijn. Hoewel de vraag naar zware olie toeneemt door de grotere vraag naar dieselolie, geldt dat de prijs het hoogst is voor light sweet crudes als Brent en West Texas Intermediate (WTI).
Hoewel dit niet de soorten zijn met de hoogste productie, zijn het met Dubai en het OPEC-mandje wel de belangrijkste benchmarks. Aangezien deze prijzen onderling van elkaar verschillen is het onmogelijk om van dé olieprijs te spreken.
API
De API-dichtheid is een maatstaf van het American Petroleum Institute om een kwaliteit van olie te bepalen. De maatstaf bepaald de dichtheid van de olie ten opzichte van water.
Als de API-dichtheid groter is dan 10, dan is de olie lichter en drijft op het water. Indien het minder is dan 10 dan is de olie zwaarder en zinkt het. Het wordt ook gebruikt worden om verschillende oliesoorten met elkaar te vergelijken, drijft de ene soort boven de ander, dan is de bovenste de lichtste van de twee.
De API-dichtheid wordt uitgedrukt in graden. De API-dichtheid schaal is zodanig ontworpen dat de meeste waarden vallen tussen de 10 en 70 graden API.
Ruwe olie wordt geclassificeerd als licht, medium, zwaar of extra zwaar, afhankelijk van de API-dichtheid.
Destillatie
Om de stoffen uit aardolie te kunnen gebruiken, moeten ze wel worden geïsoleerd. De aardolie moet dus worden gescheiden. Omdat aardolie min of meer vloeibaar is, liggen filtratie en centrifugeren niet voor de hand. Koolwaterstoffen hebben vaak heel vergelijkbare oplosbaarheden (ze mengen allemaal nauwelijks tot niet met water), dus extraheren is ook niet echt een geschikte scheidingsmethode. Een verschil tussen de vele verschillende koolwaterstoffen in aardolie is hun kookpunt. Daarom kan worden gekozen voor indampen of destilleren. Dé scheidingsmethode voor het scheiden van aardolie is destillatie. Men maakt gebruik van destillatietorens (van tientallen meters hoog). Het principe van de aardoliedestillatie is als volgt:
de ruwe aardolie wordt onderin een destillatietoren gebracht en sterk verhit;
de meeste stoffen in het mengsel verdampen ( (�")→(g) ) en deze hete dampen stijgen op;
hoe hoger je in de toren komt, des te koeler is de toren. De dampen koelen dus af;
stoffen met een hoog kookpunt (hoge kooktemperatuur) komen alweer vrij snel onder hun kookpunt. Deze stoffen condenseren ( (g)→(�") ) dus vrij laag in de toren alweer;
stoffen met een laag kookpunt condenseren pas, wanneer ze sterk zijn afgekoeld. Dit gebeurt dus pas hoog in de toren;
stoffen met een héél laag kookpunt (dus stoffen die bij 20ºC, kamertemperatuur, al gasvormig zijn) worden als gas bovenaan de toren apart afgescheiden.
Op deze manier ontstaan op elke hoogte vloeistoffen. Deze stromen naar aftappunten en worden afgetapt. De vloeistof of een bepaalde hoogte is een mengsel. In dit mengsel zitten stoffen met ongeveer dezelfde kookpunten. Zo’n vloeistofmengsel noemt men een aardoliefractie. Een aardoliefractie heeft geen kookpunt (het is immers een mengsel!), maar een kooktraject: de kookpunten van de verschillende stoffen in de fractie liggen tussen bepaalde grenzen. De destillatie van aardolie noemt men gefractioneerde destillatie.
Enkele bekende aardoliefracties met hun kooktrajecten (in ºC) en samenstelling (in aantal Catomen per molecuul) zijn:
gas (LPG, liquid patrol gas) Tk < 20 C1 – C4
lichte benzine 20 < Tk < 100 C5 – C6
nafta 100 < Tk < 150 C6 – C12
kerosine 150 < Tk < 250 C9 – C16
gasolie 250 < Tk < 370 C15 – C25
residu 370 < Tk C25 en hoger
Schematische weergave van een destillatietoren. Fracties met een hoog kookpunt condenseren onderin de toren waar de temperatuur het hoogst is en fracties met een laag kookpunt condenseren bovenin de toren.
In verschillende boeken kun je verschillende grenzen (Tk en/of aantal C-atomen) voor de fracties tegenkomen, maar de algehele trend is overal wel vergelijkbaar. Na afloop van gefractioneerde destillatie worden mengsels en géén zuivere stoffen verkregen.
Bedenk: na de destillatie van aardolie zijn geen nieuwe stoffen verkregen. Het is immers een scheiding van een mengsel. Wanneer een verdere zuivering van een aardoliefractie noodzakelijk is, zal opnieuw een
scheidingsmethode moeten worden ingezet. Opnieuw is dan destillatie de belangrijkste kandidaatmethode
Film
Klik op onderstaande link voor een film over het destilleren van ruwe aardolie.
Kraken is een scheikundige techniek die vooral gebruikt wordt bij de verwerking van aardolieproducten. Bij deze techniek worden grotere organische moleculen omgevormd tot moleculen met een lager moleculair gewicht of tot moleculen die betere eigenschappen hebben met betrekking tot de verbranding.
De reactieproducten van het kraakproces hangen sterk af van de temperatuur waarbij de reacties plaatsvinden, als ook van de eventuele gebruikte katalysatoren. De techniek kan echter ook toegepast worden om onverzadigdheden (dubbele bindingen) te introduceren, bijvoorbeeld door kraken van 1-penteen, waarbij etheen en propeen als belangrijkste reactieproducten ontstaan. De kleinere moleculen die bij kraken ontstaan zijn vaak onverzadigd, omdat lichte verzadigde koolwaterstoffen relatief meer waterstofatomen nodig hebben dan in de reactie beschikbaar zijn. Onverzadigde koolwaterstoffen hebben dubbele bindingen, die een goed aanknopingspunt vormen voor vervolgreacties. Hierdoor zijn de producten van het kraakproces goed bruikbaar als grondstoffen in diverse petrochemische processen.
Film
Klik op onderstaande link voor een film over de werking van een kraakinstallatie.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
In een reactie reageren stoffen met elkaar. Het is wel zo handig om niet teveel van de ene of andere stof te gebruiken. Er blijft dan immers na de reactie een beginstof en dat is zonde van de inkoop. In de industrie is dat zelfs van groot belang voor de kostenbeheersing. Met behulp van de massaverhouding van een reactie kun je berekenen, hoeveel van de ene stof met hoeveel van de andere stof reageert. Omdat het een massaverhouding is, zegt dat iets over de massa van de ene stof t.o.v. de massa van de andere stof. Er zijn ook andere verhoudingen mogelijk (zoals de molecuulverhouding of de volumeverhouding), maar daar gaan we nog niet erg veel op in. We hebben het voorlopig alleen over massa’s.
Bekijk het volgende voorbeeld eens:
koolstof + zuurstof → koolstofdioxide
C(s) + O2(g) → CO2(g)
Men heeft uit onderzoek gevonden, dat de massaverhouding koolstof : zuurstof ofwel C(s) O2(g) gelijk is aan 3 : 8 (“drie staat tot acht”). Let op de volgorde van de getallen: het eerste getal (3) hoort bij de eerste stof (koolstof) en het tweede getal (8) bij de tweede stof (zuurstof).
Samenvattend:
koolstof + zuurstof → koolstofdioxide
C(s) + O2(g) → CO2(g)
massaverh. 3 : 8 (→ 11)
Een massaverhouding heeft geen eenheden nodig. Of je nu 3 g koolstof met 8 g zuurstof laat reageren, of alles duizend keer zo groot doet, dat maakt niet uit. Ga maar na: 3000 g koolstof met 8000 g zuurstof is gewoon 3 kg koolstof met 8 kg zuurstof. Als je bij een massaverhouding voor beide getallen bij het rekenen maar dezelfde eenheid gebruikt. Dat mag g (gram) zijn, maar ook kilogram (kg) of ton (een ton is 1000 kg) of u. Je kunt bij een reactie vaak ook andere massaverhoudingen opschrijven. De massa van het koolstofdioxide in bovenstaande reactie is eenvoudig te achterhalen (totale massa voor reactie = totale massa na reactie, volgens de wet van massabehoud (Lavoisier)).
De massaverhouding koolstof : koolstofdioxide is 3 : 11.
De massaverhouding zuurstof : koolstofdioxide is 8 : 11
De massaverhouding koolstof : zuurstof : koolstofdioxide is 3 : 8 : 11. Blijf op de volgorde letten!
Als je een massaverhouding kent, kun je via kruislings vermenigvuldigen een onbekende massa berekenen.
Film
Een film waarin een aantal voorbeeldsommen worden gemaakt.
In klas 3 heb je berekeningen uitgevoerd met gegeven massaverhoudingen. Het is natuurlijk ook geen doen om van alle talloze bestaande reacties de massaverhouding te kennen. Toch is het redelijk eenvoudig om zélf de massaverhouding van een reactie vast te stellen. Dat kan met behulp van de kloppende reactievergelijking en met molecuulmassa’s. Neem als voorbeeld opnieuw de reactie tussen koolstof en zuurstof uit de vorige paragraaf. De kloppende (!) reactievergelijking van die reactie luidt:
C(s) + O2(g) → CO2(g)
In woorden betekent dat: één atoom C reageert met één molecuul tot één molecuul CO2. In het echt zullen dat miljarden en miljarden van al die atomen en moleculen zijn, maar het idee is dat de molecuulverhouding 1 : 1 is. Omdat je van elk van de reagerende partijen de massa kunt berekenen (zie twee paragrafen terug), kun je ook een massaverhouding vaststellen:
- één C-atoom heeft een massa van 12,01 u
- één molecuul O2 heeft een massa van 32,00 u (let op: 2×O, dus 2×16,00 u).
Dit levert het volgende schema op:
In de kleinste gehele getallen (deel alles door 4) komt dat neer op een massaverhouding koolstof: zuurstof = 3 : 8.
Oefenen
Wil je oefenen met dit onderdeel? Klik dan op de onderstaande link.
Verschillende manieren over rekenen met dichtheid.
Rekenen met dichtheid
De definitie van dichtheid is “massa per eenheid van volume”. In plaats van zo’n zinnetje is het handiger om een formule op te stellen. Hierin staat ρ (= “rho” en géén P!) voor de dichtheid:
De eenheid van de dichtheid hangt natuurlijk helemaal af van de gebruikte eenheden voor de massa en het volume. Enkele veel voorkomende combinaties zijn:
- (de officiële afspraak:) massa in kg en volume in m3 dichtheid in kg/m3 ofwel kg m–3
- massa in kg en volume in L dichtheid in kg/L ofwel kg L–1
- massa in 103 kg en volume in m3 dichtheid in 103 kg/m3 of 103 kg m–3
- massa in g en volume in mL dichtheid in g/mL ofwel g mL–1
Als je een dichtheid gegeven krijgt (of in Binas opzoekt), kijk dan goed naar de eenheid bij die dichtheid. Die eenheid zegt namelijk ook iets over de eenheid van de massa of van het volume, dat je eruit kunt berekenen.
Rekenmanieren
Vaak moet je uit twee gegevens een derde getal berekenen. Je krijgt de massa en het volume en je moet de dichtheid berekenen. Of: je krijgt het volume en de dichtheid en je moet de massa berekenen.
Je kunt op verschillende manieren te werk gaan. Kies de manier die je het beste past.
Met een verhaaltje
Spreek het maar eens hardop uit: “Een dichtheid van 1,3 gram per mL betekent dat één mL van
de stof 1,3 gram weegt. 250 mL is 250 keer zoveel, dus dat weegt ook 250 keer zoveel. De massa
van 250 mL van deze stof is dus 250 keer 1,3 gram, dus 325 gram.
Met formules
De wondere wereld der algebra! Je werkt de formule voor de dichtheid om tot de vorm die je wil:
de onbekende aan één kant en alle bekenden aan de andere kant.
De eenheid van je uitkomst hangt af van de eenheden die je voor de bekenden hebt gekozen. Let daarbij goed op de eenheid van de dichtheid! als je m = ρ·V gebruikt, dan moet je de eenheid van ρ en van V op elkaar afstemmen. De som m = 6 kg dm–3 × 3 cm3 levert problemen op! Reken V om naar dm3 óf reken ρ om naar kg cm–3 en ga dán rekenen.
Met een verhoudingstabel
De massa en het volume zijn recht evenredig met elkaar. Daarom kun je een verhoudingstabel gebruiken als je met dichtheden rekent. Let op de eenheden.
Film
Klik op onderstaande link om een film te zien waarin gerekend wordt met dichtheid.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
Een mol is eigenlijk niets anders dan een hoeveelheid stof van een materie. Denk bijvoorbeeld aan stoffen in scheikunde zoals: Koolstof (C), Zuurstof (O) en Stikstof (N). Als men tweemaal een stikstof hoeveelheid heeft, zegt men op scheikundig gebied: 'Ik heb twee mol stikstof.' Een mol van een bepaalde stof heeft een massa (in gram, uitgedrukt in 'u') en dit is gelijk aan de massa van het molecuul. Dit heet moleculaire massa. Zuurstof (O) heeft een molecuulmassa van 16,0 u. In dit geval kan je ook zeggen dat zuurstof een massa heeft van 16,0 gram. Als in een opgaven staat dat er twee mol zuurstof aanwezig is, betekent dit 2 x 16,0 u = 32,0 u. Twee mol zuurstof heeft een massa van 32,0 u of anders gezegd twee mol zuurstof weegt dus 32,0 gram. De massa gegevens die behoren bij stoffen zijn te vinden in het Periodiek Systeem in een Binas boekje, deze worden uitgeleend door scholen.
Stappenplan voor mol berekenen
Bij het oplossen van deze mol opgaven is een stappenplan erg handig:
Reactievergelijking maken
Reken je gegevens om naar mol
Noteer de mol verhouding
Bereken het aantal mol gevraagde stof met behulp van de mol verhouding
Reken om naar de gevraagde hoeveelheid
Tips
aantal mol = aantal gram : molaire massa
aantal gram = aantal mol x molaire massa
bekijk(leer) het mol-schema rechts
Film
Klik op onderstaande link voor een film over het rekenen met mol.
Wat een deeltje in u weegt, weegt een mol deeltjes in gram. Eén mol bestaat uit 6,02 x 1023 deeltjes. Als je dus wilt berekenen uit hoeveel deeltjes 0,45 mol Na3PO4 bestaat, dan doe je gewoon 0,45 x 6,02 x 1023 = 2,71 x 1023 deeltjes.
Als je bijvoorbeeld wilt bepalen hoeveel gram 2 mol water weegt, dan doe je dat als volgt:
1 deeltje water is 18,02 u
1 mol water is dus 18,02 gram
dan is 2 mol water 36,04 gram.
Je kunt ook gebruik maken van deze formule:
aantal mol = massa / molaire massa
In symbolen wordt dit zo opgeschreven: n = m / M
De massa van één mol stof noem je de molaire massa. Het symbool hiervan is M. De eenheid van de molaire massa is gram per mol, oftewel g mol-1, of g / mol
Nog een voorbeeld, voor als je wilt weten hoeveel gram 8,3 mmol natriumfosfaat (Na3PO4) is:
massa = aantal mol x molaire massa
massa = 8,3 x 10-3 mol x 163,9 g mol-1 = 1,4 g Na3PO4
Van gram naar mol
Met behulp van dezelfde formule kun je ook van gram naar mol gaan rekenen.
Een voorbeeld
Bereken hoeveel mol NaCl aanwezig is in 120 g van deze stof. De molaire massa is 58,44 g mol-1:
aantal mol = massa / molaire massa
120 g / 58,44 g mol-1 = 2,05 mol NaCl
Toets mol
Klik op de onderstaande link voor de toets over mol.
Het arrangement Scheikunde is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteur
Emiel Dikkers
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2017-02-07 22:52:27
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding 3.0 Nederlands 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.
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
Oefeningen en toetsen
toets/oefening
IMSCC package
Wil je de Launch URL’s niet los kopiëren, maar in één keer downloaden? Download dan de IMSCC package.
Oefeningen en toetsen van dit arrangement kun je ook downloaden als QTI. Dit bestaat uit een ZIP bestand dat
alle
informatie bevat over de specifieke oefening of toets; volgorde van de vragen, afbeeldingen, te behalen
punten,
etc. Omgevingen met een QTI player kunnen QTI afspelen.
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.
Al (s)
