BALANCING CHEMICAL EQUATIONS Het behoud van materie stelt dat “materie noch kan worden geschapen noch vernietigd, zij verandert slechts van vorm”. Als dit het geval is, dan moeten we rekening houden met alle atomen in een chemische reactie. We kunnen de manier waarop verbindingen worden samengesteld niet veranderen, maar we kunnen wel het aantal verbindingen dat wordt gemaakt aanpassen. Bijvoorbeeld: Magnesium reageert met zuurstof en vormt magnesiumoxide. Aangezien zuurstof een tweeatomig molecuul is, kunnen we ze alleen in groepen van twee atomen krijgen. We weten dat de formule voor magnesiumoxide MgO(s) is. De reactie zoals we die tot nu toe kennen is: Mg(s) + O2 (g) —> MgO (s) Wat gebeurt er met de andere zuurstof? Daar moet rekening mee worden gehouden! Als de zuurstofmoleculen uiteenvallen om met het magnesiumatoom te reageren, is de eenzame zuurstof vrij om zich met een ander magnesium te binden. Met andere woorden: we hebben nu twee magnesiumatomen opgebruikt en twee eenheden magnesiumoxide gecreëerd. We laten dit zien door cijfers voor het molecuul te plaatsen. 2 Mg(s) + O2 (g) —> 2 MgO (s) Dit is een evenwichtsvergelijking. Ze kan als volgt gelezen worden: Twee atomen magnesium reageren met 1 molecuul zuurstof tot twee eenheden magnesiumoxide.
Het doel is ervoor te zorgen dat aan elke kant van de vergelijking evenveel atomen voorkomen! Kijk naar het werkblad op pagina 1. Tel de atomen om te zien of deze vergelijkingen in evenwicht zijn. Om een vergelijking in evenwicht te brengen mag je met elk atoom beginnen, maar je kunt het handig vinden om te beginnen met het atoom dat in hogere aantallen aanwezig is. Voorbeeld: Zwavel reageert met lithium en vormt lithiumsulfide. S8 (s) + Li (s) —> Li2S (s) Begin met de zwavelatomen. 8 aan de kant van de reactant betekent dat we 8 nodig hebben aan de kant van het product. We moeten een 8 plaatsen voor de Li2S(s). Dit verandert het aantal lithiumatomen, zodat we nu 16 aan de productzijde hebben. We moeten dan 16 hebben aan de kant van de reactant. De vergelijking wordt: S 8 (s) + 16 Li (s) —> 8 Li2S (s) Probeer deze eens. 1. Natrium reageert met chloorgas tot natriumchloride. ___Na(s) + ___ Cl2 (g) —> ___ NaCl(s) Evenwichtsvergelijking: 2 Na (s) + Cl2 (g) —> 2 NaCl (s)
2. Barium reageert met fosfor tot bariumfosfide. ___Ba (s) + ___ P4 (s) —> ___ Ba3P2 (s) Evenwichtsvergelijking: 6 Ba (s) + P4 (s) —> 2 Ba3P2 (s)
Vormings- of eenvoudige samenstellingsreacties Vormingsreacties zijn reacties waarbij twee elementen samen een verbinding vormen. element + element = verbinding Woordvergelijking:
natrium + chloor ———> natriumchloride
Skeletonvergelijking: Na(s) + Cl(g) ———> NaCl(s)
Ontledingsreacties Ontledingsreacties zijn het omgekeerde van vormingsreacties. verbinding AB —> element A + element B ex. __C6H12O 6 (s) —> _ C (s) + _ H2 (g) + _ O2 (g)
Eenmalige vervangingsreacties Tot nu toe hebben we vormings- en ontledingsreacties behandeld. Elementen reageren om verbindingen te vormen of verbindingen reageren om elementen te vormen. Zeer weinig reacties zijn van dit type. Reacties waarbij een element en een verbinding betrokken zijn, kunnen veel interessanter zijn. Deze reacties worden enkelvoudige vervangingsreacties genoemd, omdat een van de elementen in de verbinding wordt vervangen door een ander element. Voorbeeld: koper reageert met zilvernitraatoplossing tot zilver en koper(II)nitraatoplossing. Cu(s) + AgNO3 (aq) —> Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) Je kunt deze vergelijkingen in evenwicht brengen op dezelfde manier als je de vormingsreacties hebt gedaan. d.w.z. tel het aantal atomen van elke soort aan elke kant van de vergelijking. Het is echter gemakkelijker om het nitraation als een enkel atoom te behandelen. Dit betekent dat je Ag, Cu en NO3ʼs telt. De evenwichtsvergelijking is dus: Cu (s)+2 AgNO3 (aq) —> 2 Ag (s) +Cu(NO3)2 (aq) Voorbeelden: 1. Calciummetaal reageert met natriumcarbonaatoplossing natriummetaal.
tot vast calciumcarbonaat en
2. Stikstofgas reageert met ammoniumfosfideoplossing tot een oplossing van ammoniumnitride en vast fosfor.
Dubbele vervangingsreacties Deze reacties zijn vergelijkbaar met enkelvoudige vervangingsreacties. Het enige verschil is dat bij deze reactie tussen twee verbindingen zowel het metaal als het niet-metaal worden vervangen. Voorbeeld: Magnesiumhydroxidetabletten worden gebruikt om maagzuur (HCl) te neutraliseren. Daarbij ontstaan water en magnesiumchlorideoplossing. _Mg(OH)2 (s) +_HCl (aq)—>_HOH (l) + _MgCl2 (aq) Mg(OH)2 heeft 2 OH-ionen terwijl HOH maar 1 OH-ion heeft. We moeten 2 OH aan elke kant hebben dus zetten we een 2 voor HOH om de OHʼs in evenwicht te brengen. Dit verandert het aantal H-ionen in HOH in 2. We hebben aan de linkerkant ook 2 Hʼs nodig. Zet een twee voor de HCl. Dit geeft ons 2 Cl en MgCl2 heeft er 2 dus het is in evenwicht. De Mgʼs zijn ook in evenwicht dus we zijn klaar.
Exemplaar: Natriumarsenide oplossing wordt gemengd met calciumchloride oplossing om een oplossing van natriumchloride en een calciumarsenide vaste stof te verkrijgen. _Na3As (aq)+_CaCl2 (aq)–>_NaCl (aq) +_Ca3As2 (s) Je mag met elk element of complex ion beginnen dat je wilt, maar het is misschien gemakkelijker om met het grootste aantal te beginnen. In dit voorbeeld kunnen we beginnen met calcium of natrium, aangezien beide 3 aan een kant van de vergelijking hebben. Laten we beginnen met natrium omdat dat het eerste is. Na3As (aq) heeft 3 Na. We moeten dus 3 hebben aan de andere kant van de vergelijking, dus zetten we een 3 voor NaCl (vergeet niet dat we de chemische formule niet kunnen veranderen, alleen het aantal formule-eenheden) Hierdoor verandert het aantal chloride-ionen ook in 3. Dat betekent dat we 3 chloride-ionen moeten hebben aan de andere kant van de vergelijking. Dat betekent dat we 3 chloride-ionen aan de andere kant van de vergelijking moeten hebben. Omdat chloride-ionen in CaCl2 alleen in groepen van 2 voorkomen, moeten we een manier vinden om de chloride-ionen aan elke kant gelijk te krijgen. We hebben iets nodig waar 2 en 3 allebei in passen. Het kleinste getal dat hieraan voldoet is 6. Zet een 3 voor de CaCl2 om 6 Cl-ionen te krijgen. Dat betekent dat we een 6 voor het NaCl moeten zetten. Dit verandert het aantal Naʼs in 6. Om de linkerkant in evenwicht te brengen moeten we een 2 voor de Na3As zetten. We hebben nu 6 Na aan elke kant en 6 Cl. Controleer de resterende ionen. “Ander” reactietype Als je een polyatomisch ion hebt dat uit elkaar valt, of als je meer producten dan reactanten hebt in een reactie, dan wordt het geclassificeerd als “overig”. Bij “andere” reactietypes komen waterstofatomen op de tweede plaats en zuurstof op de laatste. Waarom? Waterstof- en zuurstofatomen hebben de neiging zichzelf in evenwicht te houden als de andere atomen in evenwicht zijn. Ex. __Al (s) + __ NH4ClO4 (s) –> __Al2O 3 (s) + __AlCl3 (s) + __NO (g) + __HOH(l)
Precipitaat- een vaste stof die bij een reactie uit een oplossing wordt gevormd. Als een verbinding aan de kant van de reactant een waterige fase heeft en vervolgens aan de kant van het product vast wordt, is het een precipitaat Ex. _NH4Br (aq) + __Hg3N (aq) –>__ (NH4)3N (aq) + __HgBr (s) Identificeer het neerslag in de bovenstaande reactie? Verbrandingsreacties van koolwaterstoffen Bij de verbranding van koolwaterstoffen zoals benzine, methaan, propaan en sacharose ontstaan altijd energie, kooldioxide en waterdamp. De verbranding is eigenlijk gewoon een snelle reactie met zuurstof. De vergelijkingen zijn gewoon de te verbranden verbinding plus zuurstof om kooldioxidegas en waterdamp te produceren. Bij het in evenwicht brengen van dit soort reacties is het het gemakkelijkst te beginnen met de koolstofatomen, dan over te gaan op de waterstofatomen en te eindigen met de zuurstofatomen. Voorbeeld: Methaangas wordt verbrand. CH4 (g) + _O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Breng in evenwicht door te beginnen met de koolstofatomen. Aan elke kant één, dus er is geen verandering nodig. Er zijn 4 waterstofatomen aan de linkerkant en slechts 2 aan de rechterkant. Je hebt 2 watermoleculen nodig om 4 waterstofatomen te krijgen. Tel vervolgens de zuurstofatomen aan de rechterkant. We hebben er 2 in CO2 en 2 in 2H2O. Dat zijn er samen 4. Om 4 aan de andere kant te krijgen hebben we 2 O2 nodig. CH4 (g) + 2 O2 (g) —> CO2 (g) + 2 H2O (g) Soms is het nodig om het getal van onze beginverbinding aan te passen. Voorbeeld: Octaan wordt verbrand. _ C8H18 (l) +_O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Begin zoals voorheen met de koolstof en ga over op de waterstof. We hebben het volgende: _ C8H18 (l) +_O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) Tel vervolgens de zuurstof. 16 in 8 CO2 en 9 in de 9 H2O. Dat maakt 25. Omdat zuurstof alleen in verpakkingen van 2 komt (O2) kunnen we geen 25 krijgen! We hebben meer zuurstof aan de linkerkant nodig. Als we alles verdubbelen hebben we aan de rechterkant 50 zuurstof. Dat is deelbaar door 2. We komen uit op: 2 C8H18 (l) + 25 O2 (g)–> 16 CO2 (g) +18 H2O (g)
Endotherme & Exotherme Reacties Alle reacties hebben energie in zich, maar meestal schrijven we die niet in de vergelijking. Je hebt enkele reacties gezien waarbij de energie wel in de vergelijking wordt geschreven. Ex. Fotosynthese reactie. Zonne-energie+6CO2(g)+6H2O(l)–>6O2(g)+C6H12O6(s) De meeste reacties hebben energie nodig om de reactanten te laten reageren. Een toevoer van energie. Als er meer energie wordt opgenomen (om de reactie te starten) dan dat er wordt afgegeven wordt het endotherm genoemd (bijv. fotosynthese reactie). Bij een endotherme reactie wordt energie aan de kant van de reactant geschreven. Wanneer er meer energie vrijkomt bij de reactie dan er in de reactie wordt gestopt, spreekt men van exotherm. Bij een exotherme reactie wordt de energie aan de kant van het product geschreven. *Note- meestal is de energie in de reacties in de vorm van warmte, maar niet altijd.
Bewijs voor chemische reacties Er zijn vier dingen die bewijzen dat een chemische reactie heeft plaatsgevonden: 1. Temperatuurverandering 2. Kleurverandering 3. 3. Afgifte van gas 4. Vorming van neerslag Een chemische reactie kan er meer dan één hebben.
De mol De mol is een eenheid die een bepaald aantal dingen weergeeft. Het is ongeveer hetzelfde als een dozijn of een brut, maar in plaats van 12 of 144 dingen is een mol 6,02 x 1023 dingen. Het wordt ook wel het getal van Avogadro genoemd en het is gedefinieerd als het aantal atomen in precies 12 gram koolstof-12. De mol gebruiken Alle atoommassa’s worden vergeleken met koolstof-12. Het atoommassa-getal in het periodiek systeem wordt gegeven tot op een honderdste gram nauwkeurig. Voorbeeld: Eén mol chlooratomen heeft een massa van 35,45 g/mol. Opmerking: het symbool voor mol is mol. Dit is geen afkorting. Zoek: Zuurstof, Calcium en IJzer.
Molaire massa van moleculen Meestal zijn we geïnteresseerd in een mol van moleculen. Dat zijn 6,02 x 1023 moleculen, zoals water, HOH. Eén molecuul water bevat 2 atomen waterstof en één atoom zuurstof. Dat betekent dat één mol watermoleculen 2 mol waterstofatomen en één mol zuurstofatomen bevat. De massa van een mol water is dus de som van 2 mol waterstofatomen en een mol zuurstofatomen. 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 O= 1 mol x 16,00 g/mol = 16,00 g/mol 1 HOH
= 18,02 g/mol
Voorbeeld: Bereken de molaire massa van waterstofsulfaatgas. Formule is H2S O4 (g) 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 S = 1 mol x 32,06g/mol = 32,06 g/mol 4 O = 4 mol x 16,00 g/mol = 64,00 g/mol 1 mol H2S O4 (g) = 98.08 g/mol Probeer: calciumchloride : ijzer(III)-hydroxide : fosforpentachloride
Massa omrekenen naar mol Het aantal mol (n) aanwezig in een gegeven massa (m) is gelijk aan de gegeven massa gedeeld door de molaire massa (M).
m n= M Voorbeeld 1: Hoeveel mol natriumchloride is aanwezig in 100 g? Stap 1: Bereken de molaire massa van natriumchloride. M NaCl = 58,44 g/mol Stap 2:
Bereken het aantal mol.
m n= M = 100 g 58,44 g/mol = 1,71 mol Onthoud je significante cijfers!!!!!
Voorbeeld 2: Hoeveel mol is er aanwezig in 25 g aluminiumnitraat? Antwoord = 0.12 mol Berekeningen van mol naar massa Om de massa te berekenen die aanwezig is in een gegeven aantal mol, moeten we onze formule als volgt herschikken. m= nM Voorbeeld: Welke massa is aanwezig in 3,50 mol calciumcarbonaat? Stap 1: Bereken de molaire massa van calciumcarbonaat. M CaCO3 = 100,09 g/mol Stap 2: Bereken de massa. m = nM = 3,50 mol x 100,09 g/mol = 350 g Voorbeeld 2: Bereken de massa van 0,056 mol ammoniumsulfide. Antwoord = 3,8 g
