Milieu Jaar 1 Periode 3

Reactievergelijkingen Week 1 Reactievergelijkingen

Planning Reactievergelijking Huiswerk

Chemische reactie Beginstof Reactieproduct Proces waar de beginstof een verandering ondergaan tot een reactieproduct

Regels! Voor de pijl moeten even veel atomen per stof aanwezig zijn als na de pijl Tijdens een chemische reactie verdwijnen of ontstaan geen atomen De atomen worden alleen anders gerangschikt Je mag alleen coëfficiënt aanpassen

Reactievergelijking Beginstof  reactieproduct Beginstof + beginstof  reactieproduct Beginstof  reactieproduct + reactieproduct

Voorbeeld met letters A + B + C  AB + BC Kloppend maken zodat voor de pijl = achter de pijl

Fasen Stoffen kunnen uit verschillende fasen bestaan: Vast (s) Vloeibaar (l) Gas (g) Opgelost in water (aq)

Voorbeeld Bij de reactie van natrium met zwavel ontstaat natriumsulfide Na (s) + S (s)  Na2S (s) Maak hem kloppend 2 Na (s) + S (s)  Na2S (s)

Kloppend maken Na (s) + S (s)  Na2S (s) Voor de pijl Na de pijl Na = 1 Na = 2 S = 1 S = 1 2 Na (s) + S (s)  Na2S (s) Coëfficiënt

Ontleden van water

Verbranding van aardgas

Nu in woorden Bij verbranding van suiker in zuivere zuurstof komen alleen water en koolstofoxide gas vrij Hoe zou je de reactievergelijking opschrijven? C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)  6 CO2 (g) + 6 H2O (l)

Bij de ontleding van koperjodide poeder komt jood en koper vrij Voor de vorming van vast ijzersulfide moet je zwavel en ijzer in een mortier goed mengen 2 CuI (s) 2 Cu (s) + I2 (l) S (s) + Fe (s)  FeS (s)

Huiswerk P2O5 (s)  P (s) + O2 (g) H2O2 (l)  H2O (l) + O2 (g) AgCl (s)  Ag (s) + Cl2 (g) Etheengas (C2H4) wordt volledig verbrand tot koolstofdioxide en water Paragraaf 3.4 Opgave 34, 35, 37 en 38 2 P2O5 (s)  4 P (s) + 5 O2 (g) 2 H2O2 (l)  2 H2O (l) + O2 (g) 2 AgCl (s)  2 Ag (s) + Cl2 (g) C2H4 (g) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O (l)

Week 2 3.4 Reactievergelijking

Planning Huiswerk nakijken Reactievergelijking Huiswerk

Huiswerk nakijken 2 P2O5 (s)  4 P (s) + 5 O2 (g) 2 H2O2 (l)  2 H2O (l) + O2 (g) 2 AgCl (s)  2 Ag (s) + Cl2 (g) C2H4 (g) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) 34. Index is het getal wat de hoeveelheid atomen in een molecuul aangeeft en de coëfficiënt is het getal dat de hoeveelheid moleculen aan geeft.

35. Een reactievergelijking is een verkorte weergave van een reactie in formules. 37a. Hierbij komt altijd zuurstof voor de pijl b. Is een beginstof en meerdere reactieproducten 38. Alleen de coëfficiënt

Zelf molecuul formules opstellen Weten jullie het nog? Uitzondering waterstof  niet metaal positieve valentie Metaal valentie Na, K, Ag (1) + Mg, Ba, Ca, Zn, Ni 2+ Al, Cr, Au 3+ Fe 2+ en 3+ Cu, Hg 1+ en 2+ Pb, Sn 2+ en 4+ Niet-metaal Valentie F, Cl, Br, I (1) - O, S 2- N, P 3-

Kruisregel Valentie van het ene ion wordt index van het andere ion (en omgekeerd) Voorbeeld A3+ : valentie ion A = 3+, dus index B = 3 B2-: valentie ion B = 2+, dus index A = 2 Formule is dan A2B3 Wanneer je formule kan vereenvoudigen moet je dat doen! A2B2  AB

Verbrandingsreacties Verbranding is een reactie met zuurstof Volledige verbranding Als er voldoende zuurstof aanwezig is Onvolledige verbranding Als er te weinig zuurstof aanwezig is

Volledige verbranding Koolstofdioxide (CO2) komt vrij bij volledige verbrandingen van verbinding met koolstof (C) Water (H2O) komt vrij bij volledig verbranding van verbindingen met waterstof (H) Zwaveldioxide (SO2) komt vrij bij volledige verbranding van verbindingen met zwavel (S)

Voorbeelden 2 C2H6 + 7 O2  4 CO2 + 6 H2O CS2 + 3 O2  CO2 + 2 SO2 2 H2S + 3 O2  2 SO2 + 2 H2O

Onvolledige verbranding Bij onvolledige verbranding van koolwaterstoffen komt vrij: Koolstof (C of roet) Koolstof mono-oxide Allerlei andere verbindingen zoals CxHy

Huiswerk De verbranding van suiker De ontleding van koper(I)jodide Het vormen van vast ijzer(II)sulfide Verbranding van methaan Bij de reactie van natrium met zwavel ontstaat natriumsulfide De ontleding van water De verbranding van magnesiumsulfide De vorming van koper(II)chloride De ontleding van aluminiumsulfide De vorming van ijzer(III)oxide Paragraaf 3.4 39 en 40

4.1 Water, een bijzondere stof 4.2 Vanderwaalsbindingen Week 3 4.1 Water, een bijzondere stof 4.2 Vanderwaalsbindingen

Huiswerk nakijken C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) 2 CuI (s)  2 Cu (s) + I2 (l) Fe (s) + S (s)  FeS (s) CH4 (g) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (l) 2 Na (s) + S (s) Na2S (s) 2 H2O (l)  2 H2 (g) + O2 (g) MgS (s) + 2 O2 (g)  MgSO4 (s) Cu (s) + Cl2 (g)  CuCl2 (s)

Al2S3 (s)  2 Al (s) + 3 S (s) 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3 39a. 2 H2O (l) + 2 F2 (g)  4 HF (g) + O2 (g) b. 4 NH3 (g) + 5 O2 (g)  4 NO (g) + 6 H2O (l) c. CO2 (g) + 2 Mg (s)  C (s) + 2 MgO (s) d. 4 HNO3 (l)  O2 (g) + 4 NO2 (g) + 2 H2O (l) e. 4 FeS (s) + 7 O2 (g) 4 SO2 (g) + 2 Fe2O3 (s) f. 2 Fe2O3 (s) + 6 CO (g)  4 Fe (s) + 6 CO2 (g)

40a. S (s) + O2 (g)  SO2 (g) b. C (s) + O2 (g)  CO2 (g) c 40a. S (s) + O2 (g)  SO2 (g) b. C (s) + O2 (g)  CO2 (g) c. 2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g) d. CH4 (g)  C (s) + 2 H2 (g) e. C6H12O6 (s)  2 C2H6O (aq) + 2 CO2 (g) f. 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) g. N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)

Herhaling 3 verschillende groepen stoffen Metalen (metaal + metaal) Zouten (metaal + niet metaal) Moleculaire stoffen (niet metaal + niet metaal)

Moleculaire stoffen Water https://youtu.be/3jwAGWky98c?t=46s 70% van de aarde is hiermee bedekt Enige stof die in grote hoeveelheden in drie fases op aarde voorkomt Waterdamp Ijs https://youtu.be/3jwAGWky98c?t=46s

Vanderwaalskrachten Aantrekkingskrachten tussen moleculen Vanderwaalsbinding Breken bij hoger temperatuur Hoe groter de molecuulmassa, des te sterker is de vanderwaalsbinding tussen de moleculen, en des te hoger is het kookpunt van de stof Bij hogere temperatuur breken vanderwaalsbindingen.  bij kookpunt van een stof zijn alle bindingen verbroken.

Vanderwaalsbindingen Cohesie: aantrekkingskrachten tussen dezelfde moleculen Adhesie: aantrekkingskrachten kussen verschillende moleculen

Vanderwaalskrachten Bij welke stof is de vanderwaalskracht het grootst? A. Alcohol B. Suiker C. Koolstofdioxide Bij welke stof het kleinst? Alcohol 46,07 Suiker 342,29 CO2 44,01

Zelf aan de slag Opdracht 1 a t/m e Opdracht h Opdracht 2, 4, 6 a t/m d, 8 en 9 Extra informatie voor de opdrachten: 273 K = 0 ˚C

Week 4 4.1 + 4.3

Huiswerk nakijken 1a. In zuiver water zitten geen zouten. Zouten zorgen ervoor dat water stroom kan geleiden b. water bestaat uit waterstof en zuurstof, dit zijn beide niet-metalen dus een moleculaire stof. c. De covalentie van O is 2 en de covalentie van H is 1 d. H – O – H e. Door het delen van een elektronenpaar h. 2 H2O  2 H2 + O2

2. De vanderwaalsbindingen bij moleculen ontstaat door de vanderwaalskrachten 4a. De temperatuur heeft invloed op de sterkte van de vanderwaalsbinding b. De vanderwaalsbinding wordt verbroken wanneer een stof verdampt. Dus bij het kookpunt van een stof. 6a. C en S zijn beide niet-metalen dus is CS2 een moleculaire stof b. S = C = S c. 273 K = 0 ˚C, (273 + 20) 293 = 20 ˚C. Dus deze stof is vloeibaar d. De vanderwaalsbinding verbreekt bij koken

8. Als een stof oplost, worden de vanderwaalsbindingen verbroken en ontstaan er nieuwe vanderwaalsbindingen tussen de moleculen van de opgeloste stof en het oplosmiddel. 9a. 273 K = 0 ˚C 168 K = -105 ˚C 353 K = 80 ˚C b. De covalentie moet dus 4 zijn c. De vanderwaalsbindingen verbreken bij SOCl2 en bij benzeen en ze maken nieuwe vanderwaalsbindingen aan tussen deze twee stoffen. d. De atoombindingen en de vanderwaalsbindingen

Hydrofiel/hydrofoob Hydro = water Fiel = houden van Foob = vrezen Hydrofiel = houdt van water Lost dus makkelijk op in water (zout) Hydrofoob = houdt niet van water Lost dus NIET makkelijk op in water (olie)

pH Maat voor aantal H+ -ionen water in een oplossing aanwezig is

Geleidbaarheid Mate waarin een waterige oplossing stroom geleid Hoeveelheid H+ deeltjes (dus zuur) Hoeveelheid zouten In µS/cm (microSiemens per centimeter)

Hard water Hoeveelheid kalk opgelost in water Hard water  veel kalk Zacht water  weinig kalk Verhitting  kalk slaat neer Graden Duitse Hardheid 7,1 mg per ˚dH per liter

4.3 Waterstofbruggen Bindingen tussen moleculen – OH of – NH groepen aanwezig Waterstofbruggen zijn sterker dan vanderwaalsbindingen Hoe meer – OH en/ of – NH groepen hoe meer waterstofbruggen en hoe hoger het kookpunt

Stoffen die je moet kennen!!! Koolstofdioxide CO2 Koolstofmonoxide CO Water H2O Ammoniak NH3 Suiker C6H12O6 Methaan CH4

Zelf aan de slag Opdracht 10, 11, 14, 16, 17 en 18a

2.5 Massa’s van atomen, moleculen en ionen Week 5 2.5 Massa’s van atomen, moleculen en ionen

Huiswerk nakijken 10a. Een waterstofbrug of H-brug is een extra binding die tussen moleculen kan optreden b. vanderwaalsbinding c. –OH en –NH 11. In de vaste fase zitten de watermoleculen op een vaste plaats. De H-bruggen blijven intact. In de vloeibare fase bewegen de watermoleculen langs elkaar heen. Dat heeft tot gevolg dat er voortdurend H-bruggen kapotgaan, maar ook dat er weer nieuwe H-bruggen ontstaan. 14. In methaanmoleculen komen alleen H-atomen voor die aan C vastzitten. De bindingen tussen een C-atoom en H-atoon is niet polair. De H-atomen hebben dus geen positieve lading waardoor er geen H-bruggen worden gevormd met de watermoleculen.

16. Tussen watermoleculen komen naast vanderwaalsbindingen ook H-bruggen voor. Tussen hexaanmoleculen komen alleen vanderwaalsbindingen voor. De watermoleculen houden elkaar aan het oppervlak steviger vast dan de hexaanmoleculen. Een licht voorwerp zal deze samenhang niet kunnen doorbreken en zal blijven drijven. De samenhang tussen de hexaanmoleculen is zo klein dat de punaise door het hexaanoppervlakte zal zakken 17. Hoe meer OH-groepen en/ of NH-groepen in een molecuul voorkoment, des te hoger is het kookpunt 18a. methanol, 1-propanol en 1,2-ethaandiol.  OH-groep aanwezig

Grootheden en eenheden Iets wat je kunt meten, hiervoor heb je meetinstrumenten nodig Massa weegschaal Volume maatbeker Eenheden Getalwaarde bij grootheden Gram Liter SI (internationaal stelsel van eenheden)  basis grootheden en eenheden Volume  dm3 Temperatuur  Kelvin Eenheden uit SI stelsel worden over de gehele wereld gebruikt.

Massa van een atoom De massa van een proton is ontzettend klein 0,0000000000000000000000000017 kg Grootheid  atoommassa Eenheid  u (atomaire massa eenheid)

Atoom Bestaat uit: Protonen Neutronen Elektronen De massa van deze deeltjes bepalen samen de massa van een atoom Atoom Aantal P Aantal N Aantal E Massa Waterstof 1 1,0 + 0,00055 = 1,0 u Zuurstof 8 8,0 + 8,0 + 0,0044 = 16,0 u Chloor 6 6,0 + 8,0 + 0,00033 = 14,0 u

Vuistregel Bij optellen en aftrekken met decimalen Aantal decimalen Je kijkt naar het aantal decimalen van je som Aantal decimalen Uitkomst = beginwaarde met het kleinst aantal decimalen 1,0 + 1,0 + 0,00055 = 2,0

Voorbeeld Je schenkt 1,00 mL zoutzuur bij 1,0 L water. Hoe groot is het volume? Zorg dat beide meetwaarde in dezelfde eenheid staan 1,00 mL = (1,00 / 1000) 0,00100 L 1,0 + 0,00100 = 1,0 L

De massa van een proton is gelijk aan de massa van een neutron De massa van een elektron is hiermee vergeleken heel erg klein Hierdoor is de massa van een elektron verwaarloosbaar

Massa van een atoom De massa van een atoom is dus de som van je protonen en neutronen

Relatieve atoommassa Gemiddelde massa van de isotopen Isotopen zijn atomen met hetzelfde aantal protonen maar met een verschillend aantal neutronen Grootheden relatieve atoommassa: Ar

Massa van ionen Een ion ontstaat doordat een atoom elektronen kwijt raakt of opneemt Massa van elektronen mag je verwaarlozen Dus de massa van een ion is gelijk aan de massa van een atoom

Molecuulmassa Massa van alle atomen uit een molecuul samen Mr Voorbeeld: H2O H = 1,008 O = 16,00 (2 * 1,008) + (1*16,00) = 18,02 u

Huiswerk Opdracht 45 t/m 60

2.6 De hoeveelheid van een stof Week 6 2.6 De hoeveelheid van een stof

Huiswerk nakijken 45a. Grootheid is iets wat je kunt meten b. Een grootheid uitgedrukt in een getal waarde is een eenheid c. Internationaal stelsel van eenheden 46a. Grootheden zijn: 2 energie, 3 tijd, 6 dichtheid, 9 volume Eenheden zijn: 1 kg, 4 meter, 5 kelvin, 7 ton, 8 lichtjaar b. 1 kg, 2 E, 3 t, 4 m, 5 K, 6 ρ, 7 t, 8 lj , 9 V. c. meter, kilogram, Kelvin

47a. Massa : Kilogram, Volume: kubieke meter (m3) b 47a. Massa : Kilogram, Volume: kubieke meter (m3) b. µg, mg, g, kg, ton c. :1000 of *1000 d. µL, mL, L cm3, dm3, m3 e. 1000 48a. 0,0043 kg of 4,3*10-3 b. 6,1*10-5 µg c. 4*1012 mg d. 5,7*10-3 ton e. 8,9*10-3 g

48f. 4,9*10-6 m3 g. 7,1 ml h. 4,5 ml i. 1,25*10-1 dm3 of 0,125 dm3 49. Proton = 1u, neutron = 1u, elektron = 0,00055u 50. 1,0 + 1,0 + 0,00055 = 2,0 (het laagste aantal decimalen komt bij de uitkomst) 51. Je kunt beter u gebruiken voor een atoom omdat de massa zo ontzettend klein is waardoor je anders in g of kg een heel laag getal krijgt 0,00000000000000 enz

52a. De relatieve atoommassa is de gemiddelde atoommassa van het isotopen mengsel zoals het in de natuur voorkomt. b. Ar c. In het periodiek systeem staat de relatieve atoommassa 53. Relatieve atoommassa is het gemiddelde en het massagetal is hetzelfde of er wordt molecuulmassa mee bedoeld. 54. Nee, want dit is het gemiddelde. Mg bestaat uit 12 protonen en 12 neutronen dus dat is 24 u. Dit komt door de isotopen van Mg. Mg-24, Mg-25 en Mg-26

55a. B-10: 10,01 u B-11: 11,009 u b. 19,8% is B-10 atomen en 80,2% is B-11 atomen. Als je 1000 B- atomen hebt, heb je 198 B-10 atomen c. dan heb je 802 B-11 atomen d. 198 * 10,01 = 1981,98 u e. 802 * 11,009 = 8829,218 u f. 1981,98 + 8829,218 = 10811,198 u g. 10,81 dus klopt 56a. Mr

56b. Voorbeeld: H2O H= 1,008 O= 16,00 2* 1,008 + 16,00= 18,02 57. Omdat het verschil tussen een atoom en een ion de elektronen zijn en deze worden verwaarloosd bij het berekenen van de massa 58a. (3*1,008) + 30,97 + (4*16,00) = 97,99 u b. (6*12,01) + (12*1,008) + (6*16,00) = 180,156 u c. (16*12,01) + (18*1,008) + (2*14,00) + (4*16,00) + 32,065 = 334,369 u d. (2*30,97)+(5*16,00) = 141,94 u

59. 291,60 – (5*16,00) = 243,60 243,60/2 = 121,80 u 60a. 145- (2*1,008)-(4*16,00) = 78,98 b. Seleen

Meten Van een hoeveelheid stof kun je de massa en het volume bepalen. Massa bepaal je met een weegschaal Kg, g of mg Volume bepaal je met een maatcilinder L of mL

Nauwkeurigheid Kan afhangen van meetinstrument in hoeveel decimalen worden afgelezen

Significantie Hoe nauwkeuriger het meetinstrument, des te nauwkeuriger is de gemeten waarde en des te groter is het aantal significante cijfers Bij delen en vermenigvuldigen rond je af op het laagst aantal significante cijfers van de getallen in de som 0,0108 0,0092 9,2 43,10 4,000

Voorbeeld 1,234 * 0,0045 * 123 Aantal significante cijfers 4 2 3 4 2 3 Dus afronden op 2 significante cijfers

Omrekenen van L naar kg en omgekeerd De massa van een hoeveelheid stof reken je om in volume met behulp van de dichtheid van de stof Daarvoor gebruik je een verhoudingstabel en kruisproducten

Voorbeeld Het volume van het water in deze maatcilinder is 26,0 ml Dichtheid van water is 0,998*103 kg m-3 1,00 m3 weegt 0,998*103 kg 𝑥= 0,998⋅ 10 3 ×26,0⋅ 10 −6 1,00 =2,594 8∙10 −2 Afronden? Massa water 0,998*103 x Volume water 1,00 26,0∙10-6

Hoeveelheid stof in mol In scheikunde Grootheid hoeveelheid stof (n) Eenheid mol Een mol is een maat voor een bepaalde hoeveelheid moleculen 6,02·1023 In 1 mol suiker zitten net zo veel moleculen als 1 mol water Het gewicht is verschillend!!!

Molaire massa Molaire massa (M)  getalwaarde gelijk aan de molecuulmassa of atoommassa van de stof Molaire massa is in gram (g) Molecuulmassa of atoommassa is in u Hoe groot is de massa van 1 mol water? Hiervoor heb je de molecuulmassa van water nodig 2 * 1,008 + 16,00 = 18,02 u 1 mol water weeg 18,02 g

Van gram naar mol 1 mol water is 18,02 g Hoeveel mol is dan 25,9 gram water? 𝑋= 1,000×25,9 18,02 =1,44 𝑚𝑜𝑙 Mol water 1,000 x Gram water 18,02 25,9

Van mol naar gram Hoeveel gram water komt overeen met 2,6 mol water 𝑋= 18,02×2,6 1,000 =47 𝑔𝑟𝑎𝑚 Mol water 1,000 2,6 Gram water 18,02 x

Huiswerk Opdracht 62, 69, 70, 72 t/m 80

2.7 De samenstelling van een verbinding in massaprocenten Week 7 2.7 De samenstelling van een verbinding in massaprocenten

Huiswerk nakijken 62a. 2 b. 2 c. 2 d. 4 69a 1·10-1 d. 4,49·101 b. 1,9·101 e. 4,88·104 c. 2,32·10-1 f. 2·105 70a. 4 * 1,008 = 4,032 u b. 100 * 1,008 = 100,8 u

72. Een maat voor een bepaalde hoeveelheid moleculen. 73a 72. Een maat voor een bepaalde hoeveelheid moleculen. 73a. Door de molecuulmassa of atoommassa te berekenen b. M 74. Molecuulmassa is de massa van 1 molecuul en de Molaire massa is de massa van 1 mol stof 75 De massa van 1 mol ijzer is zwaarder dan de massa van 1 mol natrium omdat de molecuul massa van ijzer zwaarder is dan die van natrium

76a. 58,44 g c. 33,02 g b. 30,07 g d. 107,9 g 77. Hoeveel 1 mol weegt 78a. 38,4 g c. 309,636 g b. 156,87 g d. 5,26·10-3 g 79a. 16,42 mol c. 0,184 mol b. 2,92·10-5 mol d. 3,00·10-5 mol 80a. 192 g b. 192 u

Percentage Procent = per honderd Een percentage is een getal dat het aantal delen per 100 aangeeft Wat is het percentage meisjes in jullie klas?

Berekenen H2O = 2*1,008 +16,00 = 18,02 u De massa van de atoomsoort H in een water molecuul is dan 2*1,008 = 2,016 u De massa van de atoomsoort O in een water molecuul is dan 1 * 16,00 = 16,00 u In 18,02 u zit dus 2,016 u H en 16,00 u O

Massapercentage Massapercentage van een atoomsoort in een verbinding geeft aan hoeveel u van die atoomsoort voorkomt per 100 u van de verbinding In 18,02 u zit dus 2,016 u H en 16,00 u P We willen weten hoeveel u H in 100,0u water zit 𝑥= 2,016∗100 18,02 =11,19 𝑢 Dus 11,19% H in 100 u water Massa H2O (u) 18,02 100 Massa H (u) 2,016 x

Huiswerk Opdracht 86 t/m 89

Huiswerk nakijken 86. Dit betekend dat 30% van de stof bestaat uit die atoomsoort en 70% uit een (of meerdere) andere atoomsoort(en) 87. C: 12,01 * 12 = 144,12 u H: 1,008 * 22 = 22,176 u O: 16,00 * 11 = 176 u Totaal: 144,12 + 22,176 + 176,00 = 342,296 100*144,12 / 342,296 = 42,1% C

88. (C = 12,01, H = 1,008*4 = 4,032) = 16,042 74,9% is C en 25,1 is H 89a. C: 86 u H: 14 u b. C: 48,16 u H: 7,84 u c. C: 12,01 u H: 1,008 u d. C: 48,16/12,01 = 4 H: 7,84/1,008 = 7,78 du 4 C atomen en 8 H atomen e. C4H8