Scheikunde leerjaar 2

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.

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

2.5 Massa’s van atomen moleculen en ionen Kelly van Helden

2.5 grootheden en eenheden Massa Volume Eenheid Gram Liter SI (internationaal stelsel van eenheden)

Massa van een atoom De massa van een proton is ontzettend klein Grootheid: atoommassa Eenheid: u (atomaire massa eenheid) deeltjessoort Massa (u) Proton 1,0 Neutron Elektron 0,00055

Atoom Een atoom bestaat uit: Deze bepalen de massa van een atoom Protonen Neutronen Elektronen Deze bepalen de massa van een atoom deeltjessoort Massa (u) Proton 1,0 Neutron Elektron 0,00055

Vuistregel Bij optellen en aftrekken met decimalen kijk je naar het aantal decimalen van je som In de uitkomst staan net zo veel decimalen als in je beginwaarde met het kleinst aantal decimalen 1,0 + 1,0 + 0,00055 = 2,0

voorbeeld deeltjessoort Massa (u) Proton 1,0 Neutron Elektron 0,00055 Atoom Aantal protonen Aantal neutronen Aantal elektronen Massa atoom H 1 1,0u + 0,00055u = 1,0 u O 8 8,0u + 8,0u + 0,0044u = 16,0 u C 6 6,0u + 8,0u + 0,0033u= 14,0 u

De massa van een proton is gelijk aan de massa van een neutron 1,0u 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 Grootheid 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 + 16,00= 18,02

2.6 De hoeveelheid van een stof 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.

significantie Bij delen en vermenigvuldigen rond je af op het laagst aantal significante cijfers van de getallen in de som: 1,234 * 0,0045 * 123 Aantal significante cijfers: 4 2 3 Dus afronden op 2 significante cijfers!

Hoeveelheid stof in mol Hoeveelheid stof (n) in mol Mol is een maat voor een bepaalde hoeveelheid moleculen namelijk: 6,02 * 1023 In 1 mol suiker zitten dus net zo veel moleculen als in 1 mol water Alleen het gewicht is verschillend!!!

Samenvatting De molaire massa (M) van een stof is in getalwaarde gelijk aan de molecuulmassa of atoommassa van de stof De molaire massa is in gram (g) De molecuulmassa of atoommassa is in u

Hoe bereken je dat? Water: H2O H weegt 1,008u O weegt 16,00u Dus 1 molecuul water weegt: 2*1,008 + 16,00 = 18,02 u Dus is 1 mol H2O = 18,02 g

Omrekenen van gram naar mol 1 mol water is 18,02 g Hoeveel mol is dan 25,9 gram water mol H2O 1,000 x gram H2O 18,02 25,9 1,000 * 25,9 = 1,44 mol 18,02

Omrekenen van mol naar gram Hoeveel gram water komt overeen met 2,6 mol water? mol H2O 1,000 2,6 gram H2O 18,02 y 18,02 * 2,6 = 47 gram 1,000

2.7 De samenstelling van een verbinding in massaprocenten Een percentage is een getal dat het aantal delen per 100 aangeeft We gaan nu berekenen hoeveel een deel van een stof in % is.

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

We willen weten hoeveel u H in 100,0 u H2O zit In 18,02 u zit dus 2,016 u H en 16,00 u O We willen weten hoeveel u H in 100,0 u H2O zit X= 2,016* 100 = 11,19u 18,02 Dus 11,19 % H in 100u H2O Massa H2O (u) 18,02 100 Massa H (u) 2,016 x

Week 2 Scheikunde

1.4 chemische reacties Herken je aan het veranderen van stofeigenschappen Wet van massabehoud Stoffen reageren en ontstaan in een vaste massaverhouding

Verbranding van methaan CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O 1 : 2  1 : 2 16,04u: 64,00 u  44,01u : 36,03u

Exotherm en Endoterm Exotherme reacties Endotherme reacties Reacties waarbij energie vrijkomt Bijv warmte, licht of elektrische energie Alle verbrandingsreacties Endotherme reacties Reacties waarbij energie toegevoegd moet worden Meestal warmte soms licht of elektrische energie

Activeringsenergie Energie die gebruikt wordt om een reactie op gang te brengen Bijv. gasbrander aansteken Exotherm met activeringsenergie

Ontbrandingstemperatuur De reactietemperatuur voor de verbranding van een stof Voorbeelden Papier en witte fosfor

1.5 de snelheid van een reactie Reactietijd De tijd die een reactie nodig heeft om te reageren Reactiesnelheid De hoeveelheid stof die per seconde en per liter reactiemengsel ontstaat of verdwijnt.

Invloeden op de reactiesnelheid De verdelingsgraad Soort beginstof Concentratie Temperatuur Katalysator (bijv enzym)

Opdrachten Opdracht: 25, 26, 28, 29, 30, 31, 32, 33 Blz 21 en 22 Niet af: De rest huiswerk!

Week 3

Planning Huiswerk nakijken Theorie Huiswerk maken

Huiswerk nakijken 25. 1. veranderen van stofeigenschappen 2. Wet van massabehoud 3. stoffen reageren en ontstaan in een vaste massaverhouding 4. de temperatuur moet even hoog of hoger zijn dan de reactietemperatuur 5. er treedt een energie effect op

26. a. de moleculen veranderen niet. Je kan de reactie weer omkeren. b 26. a. de moleculen veranderen niet. Je kan de reactie weer omkeren. b. Het kaarsvet verdwijnt (denk aan een theelichtje deze raakt op). Er komt energie vrij in de vorm van warmte en licht 28. a. 64,00/16,04 = 4 gram zuurstof b. 36,03/16,04 = 2,3 gram water c. massa beginstoffen = massa eindproducten 1,0 + 4,0 = 5 dus 5- 2,3= 2,7 gram koolstofdioxide

29. a. Exotherm: er komt energie vrij b 29. a. Exotherm: er komt energie vrij b. Endotherm: er is energie nodig c. Warmte, licht en elektrische energie 30. a. er is warmte nodig dus endotherm b. Stollen c. stollen is exotherm want er komt warmte vrij d. de omgeving zal warmer worden omdat de warmte overgedragen wordt aan de omgeving

31. Activeringsenergie is de energie die nodig is om een reactie opgang te brengen 32. Aardgas moet je verwarmen en witte fosfor niet. Het kost dus meer energie om aardgas te verbranden. Dus aardgas. 33. a. er wordt licht uitgezonden dus een exotherme reactie b. de activeringsenergie is niet groot. De reactie loopt al bij kamer temperatuur.

38. Naarmate de reactietijd korter is, verloopt de reactie sneller 37. De tijd die verstrijkt tussen het begin en het einde van een reactie noemen we reactietijd. Een maat voor de reactiesnelheid is de hoeveelheid stof die per seconde en per liter reactiemengsel ontstaat of verdwijnt 38. Naarmate de reactietijd korter is, verloopt de reactie sneller 39. 1. soort stof 2. temperatuur 3. concentraties beginstoffen 4. verdelingsgraad 5. katalysator

41. De concentratie van de beginstoffen wordt minder (raken op) 41. De concentratie van de beginstoffen wordt minder (raken op). De reactiesnelheid wordt daardoor kleiner. Als de reactie is afgelopen, zijn de beginstoffen op. Er vindt geen reactie meer plaats: de snelheid is nul. 42. De verdelingsgraad van poedersuiker is groter dan die van kandijsuiker. 50 gram poedersuiker zal daardoor sneller oplossen in 1,0 L water dan kandijsuiker.

3.5 Rekenen aan reacties Molverhouding: De coëfficiënten in een reactievergelijking geven de aantalverhouding weer waarin de deeltjes verdwijnen en ontstaan. Bijv: 4 CuO + CH4  4 Cu + CO2 + 2 H2O Verhouding: 4:1:4:1:2

Regels Geef eerst de verhoudingen aan Bereken de massa in u Reken de massa om in gram 1u = 1,66* 10-24 g Reken de hoeveelheid gram om in mol met behulp van de molaire massa Reken uit in welke molverhouding de stoffen reageren en ontstaan

voorbeeld 4 CuO + CH4  4 Cu + CO2 + 2 H2O CuO CH4 Cu CO2 H2O Aantalverhouding 4 1 2 Massa (u) 4*79,55 16,04 4*63,55 44,01 2* 18,02 Massa (g) 5,282*10-22 2,663*10-23 4,220*10-22 7,306*10-23 5,983*10-23 Aantal mol 6,640*10-24 1,660*10-24 3,320*10-24 molverhouding

Voorbeeld 1. aantalverhouding haal je uit de Reactievergelijking 4 CuO + CH4  4 Cu + CO2 + 2 H2O CuO Aantalverhouding 4 Massa (u) 4*79,55 Massa (g) 5,282*10-22 Aantal mol 6,640*10-24 molverhouding

Voorbeeld 2 massa (u) CuO Cu= 63,55u O = 16.00u CuO = 63,55u + 16,00u CuO = 79,55 u 4 CuO = 4 * 79,55u 4 CuO = 318,2 u CuO Aantalverhouding 4 Massa (u) 4*79,55 Massa (g) 5,282*10-22 Aantal mol 6,640*10-24 molverhouding

Voorbeeld 3. massa in gram 1u = 1,66* 10-24 g Dus alles maal 1,66* 10-24 Voorbeeld: 4 CuO = 318,2u 318,2u * 1,66* 10-24 = 5,282*10-22 gram CuO Aantalverhouding 4 Massa (u) 4*79,55 Massa (g) 5,282*10-22 Aantal mol 6,640*10-24 molverhouding

Voorbeeld 4. aantal mol 1 mol CuO = 79,55 g 1*5,282*10-22 /79,55 = 6,640*10-24 CuO Aantalverhouding 4 Massa (u) 4*79,55 Massa (g) 5,282*10-22 Aantal mol 6,640*10-24 molverhouding 1 mol 79,55 g ??? 5,282*10-22 g

Voorbeeld 5. molverhouding Alles delen door het kleinste getal In dit geval alles gedeeld door 1,660*10-24 CuO Aantalverhouding 4 Massa (u) 4*79,55 Massa (g) 5,282*10-22 Aantal mol 6,640*10-24 molverhouding

Samenvatting De coëfficiënten uit een reactievergelijking geven niet alleen de aantalverhouding weer waarin de stoffen reageren en ontstaan, maar ook de molverhouding waarin de stoffen reageren en ontstaan

Wat heb je nodig: Als je rekent met de molverhouding De reactievergelijking Een gegeven stof in mol Een gevraagde stof in mol De molverhouding (zie reactievergelijking) Een verhoudingstabel

Huiswerk Opdracht 43 t/m 52 Niet af is huiswerk!!

Week 4

Planning Huiswerk nakijken Theorie Huiswerk maken

Huiswerk nakijken Zie blaadjes uitgedeeld!

Hoofdstuk 5 zouten Inleiding Vraag 1 blz 133 Vraag f en o niet!

5.2 Namen en formules van zouten Ionen die uit 1 atoomsoort bestaan zijn enkelvoudige ionen Na+ enz. Een geladen deeltje dat uit 2 of meer atomen bestaat is een samengesteld ion OH-, NO2-

Systematische naam De systematische naam van een zout is afgeleid van de namen van ionen waaruit het zout is opgebouwd Het positieve ion staat altijd vooraan Het negatieve ion eindigt altijd op -ide Bijvoorbeeld Natriumchloride

Triviale namen Naast de systematische naam hebben veel zouten ook een triviale naam: Natriumchloride – keukenzout Natriumcarbonaat – soda Calciumsulfaat – gips

Formules van zouten Formules van zouten noemen we verhoudingsformules Dit komt doordat de positieve en negatieve ionen in een bepaalde verhouding voorkomen Dit komt door de lading van de ionen

Huiswerk Maak opdracht 2 t/m 8, 9 c, d, f, g, h, i, 10 t/m 14 16 t/m18 b

5.3 Hoe ontstaat een zout Reactie tussen metaal en niet metaal Metaal ionen staan elektronen af aan de niet metalen Hierdoor krijg je een ionrooster

Smelt en kookpunten Smeltpunten en kookpunten van zouten zijn hoger dan die van moleculaire stoffen Dit komt door de aantrekkingskrachten tussen de positieve en negatieve ionen Deze is bij zouten hoger Deze binding die dan vormt noemen we ionbinding of elektrovalente binding

ionbindingen Ionbinding is sterker dan een vanderwaalsbinding of waterstofbrug in moleculaire stoffen

Huiswerk Opdracht 19 t/m 25a en 26 en 27 22 niet maken Niet af: is huiswerk!

Week 6

Planning Huiswerk nakijken Theorie Huiswerk maken

Huiswerk nakijken 2. a. Een samengesteld ion is een geladen deeltje dat bestaat uit 2 of meer atoomsoorten b. Het ontstaat daardat een groepje atomen een of meer elektronen opneemt of afstaat 3. a. Carbonaation d. Ammonium ion b. Fosfaation e. Acetaat ion c. Hydroxide ion f. Nitriet ion

4. a. NO3- d. S2- b. SO42- e. SO32- c. HCO3- f. O2- 5. a. 1 4. a. NO3- d. S2- b. SO42- e. SO32- c. HCO3- f. O2- 5. a. 1. P=17 E= 18 2. P=12 E= 10 3. P= 16+(4*8)= 48 E= 50 4. P= 13 E= 10 5. P= 7+ (4*1)= 11 E= 10 b. 1. 35,45 u 4. 26,98 u 2. 24,31 u 5. 18,04 u 3. 98,06 u

6. a. 1 mol= 32,064 g dus 5,33 mol is 32,064 *5,33/1 = 171 g b. 1 mol = 62,01 g dus 1,3 mg is 0,0013 g * 1/62,01 = 2,1 * 10-5mol 7. a. de ionmassa is 18,04 u. hiervan is 14,01u N. Dus 14,01*100/18,04 = 77,66% b. de ionmassa is 94,97u. Hiervan is 30,97u P. Dus 30,97 * 100/94,97= 32,61% 8. De namen van ionen achter elkaar zetten. Het positieve ion vooraan. Achter het negatieve ion komt -ide

9. c. Zinknitraat d. koper(I)acetaat f. Kwik(II)jodide g 9. c. Zinknitraat d. koper(I)acetaat f. Kwik(II)jodide g. aluminiumsulfaat h. Kaliumwaterstofcarbonaat i. Lood(IV)sulfiet 10 a. 1,2 en 5 zijn moleculaire stoffen. Deze bestaan alleen uit niet metalen b. 1=joodtrichloride, 2= joodmonochloride, 5= diwaterstofdioxide c. 3,4 en 6 zijn zouten. Deze bestaan uit een metaal en een niet metaal

10. d. 3=ijzer(III)chloride, 4=zilverchloride, 6=natriumsulfide 11 10. d. 3=ijzer(III)chloride, 4=zilverchloride, 6=natriumsulfide 11. In een zout komen positieve en negatieve ionen in een bepaalde aantalverhouding voor 12. a. Na+ SO42- Dus Na2SO4 b. CuCO3 g. NH4NO2 c.Al2S3 h. AgI d. MgSiO3 i. Fe2(SO3)3 e. LiOH j. Ca(OH)2 f. NaHCO3

13. a. 1,3 en 5 zijn zouten en de overige zijn moleculaire stoffen b. 1. HgCl2 4. CS2 2. NO 5. MgO 3. CaS 6. CO 14. NH4NO3 = 80,04u. N = 28,02u Dus: 28,02*100/80,04 = 35,01% 15. Hoeft niet 16. a. CaCO3 b. CaCO3 = 100,1 g 10,7g CO32- = 60,01g 60,01*10,7/100,1 = 6,41 g

17. a. 3 O2- ionen hebben een totale lading van 6- 17. a. 3 O2- ionen hebben een totale lading van 6-. 2 titaanionen moeten samen dus 6+ hebben dus 3+ per titaan ion b. 2 K+ ionen hebben een totale lading van 2+ dus een chromaat ion heeft een lading van 2- c. Na is 1+ dus permanganaat is 1- Ba is 2+ dus Ba(MnO4)2 18. a. 75 * 0,32/ 100 = 0,24 g NaF b. NaF= 41,99 g. F-= 19,00 g. dus 19,00*0,24/41,99= 0,11 g F-

18. c. Hoeft niet 19. Metaalionen staan een of meer elektronen af aan de niet metalen. Zo ontstaan positieve metaalionen en negatieve niet-metaalionen. 20. 3 Mg ionen en 2 Al ionen samen een lading van 12+. De silicaat ionen hebben samen dus een lading van 12-. 1 silicaat ion heeft dus een lading van 4- 21. a. Na (s) + Cl2 (g)  2 NaCl (s) Mg (s) + Br2 (l)  MgBr2 (s) Fe (s) + S (s)  FeS (s)

22. Hoeft niet 23. Door de elektronen overdracht 24 22. Hoeft niet 23. Door de elektronen overdracht 24. Omdat het smeltpunt bij zouten veel hoger ligt 25. a. Ja omdat de lading hoger is 26. Omdat MgBr een zout is en deze geen atoombindingen heeft maar een ionbinding

27. a. Li is een metaal en Br is een niet-metaal dus dit is een zout 27. a. Li is een metaal en Br is een niet-metaal dus dit is een zout. C en Br zijn beide niet metalen dus dit is een moleculaire stof b. Br De covalentie zorgt voor Br C Br de aantal bindingen Br c. De overdracht van de elektronen zorgen bij een zout voor de binding d. Het zout LiBr, deze binding is sterker

5.4 Gedrag van zouten in water Water is het meest gebruikte oplosmiddel Of het zout oplost hangt af van: Grootte van ion Grootte van ladingen van ionen Polariteit van water Temperatuur van water

Hoe lost een zout op? http://www.youtube.com/watch?v=EBfGcTAJF4o&feature=related Hydratatie Wordt aangegeven met (aq)

Oplosvergelijkingen en indampvergelijkingen NaCl (s)  Na+ (aq) + Cl- (aq) Indampvergelijking Na+ (aq) + Cl- (aq)  NaCl (s)

Oplosbaarheidstabel

Regelmatigheden De zouten die als positieve ionsoort kalium-, natrium- of ammonium ionen bevatten zijn goed oplosbaar De zouten die als negatieve ionsoort nitraat- of acetaationen bevatten zijn goed oplosbaar

Vier zouten met een oxide-ion reageren met water Na2O K2O CaO BaO De oxide ionen(O2-) veranderen in hydroxide ionen (OH-)

5.5 Molariteit De molariteit (M) van een oplossing is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing

Huiswerk Opdracht 28 t/m 35 op blz 144 en 145 Opdracht 40 en 41 op blz 148

Week 7

Planning Huiswerk nakijken Theorie Huiswerk maken

Huiswerk nakijken 28. a. wanneer je een zout oplost laten de geladen deeltjes zich los en kunnen ze vrij bewegen. Hierdoor is stroomgeleiding mogelijk b. Dat is een ion dat omringt wordt door water moleculen c.

29. a. goed b. K+ (aq) + Cl- (aq) c. Mg(NO3)2 (s) d 29. a. goed b. K+ (aq) + Cl- (aq) c. Mg(NO3)2 (s) d. 2 Al3+ (l) + 3 O2- (l) e. goed f. C2H6O (aq) 30. a. het zout in vaste toestand (s) b. de ionen (aq) waaruit het zout ontstaat in de juiste verhouding

31. a. AgNO3 (s)  Ag+(aq) + NO3- (aq) b 31. a. AgNO3 (s)  Ag+(aq) + NO3- (aq) b. Mg2+(aq)+2 NO3- (aq)Mg(NO3)2 (s) c. AlCl3(s)  Al3+ (aq) + 3Cl- (aq) d. 2 K+ (aq) + CO32- (aq)  K2CO3 (s) 32. a. K+(aq) + Cl- (aq) KCl(s) b. 2 Na+(aq) + SO32-(aq)  Na2SO3 (s) c. Ba2+(aq)+2 NO3-(aq)  Ba(NO3)2(s) 33. a. NH4I (s)  NH4+ (aq) + I- (aq) b. Zn(NO3)2 (s)  Zn2+(aq)+2 NO3- (aq) c. K3PO4 (s)  3 K+ (aq) + PO43- (aq)

34. a. of stoffen goed, matig of slecht oplossen of reageren met water b. Na2O, K2O, CaO en BaO c. Natronloog, Kaliloog, kalkwater, barietwater 35. a. 1. Ca3(PO4)2 8. PbBr2 2. Na2O 9. HgCl 3. HgCl2 10. BaSO4 4. MgI2 5. Cu(CH3COO)2 6. Fe2(CO3)3 7. BaO

35. b. 3, 4, 5 goed oplosbaar 8 matig oplosbaar 2, 7 reageren met water 1, 6, 9, 10 slecht oplosbaar c. 3. HgCl2(s)  Hg2+ (aq) + 2 Cl- (aq) 4. MgI2 (s)  Mg2+ (aq) + 2 I- (aq) 5. Cu(CH3COO)2(s)  Cu2+(aq)+ 2 CH3COO- (aq) 8. PbBr2 (s)  Pb2+ (aq) + 2Br- (aq) 2. Na2O(s) + H2O(l) 2 Na+(aq)+ 2 OH- (aq) 7. BaO(s) + H2O(l)  Ba2+(aq) + 2OH- (aq)

40. De molariteit van een oplossing is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing 41. a. 1. molariteit neemt af 2. molariteit blijft gelijk 3. molariteit neemt toe b. 1. hoeveelheid glucose blijft gelijk 2. een gedeelte zal weg geschonken worden dus wordt minder 3. hoeveelheid glucose blijft gelijk

5.5 Molariteit De molariteit (M) van een oplossing is het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing Eenheden: mol/liter molair

Voorbeeld KMnO4 (s)  K+ (aq) + MnO4- (aq) De molariteit (of M) van K+ (aq) of MnO4- (aq) is 4,0 *10-3 mol/L (of mol L-1) De molariteit (of M) van K+ (aq) of MnO4- (aq) is 4,0 *10-3 molair [K+ (aq)] of [MnO4- (aq)] = 4,0 *10-3 mol/ L

De haken [K+] Deze haken mogen gebruikt worden bij de deeltjes die daadwerkelijk in de oplossing zitten en niet om de formule van het zout! [KMnO4]

Rekenen met molariteit Wat heb je nodig: Aantal mol van de stof die opgelost is Volume van de oplossing in liter Verhoudingstabel

voorbeeld In 5 mL bloed van een patiënt is 4,0*10-5 mol glucose aanwezig. Hoe groot is de molariteit van glucose in het bloed van deze patiënt? Er is 4,0*10-5 mol glucose Er is 5,0 mL oftewel 5,0*10-3 L Je wilt berekenen hoeveel mol glucose in 1 L zit

X= (4,0*10-5 )* 1,0/ (5,0*10-3) = 8,0*10-3 mol In 1 liter bloed is dus 8,0*10-3 mol glucose opgelost. De molariteit van de glucose in het bloed is dus 8,0*10-3 mol/L Lees ook het voorbeeld op blz 148 uit je boek!!! Mol glucose 4,0*10-5 x Liter bloed 5,0*10-3 1,0

Huiswerk Maak opdracht 43 t/m 46 , 48, 52

Nakijken 43. a. mol/L, molair of [..] b. de verkorte weergave mag alleen worden gebruikt voor deeltjes die echt in een oplossing aanwezig zijn 44. 2 is niet juist. De deeltjes zitten niet meer aan elkaar. 45. Aantal mol van de stof en volume van je oplossing in liter

46. (1,0*10-3) * 1,0 / 2,5 = 4,0*10-4 mol CO dus de molariteit van CO in lucht is 4,0*10-4 mol/L 48. a. dus 0,10 *0,100/1= 1,0*10-2 In 0,100L (100mL) oplossing A zit 1,0*10-2 mol suiker b. 3,8*10-2 mol suiker c. 4,8*10-2 mol suiker d. 1,9*10-1 mol/L Mol suiker 0,10 X Liter oplossing 1,00 0,100

52. a. 5,2. 10-5 mol b. 5,2. 10-5 mol/15 liter = 3,5. 10-6 mol dus 3,5 52. a. 5,2*10-5 mol b. 5,2*10-5 mol/15 liter = 3,5*10-6 mol dus 3,5*10-6 mol/L