Bindingsenergieën

1. VanderWaalskrachten
2. Dipoolkrachten
3. Waterstofbruggen

Een H-brug kan zich vormen onder de volgende vier voorwaarden:
1. Het geheel moet een lineaire structuur hebben (alle drie atomen liggen op één lijn).
2. de aanwezigheid van een H^δ+ is voorwaarde.
3. De δ^- -atomen moeten aanwezig zijn, waarvan één vaak zuurstof is, maar niet noodzakelijk. (het kan bijvoorbeeld ook Stikstof zijn)
4. Die streepjes (- - - ) geven de brug aan: éen elektronenpaar van zuurstof kwam onder de invloedssfeer van het waterstof; zo begint een soort covalente binding te ontstaan.

• Elk element heeft zijn eigen symbool (dat is ook een scheikundige formule). We hebben hier de elementaire formules.
  Let op: die zijn altijd opgebouwd uit een hoofdletter en vaak een kleine letter.
  voorbeelden zijn: Cu, H, Co, Ar
• Veel elementen kunnen eenvoudige ionen maken en die hebben een eenvoudige ionenformule.
  Een paar voorbeelden daarvan zijn: Cu²⁺, Fe³⁺, I^- en Cl^- Behalve de eenvoudige, zijn er ook complexe ionen zoals bijvoorbeeld NH₄⁺, PO₄^3-,H₃O⁺, enzovoort. Hun namen moet je leren.
• Het overgrote deel van de stoffen heeft een molecuulformule, die het werkelijke aantal atomen aangeeft dat van elk element dat in één molecuul zit.
  voorbeelden: H₂O, C₂H₅OH.
• De elektronenformule toont een atoom of ion of een molecuul tezamen met al zijn valentie-elektronen (met streepjes of puntjes), inclusief de gedeelde en niet-gedeelde elektronen.
• dan is er nog de structuurformule, die eigenlijk gelijk is aan de elektronenformule, maar alle niet gemeenschappelijke elektronen(paren) laat men weg.
• De formule die de eenvoudigste verhouding laat zien van de samenstellende elementen noemen we empirische formule.
  voorbeelden: NaCl, Cu, CaO, enz. De empirische formule wordt toegepast in geval van stoffen met ionen en metalen.

hieronder een paar regeltjes die meestal geldig zijn:
1. elk atoom behoudt zijn eigen symbool;
2. elk ion behoudt zijn eigen lading;
3. elke covalente binding zien we als een streepje (enkelvoudige binding), twee streepjes (dubbele binding) of drie streepjes (drievoudige binding).
4. als het atoom het voor het kiezen heeft, dan geeft het de voorkeur aan een koppeling met een atoom van een ander element. (met grote uitzondering van Koolstof dat juist graag aan zijn eigen soort koppelt).
5. een atoom van Waterstof, direct gekoppeld aan een koolstofketen, wordt veelal weggelaten, of je toont alleen een streepje in de structuurformule.

1. Organische zuren
   Bezitten één of meer carboxylgroepen (-COOH) (hierover veel meer in module 11 = koolstofchemie)
   De carboxylgroep kan een ion H⁺ afgeven, oftewel, de carboxylgroep is volgens de definitie een zuur (een zwak zuur meestal)
   
2. Oxizuren of zuurstofhoudende zuren
   Dit zijn de niet-organische zuren die het element zuurstof bevatten.
   Deze zuren kunnen in naamgeving variëren, afhankelijk van het minimale en maximale aantal zuurstofatomen in het molecuul Bijvoorbeeld:
   H₂SO₃ en H₂SO₄
   fosforzuur = H₃PO₄
   Als de formule niet H₃PO₄ is, maar H₃PO₃, dan krijgt dit zuur de naam: fosforigzuur.
   
   

   Zuur	zuurrest	voorbeeld	voorbeeld
   onder(hypo).......igzuur	onder(hypo).......iet	hypochlorigzuur	hypochloriet
   ......igzuur	......iet	chlorigzuur	chloriet
   ......zuur	......aat	chloorzuur	chloraat
   (hy)per.......zuur	(hy)per.......aat	(hy)perchloorzuur	(hy)perchloraat

   
   N.B.
   Niet alle zuurstofhoudende zuren hebben alle vier mogelijkheden
   Allemaal hebben ze de normale '...zuur' en '...aat'
   Sommige hebben ook '...igzuur' en ...iet'
   Hypo en hyper zijn tamelijk uitzonderlijk
   
   
3. Waterstofzuren
   De meest bekende van dit type is HCl, zoutzuur
   De formule begint altijd met H, direct gevolgd door een ander element, zonder zuurstof dus (HBr, HI, HCN, etc.)
   
   
4. Kationzuren
   
   Het meest beroemde voorbeeld is het aluminium-ion in water opgelost, maar er zijn er veel meer.
   Kationen zijn vrijwel altijd meerwaardige gehydrateerde positieve metaalionen:
   Al(H₂O)₆³⁺,  Cu²⁺,  Fe²⁺ of Fe³⁺, en nog veel meer andere, zijn altijd in water gehydrateerd.
   
   De tekening laat de aantrekking zien tussen Al³⁺ en het δ- deel van zuurstof en het δ+ deel van waterstof.
   De watermoleculen (in totaal 6) omgeven het 3+ ion van Aluminium omdat dit positieve ion de δ- van water om zich heen trekt.
   Zodoende wordt de afstand tussen 3+ en δ+ steeds korter en daarmee de afstoting tussen 3+ en δ+ steeds sterker.
   Het gevolg is dat de H min of meer kan worden afgestoten. Er kan afgifte zijn van H⁺-ionen, en dat noem je: een zuur karakter.
   
   Ook een ammonium-ion kan een proton afgeven en is dus een (zwak) zuur.
5. Negatieve ionen
   Normaal zullen negatieve ionen H⁺ ionen willen aantrekken, en dan noem je het een base.
   Toch kunnen bepaalde negatieve ionen als zuur dienen, dus H⁺ afgeven. Bijvoorbeeld: HCO₃^-.
   
   

1. Organische moleculen
   Daarbij kun je denken aan amines, en aan de aminozuren.
2. Negatieve ionen
   In principe kunnen alle negatieve ionen H⁺ ionen ontvangen, opnemen. Dus het zijn altijd basen, sterke of zwakke.
3. Sommige positieve ionen
   Die kationen, nadat ze H⁺ hebben afgegeven, kunnen dat H⁺ ion ook weer terug opnemen en zo als base optreden.
4. Sommige neutrale moleculen, bijvoorbeeld ammoniak.

1. Elk koolstofatoom kan vier bindingen aangaan, wat veel is in vergelijking met andere atomen.
2. Het koolstofatoom verbindt zich gemakkelijk met andere koolstofatomen. Silicium doet dat ook min of meer, maar verder 'houden atomen daar niet van'. Meestal koppelen atomen liever aan atomen van een ander type. Er is een voorkeur voor het koppelen van verschillende elementen. Behalve bij Koolstof dus.

• eerst: een elektron 2s wordt een elektron 2p (gaat dus wat verder van de kern af, en dat kost energie).
  De nieuwe configuratie is dus: 1s² 2s¹ 2p³
• daarna: de vier niveau's in hoofdschil 2 gaan nu mixen en hybrides vormen.
  Ofwel: Eén 2s-orbitaal en drie 2p-orbitalen doen mee aan die hybridizatie.
  Ze vormen vier nieuwe orbitalen van het type sp³ (hierbij komt energie vrij = exotherm heet dat).
  Deze vier nieuwe en aan elkaar gelijke orbitalen zijn verantwoordelijk voor de vier (gelijkwaardige en enkelvoudige) bindingen van een koolstofatoom.

1. De eerste (even herhalen van hierboven) is dus het hybridiseren van een 2s-orbitaal met drie 2p-orobitalen tot vier nieuwe orbitalen van het type sp³
2. De tweede mogelijkheid is dat één 2s- en niet drie, maar twee 2p-obitalen meedoen aan de hybridisatie. Dan vormen zich drie nieuwe orbitalen van het type sp²
   en er blijft één oude 2p-orbitaal over; die kan zorgen voor een extra binding.
   (dubbele binding: 1 binding is dan van het type σ en één binding is dan π).
3. De derde mogelijkheid is dat één 2s-orbitaal en slechts één 2p-orbitaal meedoen aan de hybridisatie. Dan vormen zich twee nieuwe orbitalen van het type sp en blijven er twee oude 2p-orbitalen over;
   zo kan een drievoudige binding ontstaan tussen twee C-atomen (één binding σ en twee bindingen π).

1. Kies als hoofdketen altijd:
   1. de langst mogelijke keten, maar ook en tegelijk:
   2. die keten waar eventuele dubbele of drievoudige bindingen in zitten.
2. De hoofdketen kan vertakkingen hebben of functionele groepen zoals een OH-groep
3. Indien nodig voeg je nummers toe om aan te geven aan welke plaats in de hoofdketen de vertakking, de speciale bindingen of functionele groepen aangekoppeld zitten. Daarbij moet je altijd proberen een zo laag mogelijke nummering te krijgen.

1. aan: de hoofdketen heeft alleen enkelvoudige bindingen.
2. een: de hoofdketen heeft ook dubbele bindingen.
3. yn: de hoofdketen heeft ook drievoudige bindingen
4. yl: dan gaat het over een vertakking, dus niet de hoofdketen.

1. Mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, nona, deka
   zij duiden 1 tot 10 aan en geven het aantal van een bepaald groepje.
2. Cyclo
   dan is de hoofketen niet lineair, maar circulair.

1. aan: de hoofdketen heeft alleen enkelvoudige bindingen.
2. een: de hoofdketen heeft ook dubbele bindingen.
3. yn: de hoofdketen heeft ook drievoudige bindingen
4. yl: dan gaat het over een vertakking, dus niet de hoofdketen.

1. Mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, nona, deka
   zij duiden 1 tot 10 aan en geven het aantal van een bepaald groepje.
2. Cyclo
   dan is de hoofketen niet lineair, maar circulair. Hydroxi betekent een OH-groep gekoppeld aan een C-keten Alkoxi Een zijketen zit via een zuurstofatoom gekoppeld aan de hoofdketen (ether) amino een NH₂-groep gekoppeld aan de hoofdketen. nitro een NO₂-groep gekoppeld aan de hoofdketen Koolwaterstoffen De koolwaterstoffen kunnen uit aardlagen gehaald worden, diep onder de aarde of onder de zee of oceaan. Je treft ze aan in:
   1. ruwe aardolie
   2. aardgas
   Homologe reeks Een homologe reeks bevat stoffen met een één type functionele groep, met eenzelfde algemene formule en met gelijksoortige eigenschappen.
   Bijvoorbeeld: alle alkoholen met één OH-groep hebben een algemene formule C_xH_yOH.
   Maar je hebt ook ethers en esters enz.
   De verschillen tussen de leden van een homologe serie hangen onder andere af van de lengte van de koolstofketen C_xH_y.
   Zo zal methanol veel gemakkelijker verdampen dan propanol. Maar chemisch vertonen ze veel gelijksoortige reacties. Verzadigd Onverzadigd Een koolstofketen kan verzadigd zijn of onverzadigd, afhankelijk van de aanwezigheid van dubbele of drievoudige bindingen tussen de koolstofatomen.
   Later komen we terug op de typische reacties van onverzadigde bindingen, die namelijk geopend kunnen worden en dan 'verzadigd' worden door er iets aan toe te voegen. Model We gebruiken in de scheikunde diverse modellen om de ruimtelijke vorm van moleculen min of meer zichtbaar te maken.
   
   modellendoos
   
   soorten modellen
   
   C₆H₁₂O₆
   
   Nooit ofte nimmer mag je vergeten dat een model niet meer is dan alleen maar een zeer vereenvoudigde uitbeelding van de werkelijkheid. Trek niet meer conclusies uit een model dan de makers van het model er mee willen uitleggen. Een model is altijd een versimpeling.
   Maar aan de andere kant, een goed model helpt echt om beter te begrijpen waarom chemische stoffen zus of zo zich gedragen. Je zou eingenlijk een modellendoos moeten hebben.
   
   Ethylbutadieen
   
   
   
   Amine één of meer waterstofatomen van ammoniak zijn vervangen door alkylgroepen.
   
   voorvoegsels: amino een NH₂-groep gekoppeld aan de hoofdketen. Polymeer, nomenclatuur

   Polyetheen	Plastic zakken
   polypropeen	plastic stoelen
   polyvinylchloride (PVC)	plastic buizen voor waterafvoer e.d.
   silicoon (keten van Si en O met alkylgroepen)	siliconenkit
   nylon (polyamide)	kleren
   synthetische rubber	autobanden
   polyester en polyether	matrassen

   plastic, nylon, kunstrubber, polyether, polyester, en poly-additie producten (PVC bijvoorbeeld)
   
   Enkele regels voor de nomenclatuur:
   • Alle gebruikelijke regels gelden ook voor de polymeren; alleen wordt het voorvoegsel 'poly' ervoor gezet.
   • Poly betekent niets anders dan 'veel'.
     Polymeren zijn altijd opgebouwd uit kleine eenheden, kleine moleculen die - in grote aantallen - aan elkaar worden gekoppeld, de polymeren vormen.
   • Die kleine eenheden noemen we 'monomeren'. (mono = 1; poly = veel)
   • In het algemeen mogen we stellen dat de naam van een polymeer eenvoudigweg de naam is van de monomeer met het voorvoegsel 'poly'.
   Monomeer Polymeren zijn altijd opgebouwd uit kleine eenheden, kleine moleculen die - in grote aantallen - aan elkaar worden gekoppeld, de polymeren vormen.
3. Die kleine eenheden noemen we 'monomeren'. (mono = 1; poly = veel)
4. In het algemeen mogen we stellen dat de naam van een polymeer eenvoudigweg de naam is van de monomeer met het voorvoegsel 'poly'. Polymeer, structuur
   1. 1. homopolymeren: het macromolecuul is opgebouwd uit slechts één type monomeren.
      2. copolymeren: het macromolecuul is opgebouwd uit twee of meer typen monomeren.
   2. 1. een macromolecuul kan een lineaire structuur hebben; het product is dan flexibel.
      2. een macromolecuul kan een vertakte structuur hebben; het product is dan stug, harder, zonder flexibiliteit.
   3. 1. Tussen de macromoleculen kunnen dwarsverbindingen bestaan. Zulke producten blijven hard bij verwarming. We noemen die "thermoharders". Deze stoffen kunnen een soort rooster hebben, een driedimensionale structuur met dwarsverbindingen.
         
      2. Zo niet, dan heeft de structuur dus niet een duidelijke driedimensionale structuur, er is niet zoiets als een rooster.
         Bij verwarmen wordt het product zachter en kan zelfs smelten. We noemen dit "thermoplasten".
         
   Isomerie Een molecuulformule geeft vaak al enigzins aan wat de structuur zal zijn van het molecuul, maar vrijwel nooit is deze formule voldoende om de hele structuur meteen te (her)kennen.
   Bijvoorbeeld, wat is de structuur van C₃H₇OH?
   Waarschijnlijk zal het 1-hydroxipropaan zijn, maar 2-hydroxipropaan kan ook.
   
   Nog lastiger is: C₃H₈O.
   Dit kan ook één van de hydroxipropanen zijn, maar net zo goed metoxy-ethaan.
   
   En de OH-groepen van glucose (C₆H₁₂O₆), aan welke kant van het molecuul zitten die vast?
   Nogmaals, kennis van de molecuulformule is niet automatisch genoeg om de structuur te kennen.
   Zelfs kan één molecuulformule meerdere structuren hebben. In dat geval spreken van 'isomerie'.
   
   We onderscheiden meerder typen van isomerie, waaronder de volgende:
   1. Structuur-isomerie
      1. Isomerie van positie
      2. Isomerie van de keten
      3. Functionele isomerie
   1. Stereo-isomerie
      1. Cis-trans-isomerie
      2. Optische isomerie
   
   
   Kijk goed naar de twee structuren van glucose, C₆H₁₂O₆:
   
   één lineair is en de ander cyclisch. Isomerie, optisch Het woord "optisch" geeft aan dat moleculen met dit type isomerie speciale eigenschappen hebben op het vlak van de optica.
   Elke organische stof waarvan één of meer C-atomen gekoppeld zijn aan vier verschillende atomen of atoomgroepen, hebben "optische activiteit": ze kunnen het trillingsvlak van monochromatisch licht draaien, naar links of naar rechts.
   Met een polarimeter kun je deze draaiing meten. Het atoom dat zo werkt, dus gekoppeld is aan vier verschillende groepen, noemen we een '(optisch) actief centrum'.
   
   
   L-alanine en D-alanine
   ze zijn spiegelbeeld van elkaar
   
   
   D-alanine en D-alanine
   ze zijn gelijk, maar niet elkaars spiegelbeeld
   
   Meer informatie over stereochemie kun je vinden op onderstaande website:
   over ruimtelijke structuren in de organische chemie Biochemie, nomenclatuur
   De naamgeving in de wereld van de biochemie is niet eenvoudig, maar toch gehoorzaamt het aan de normale IUPAC-regels voor nomenclatuur.
   Feitelijk valt de biochemie onder de organische chemie, maar er zijn zoveel speciale stoffen die echt behoren bij de levende organismen, in het bijzonder de macromoleculen, dat er voldoende reden is om er een aparte paragraaf aan te wijden.
   We bekijken alleen de 'eenvoudige' zaken (hier gaan we niet in op het ingewikkelde van bijvoorbeeld medicijnen):
   
   Het menselijk lichaam is opgebouwd uit chemische stoffen die zich voortdurend bevinden in een dynamische toestand (voortdurend onderhevig aan veranderingen): ze verplaatsen zich, verdunnen of concentreren zich, reageren met andere stoffen, gaan ergens in of uit, enz.
   Veel namen van deze stoffen zijn goed bekend bij het publiek, zoals koolhydraten, eiwitten en vetten.
   Een scheikundige moet iets meer weten dan koolhydraten, eiwitten en vetten, niet alleen namen maar ook structuren, eigenschappen, reacties.
   Vaak onderscheiden we vier belangrijke groepen van biochemische stoffen:
   1. Sachariden (koolhydraten, glyciden)
   2. Lipiden (oliën en vetten)
   3. Proteïnen (eiwitten)
   4. Nucleïnezuren (kernzuren) (DNA RNA)
   Suikers Koolhydraten Sachariden Het begrip "koolhydraten" is eigenlijk een verkeerd woord als je het letterlijk neemt, historisch zo ontstaan in de natuurwetenschappen. Toen de structuur van Koolhydraten ontdekt werd, bleek dat het geen 'hydraten van Koolstof' zijn.
   De sachariden kunnen we beschouwen als C-ketens met aldehyden of ketonen gecombineerd met enkele OH-groepen.
   Het achtervoegsel om ze te herkennen is ....ose.
   Ze dienen als reserve- en energierijk voedsel .
   
   

   Mono-, di-, (oligo-) en polisachariden

   Voorbeelden:
   1. glucose en fructose
   2. sacharose en maltose
   3. amylose en cellulose in de planten, en glycogeen in de dieren
   
   

   Monosachariden

   Dit zijn de monomeren van de polysachariden. Er zijn diverse typen monosachariden, afhankelijk van:
   1. het aantal C-atomen: tetrose, pentose, hexose, heptose
   2. de aanwezigheid van een aldehyde- of ketongroep: aldose en ketose
   3. de structuur van het hele molecuul, lineair of open, dan wel cyclisch of gesloten
   
   Vijf voorbeelden van monosachariden:
   
   Glucose α en β en Galactose
   
   
   Fructose en Ribose

   Cyclisch of lineair

   Monomeren hebben - normaal gesproken - allebei de structuren, cyclisch en lineair, die voortdurend met elkaar in evenwicht zijn (verondersteld dat ze opgelost zijn in water).
   Let erop dat de cyclische structuur de specifieke aldehyde- of ketongroep kwijt is.
   Wel wordt altijd de ring van de cyclische structuur gesloten door een zuurstofatoom, dat dan zich bevindt tussen twee koolstofatomen.
   Dit verschijnsel heeft consequenties voor de reactiviteit van de stoffen.
   
   

   Disachariden

   Disachariden zijn 'dimeren': samengesteld uit twee monomeren die een cyclische en een lineaire structuur kunnen hebben.
   De verbinding tussen deze monomeren zou je een 'zuurstofbrug' kunnen noemen: je ziet altijd de volgende binding: C - O - C
   
   Voorbeelden:
   Sacharose heeft twee ringen: een van glucose en een van fructose. In het dagelijks leven noemen we dat eenvoudig: suiker.
   
   
   maltose en saccharose
   
   Maltose is ook samengesteld uit twee monomeren (2 x glucose), waarvan één een linaire structuur kan hebben en de andere alleen maar cyclisch kan zijn.
   
   

   polysachariden

   Honderden of duizenden monomeren, in het bijzonder glucose doen daaraan mee, zijn aan elkaar gekoppeld en vormen een zeer lange keten: een macromolecuul. In het algemeen mag je er van uitgaan dat hier de onderdelen allemaal cyclisch zijn.
   
   
   
   Voorbeelden:
   • in planten: amylose of zetmeel, en cellulose
   • in mens en dier: glycogeen
   Zetmeel, nomenclatuur zetmeel is vrijwel altijd: polyglucose. Het is dus een polysacharide. zetmeel, herkenningsreactie Zetmeel + ion I₃^-
   
   Polysachariden Honderden of duizenden monomeren, in het bijzonder glucose doen daaraan mee, zijn aan elkaar gekoppeld en vormen een zeer lange keten: een macromolecuul. In het algemeen mag je er van uitgaan dat hier de onderdelen allemaal cyclisch zijn.
   
   
   
   
   Voorbeelden:
   • in planten: amylose of zetmeel, en cellulose
   • in mens en dier: glycogeen
   Monosachariden Dit zijn de monomeren van de polysachariden. Er zijn diverse typen monosachariden, afhankelijk van:
   1. het aantal C-atomen: tetrose, pentose, hexose, heptose
   2. de aanwezigheid van een aldehyde- of ketongroep: aldose en ketose
   3. de structuur van het hele molecuul, lineair of open, dan wel cyclisch of gesloten
   
   Vijf voorbeelden van monosachariden:
   
   Glucose α en β en Galactose
   
   
   Fructose en Ribose Disachariden Disachariden zijn 'dimeren': samengesteld uit twee monomeren die een cyclische en een lineaire structuur kunnen hebben.
   De verbinding tussen deze monomeren zou je een 'zuurstofbrug' kunnen noemen: je ziet altijd de volgende binding: C - O - C
   
   Voorbeelden:
   Sacharose heeft twee ringen: een van glucose en een van fructose. In het dagelijks leven noemen we dat eenvoudig: suiker.
   
   
   maltose en saccharose
   
   Maltose is ook samengesteld uit twee monomeren (2 x glucose), waarvan één een linaire structuur kan hebben en de andere alleen maar cyclisch kan zijn. Glycerol Vetzuren Lipiden Vetten Als we hier over lipiden spreken, beperken we ons tot plantaardige oliën en dierlijke vetten en dat die allemaal een vergelijkbare basisstructuur hebben:
   
   tri-esters van glycerol (1,2,3-trihydroxipropaan) en vetzuren;
   
   
   In het dagelijks leven is het verschil tussen vet en olie volkomen duidelijk (in elk geval vloeibaar en vast).
   Achter dit verschil gaat een chemisch verschil schuil: onverzadigde en verzadigde vetzuren.
   De onverzadigde stoffen zijn veel vloeibaarder (olie) en de verzadigde zijn vast (vet).
   
   
   
   
   
   
   Eén molecuul glycerine verbindt zich met drie moleculen vetzuur. Ze vormen dan één molecuul lipide (vet of olie).
   Daarnaast ontstaan ook drie moleculen water. In het voorbeeld zal het wel om een olie gaan. Aminozuur, essentieel) Het menselijk lichaam, om eiwitten te maken, heeft vele moleculen van aminozuren nodig.
   Sommige aminozuren kunnen door het lichaam zelf worden opgebouwd uit andere stoffen, andere weer niet.
   Dié aminozuren die het lichaam zelf niet kan aanmaken, moeten dus absoluut van buiten worden aangevoerd, via het voedsel dus.
   Deze worden "essentiële aminozuren" genoemd. Aminozuur Het woord "aminozuur" geeft al aan wat de samenstelling van deze verbindingen zal zijn:
   Een aminozuur bevat een aminogroep (-NH₂) en een carboxylgroep (-COOH).
   De eenvoudigste aminozuur is 'glycine'.
   H₂N - CH₂ - COOH
   
   In tabel 16 kun je alle aminozuren vinden die meedoen aan de eiwitsynthese.
   
   Het menselijk lichaam, om eiwitten te maken, heeft vele moleculen van aminozuren nodig.
   Sommige aminozuren kunnen door het lichaam zelf worden opgebouwd uit andere stoffen, andere weer niet.
   Dié aminozuren die het lichaam zelf niet kan aanmaken, moeten dus absoluut van buiten worden aangevoerd, via het voedsel dus.
   Deze worden "essentiële aminozuren" genoemd. Eiwit Proteïne Proteïne is een meer internationaal woord voor 'eiwit'.
   Het menselijk lichaam, om eiwitten te maken, heeft vele moleculen van aminozuren nodig.
   Sommige aminozuren kunnen door het lichaam zelf worden opgebouwd uit andere stoffen, andere weer niet.
   Omdat alle eiwitten zijn opgebouwd uit aminozuren en omdat aminozuren via peptidebindingen aan elkaar koppelen, noemt men de eiwitten ook wel polypeptiden Peptiden Aminozuren kunnen peptidebindingen vormen. ---- C - NH - CO - C - NH - CO - C - NH - CO - C - NH ----
   
   Doen er meerdere aminozuren mee, dan kun je een aminozuurketen krijgen, waarin elk aminozuur aan het andere is gekoppeld via een peptidebinding.
   Er vormt zich dan een 'polypeptide'. Polypeptiden Proteïnen Eiwitten We mogen wel aanhouden dat 'polypeptiden' in feite hetzelfde zijn als 'eiwitten' of proteïnen. Altijd gaat het om een enorm aantal aan elkaar gekoppelde aminozuren.
   Natuurlijke eiwitten hebben altijd een secundaire en een tertiaire structuur en gebruiken alleen natuurlijke aminozuren.
   1. De primaire structuur van een eiwit is de volgorde waarin al die aminozuren aan elkaar zijn gekoppeld binnen een molecuul.
   2. De secundaire structuur is de helix (zie figuur); een spiraalvorm van de primaire structuur.
   3. De tertiaire structuur is de manier waarop die helix verder is opgevouwen.
   4. Soms is er ook nog een kwaternaire structuur, als diverse pakketjes tertiaire structuur samenwerken.
   
   
   Niet elke polypeptide is per definitie ook een natuurlijk eiwit.
   
   In de volgende afbeelding kun je de primaire, secundaire en tertiaire structuur zien, en ook de plaats van het 'Co-enzym'.
   Enzym Enzymen behoren tot de groep van proteïnen.
   
   Vaak hebben de enzym-eiwitmoleculen een actieve plaats, een Co-enzym, zoals de heemgroep in het transportenzym hemoglobine (zie figuren).
   
   DNA
   
   Desoxi-ribo Nucleic Acid (Engels). In Nederlands: Desoxy Ribo Nucleïnezuur
   Dat zijn de macromoleculen (en ze zijn buitengewoon macro!!) die zich in de celkern bevinden van levende wezens.
   Ze zijn het belangrijkste deel van de chromosomen en dragen dus op een chemische manier (erfelijke) informatie nodig voor het functioneren van de cel.
   Voornamelijk de vorming van eiwitten wordt op die manier gereguleerd.
   In rustvorm hebben de DNA-moleculen een spiraalvorm, een zgn. dubbele helix. (zie foto boven)
   
   De DNA-moleculen zijn co-polymeren van 4 (verschillende) monomeren, waarbij elke monomeer wordt voorgesteld door een symbool:
   A, G, T en C.
   
   Adenosin, Thymine, Guanine en Cytosine zijn de nucleïnezuren, kernzuren, die aan een soort DNA-ruggegraat verbonden zijn.
   Die ruggegraat zelf is één lange keten van afwisselend een ribosegroep en een fosfaatgroep.
   
   De primaire structuur van DNA kun je beschouwen als de volgorde van de nucleïnezuren, net als de aminozuren bij de eiwitten.
   Ook net als bij de eiwitten is er een secundaire structuur: een helix-structuur (spiraalvormig).
   Bij DNA is er zelfs een "dubbele helix", d.w.z. dat het molecuul dubbel is, uit twee identieke strengen bestaat.
   De twee zijn een soort spiegelbeeld van elkaar. Als ze uit elkaar gaan vormen zich twee gelijkwaardige DNA-strengen.
   
   Bij zijn functioneren als regelneef voor de cel, stuurt het DNA informatie uit de kern naar het plasma, in de vorm van RNA (er wordt van van bepaalde stukken DNA een kopie gemaakt) Adenosin
   Adenosin, Thymine, Guanine en Cytosine zijn de nucleïnezuren, kernzuren, die aan een soort DNA-ruggegraat verbonden zijn.
   Die ruggegraat zelf is één lange keten van afwisselend een ribosegroep en een fosfaatgroep.
   
   De primaire structuur van DNA kun je beschouwen als de volgorde van de nucleïnezuren, net als de aminozuren bij de eiwitten.
   Ook net als bij de eiwitten is er een secundaire structuur: een helix-structuur (spiraalvormig).
   Bij DNA is er zelfs een "dubbele helix", d.w.z. dat het molecuul dubbel is, uit twee identieke strengen bestaat.
   De twee zijn een soort spiegelbeeld van elkaar. Als ze uit elkaar gaan vormen zich twee gelijkwaardige DNA-strengen. Thymine
   Adenosin, Thymine, Guanine en Cytosine zijn de nucleïnezuren, kernzuren, die aan een soort DNA-ruggegraat verbonden zijn.
   Die ruggegraat zelf is één lange keten van afwisselend een ribosegroep en een fosfaatgroep.
   
   De primaire structuur van DNA kun je beschouwen als de volgorde van de nucleïnezuren, net als de aminozuren bij de eiwitten.
   Ook net als bij de eiwitten is er een secundaire structuur: een helix-structuur (spiraalvormig).
   Bij DNA is er zelfs een "dubbele helix", d.w.z. dat het molecuul dubbel is, uit twee identieke strengen bestaat.
   De twee zijn een soort spiegelbeeld van elkaar. Als ze uit elkaar gaan vormen zich twee gelijkwaardige DNA-strengen.
   
   
   
   
   Adenosin, Thymine, Guanine en Cytosine zijn de nucleïnezuren, kernzuren, die aan een soort DNA-ruggegraat verbonden zijn.
   Die ruggegraat zelf is één lange keten van afwisselend een ribosegroep en een fosfaatgroep.
   
   De primaire structuur van DNA kun je beschouwen als de volgorde van de nucleïnezuren, net als de aminozuren bij de eiwitten.
   Ook net als bij de eiwitten is er een secundaire structuur: een helix-structuur (spiraalvormig).
   Bij DNA is er zelfs een "dubbele helix", d.w.z. dat het molecuul dubbel is, uit twee identieke strengen bestaat.
   De twee zijn een soort spiegelbeeld van elkaar. Als ze uit elkaar gaan vormen zich twee gelijkwaardige DNA-strengen. Cytosine
   Adenosin, Thymine, Guanine en Cytosine zijn de nucleïnezuren, kernzuren, die aan een soort DNA-ruggegraat verbonden zijn.
   Die ruggegraat zelf is één lange keten van afwisselend een ribosegroep en een fosfaatgroep.
   
   De primaire structuur van DNA kun je beschouwen als de volgorde van de nucleïnezuren, net als de aminozuren bij de eiwitten.
   Ook net als bij de eiwitten is er een secundaire structuur: een helix-structuur (spiraalvormig).
   Bij DNA is er zelfs een "dubbele helix", d.w.z. dat het molecuul dubbel is, uit twee identieke strengen bestaat.
   De twee zijn een soort spiegelbeeld van elkaar. Als ze uit elkaar gaan vormen zich twee gelijkwaardige DNA-strengen. Benzeen De benzeenring kun je opvatten als opgebouwd uit zes koolstofatomen, die elk drie van hun valentie-elektronen gebruiken voor bindingen met één H en twee buur-C's.
   
   Van elk koolstofatoom is dan nog één valentie-elektron ongebruikt over, het is nog vrij. Dat zijn er dus zes in totaal.
   Wat doen die zes vrije elektronen vervolgens: die vormen tezamen een soort ring-binding, van de gezamenlijke zes atomen.
   Er is dus een bijzondere binding die we in de structuren aangeven met een cirkel. Op die manier is er tussen elk C-atoom precies dezelfde binding.
   Opgelet: dit is wel een wat simpele weergave.
   
   
   
   
   
   Preciezer nu, met de orbitalen 2s, 2p_x, 2p_y en 2p_z.
   Die drie: 2s en 2p_x en 2p_y van het Koolstofatoom kunnen mengen, en vormen dan drie nieuwe "hybride"-orbitalen: drie orbitalen sp².
   Deze zijn verantwoordelijk voor het aangaan van drie 'normale' verbindingen (we spreken van orbitaal-overlapping) met twee andere koolstofatomen en met één waterstofatoom; deze drie bindingen zijn van het type σ.
   Daarnaast vormt zich dus tussen elke twee koolstofatomen een overlapping (binding) van 2p_z-orbitalen. Oftewel: in totaal zes bindingen van het type π. Benzeenderivaten, nomenclatuur Voor de naamgeving van benzeenderivaten kiezen we één van de zes C-atomen in de ring. Die noemen we dan nummer 1.
   En de andere, vanaf deze, hebben dan de nummers 2 - 6
   
   Vroeger, en nog steeds wel in veel boeken, gebruikten we voorvoegsels die tegenwoordig met nummers (1 - 6) worden aangegeven.
   Een voorbeeld: 1,2 dinitrobenzeen heette vroeger (en vaak nog): orto-dinitrobenzeen (orto = 1,2 )
   
   • Orto = 1,2
   • Meta = 1,3
   • Para = 1,4
   
   
   
   Bovenstaande structuur (C₆H₅OH) is de structuur van "fenol". officieel kun je die dus hydroxibenzeen noemen.
   
   Het volgende kan lastig zijn bij de naamgeving: fenol en fenyl; voorzichtig dus; ze zijn niet hetzelfde!
   Fenol heeft een OH-groep aan een benzeenring.
   Maar als benzeen zelf als zijketen optreedt, dan heeft ie "fenyl". Fenyl Fenol Het volgende kan lastig zijn bij de naamgeving: fenol en fenyl; voorzichtig dus; ze zijn niet hetzelfde!
   Fenol heeft een OH-groep aan een benzeenring.
   Maar als benzeen zelf als zijketen optreedt, dan heeft ie "fenyl". Materie Elk beetje materie - of dat nu vast, vloeibaar of gas is - is een STOF of een mengsel van stoffen.
   Materie wordt beschouwd als:
   
   alles wat massa en volume heeft Zuivere stof Die zuivere stoffen zijn op hun beurt weer opgebouwd uit één soort gelijke deeltjes: moleculen of ionen.
   Zuivere stoffen (als het nog geen elementen zijn) kun je nog ontleden in de elementen.
   
   En een element is opgebouwd uit slechts één soort atomen. Deeltjeskarakter Vrijwel alle materie die wij om ons heen kennen, is opgebouwd uit mengsels.
   
   Mengsels kun je scheiden in componenten, de zuivere stoffen.
   
   Die zuivere stoffen zijn op hun beurt weer opgebouwd uit één soort gelijke deeltjes: moleculen of ionen.
   Zuivere stoffen (als het nog geen elementen zijn) kun je nog ontleden in de elementen.
   
   En een element is opgebouwd uit slechts één soort atomen.
   
   Elke stof is opgebouwd uit 'deeltjes': moleculen, macromoleculen of (samengestelde of eenvoudige) ionen. In uitzonderlijke gevallen is een stof alleen maar uit atomen opgebouwd.
   Al die deeltjes kunnen variëren in grootte, molecuulmassa, in lading, in (a)polair karakter en in kinetische energie (beweging, trilling).
   
   Een stof opwarmen (= warmte-energie toevoeren) betekent dat elk deeltje er kinetische energie (bewegingsenergie) bij krijgt. Het deeltje gaat meer bewegen. Dat kan zijn verplaatsing, maar ook gewoon trilling.
   Daar is vrijwel geen grens aan; je kunt altijd nog feller bewegen, d.w.z.: nog heter worden, tot aan miljoenen graden Celcius. De beweging wordt steeds heftiger.
   Let wel: er kan wel iets gebeuren met de bindingen in die stof.
   
   Een stof afkoelen heeft wel een limiet. In dit proces neemt de beweging van het deeltje juist af. Tenslotte ligt het deeltje helemaal stil; er is geen beweging meer. Stiller dan bewegingsloos kan niet. Zelfs de lichtste deeltjes, met nauwelijks enige onderlinge aantrekkingskracht, zullen bij voldoende lage temperatuur helemaal stil komen te liggen.
   Zij vormen dan eerst een vloeistof (er is nog beweging van de deeltjes) en tenslotte een vaste stof met een onbeweeglijk (molecuul)rooster.
   Minder beweging dan géén beweging kan niet een lagere temperatuur dan de minimumtemperatuur bestaat niet = 0 K (= -273ºC)
   Je mag dus zeggen dat temperatuur een maat is voor beweging van de deeltjes. Nulpunt Nul graden Kelvin Een stof afkoelen heeft wel een limiet. In dit proces neemt de beweging van het deeltje juist af. Tenslotte ligt het deeltje helemaal stil; er is geen beweging meer. Stiller dan bewegingsloos kan niet. Zelfs de lichtste deeltjes, met nauwelijks enige onderlinge aantrekkingskracht, zullen bij voldoende lage temperatuur helemaal stil komen te liggen.
   Zij vormen dan eerst een vloeistof (er is nog beweging van de deeltjes) en tenslotte een vaste stof met een onbeweeglijk (molecuul)rooster.
   Minder beweging dan géén beweging kan niet een lagere temperatuur dan de minimumtemperatuur bestaat niet = 0 K (= -273ºC) a.m.e. Atomaire massa-eenheid De massa van de materie (haar gewicht, zeg maar voor het gemak) zit voor het allergrootste deel in de kerndeeltjes, de protonen en neutronen. De elektronen wegen vrijwel niets; hun massa mag je op het geheel verwaarlozen.
   Dat wil dus ook zeggen dat de massa van een deeltje direct afhangt van het aantal nucleonen in dat deeltje.
   Een watermolecuul bevat 2 waterstof- en 1 zuurstofatoom
   • elk atoom waterstof bevat 1 proton in de kern
   • elk zuurstofatoom bevat 8 protonen en 8 neutronen in de kern
   • een watermolecuul bevat dus 2 + 16 = 18 nucleonen (kerndeeltjes)
   Vanuit die gedachte is een nieuwe eenheid van massa ingevoerd:
   

   de atomaire massa-eenheid = het gemiddelde gewicht van één kerndeeltje (van één nucleon)

   Als dus een deeltje bijvoorbeeld 100 nucleonen bezit, dan zal de (molecuul)massa van dit deeltje 100 a.m.e. zijn.
   
   • een watermolecuul bevat dus 2 + 16 = 18 nucleonen (kerndeeltjes) dus de massa van één molecuul water is 18 a.m.e.
   Een atomaire massa-eenheid is zo'n ongelooflijk piepklein beetje dat geen weegschaal op aarde die wegen kan. Weegschalen werken met grammen, miligrammen, maar niet veel minder dan dat.
   Om één gram materie te hebben (weegbaar op een weegschaal dus) heb je bij elkaar 6 x 10²³ nucleonen nodig. MOL Molaire massa Een atomaire massa-eenheid is zo'n ongelooflijk piepklein beetje dat geen weegschaal op aarde die wegen kan. Weegschalen werken met grammen, miligrammen, maar niet veel minder dan dat.
   Om één gram materie te hebben (weegbaar op een weegschaal dus) heb je bij elkaar 6 x 10²³ nucleonen nodig.
   Dit aantal noemt men ook wel: het getal van Avogadro), maar meestal spreken we van: 1 MOL
   Een MOL in de scheikunde is dus een eenheid van aantal, net als een paar (2), of een dozijn (12) of een gros (144)
   Je kunt dus 1 MOL moleculen hebben, 1 MOL ionen, 1 MOL elektronen, 1 MOL protonen, enzovoort.
   
   Een heel andere mol dus dan in de biologie.
   
   Controleer nu het volgende:
   ' Eén watermolecuul heeft 18 kerndeeltjes (nucleonen); dus één molecuul water weegt 18 a.m.e.
   1 MOL water bevat 6 x 10²³ watermoleculen;
   1 MOL water bevat dus 6 x 10²³ x 18 kerndeeltjes;
   6 x 10²³ kerndeeltjes hebben een massa van 1 gram → 1 MOL water weegt 18 gram.
   
   Dus:
   1. de massa van 1 watermolecuul = 18 a.m.e. = molecuulmassa (microniveau)
   2. de massa van 1 MOL watermoleculen = 18 gram = molaire massa (macroniveau)
   molecuulmassa en molaire massa zijn gelijk als je de eenheden er niet bij zet. Deeltjesgrootte Moleculen kunnen flink verschillen in grootte. Zo heeft water kleine moleculen en eiwitten heel grote (macromoleculen).
   Ook amylose is groot; het is een polyglucose, opgebouwd uit vele aan elkaar gekoppelde moleculen van glucose.
   
   Het valt niet mee om je de grootte van één deeltje van een stof voor te stellen, zo fantastisch klein zijn die deeltjes!
   Toch bestaan er (relatief) grote verschillen tussen die deeltjes onderling: zo heb je macromoleculen, zetmeel bijvoorbeeld, die zo groot zijn dat ze het water waarin je ze oplost een beetje troebel maken. De véél kleinere suikermoleculen zullen dat nooit doen. Een suikeroplossing blijft altijd een helder transparant mengsel, wat bij de meeste oplossingen in water het geval is.
   Ook al kun je deeltjes meestal niet afzonderlijk zien, in de praktijk kun je stoffen wel zien als de deeltjes dicht genoeg bij elkaar zitten, zelfs als die deeltjes klein zijn.
   Je begrijpt wel dat het aantal deeltjes, nodig om een stof zichtbaar te maken, enorm groot moet zijn.
   
   "Eén kristalletje suiker kan wel 100.000.000.000.000.000 moleculen C₁₂H₂₂O₁₁ bevatten" Massagetal Atoommassa Isotopen, massa Er is iets wat het rekenen met deze begrippen bemoeilijkt: dat is het bestaan van isotopen.
   
   Bijvoorbeeld: van het element Chloor bestaan in de natuur twee types (twee isotopen): chlooratomen met 18 neutronen en chlooratomen met 20 neutronen. Uiteraard heeft elk chlooratoom ook 17 protonen (anders was het geen chloor).
   1 MOL van het isotoop ³⁵Cl heeft een massa van 35 g [atoommassa = 35]
   1 MOL van het isotoop ³⁷Cl heeft een massa van 37 g [atoommassa = 37]
   In de natuur bevindt zich een mengsel van de twee isotopen in de verhouding van (±)3 : 1 en dat betekent dat het element Chloor, zoals dat in onze wereld voorkomt, een gemiddelde atoommassa heeft van ongeveer 35,5
   Zoiets geldt voor heel veel elementen. Daarom zal in de praktijk meestal de atoommassa van een element niet precies gelijk zijn aan het massagetal van één isotoop van dat element. In tabellen kom je gemiddelde atoommassa's tegen.
   
   Moleculen kunnen flink verschillen in grootte. Zo heeft water kleine moleculen en eiwitten heel grote (macromoleculen).
   Ook amylose is groot; het is een polyglucose, opgebouwd uit vele aan elkaar gekoppelde moleculen van glucose.
   
   Het valt niet mee om je de grootte van één deeltje van een stof voor te stellen, zo fantastisch klein zijn die deeltjes!
   Toch bestaan er (relatief) grote verschillen tussen die deeltjes onderling: zo heb je macromoleculen, zetmeel bijvoorbeeld, die zo groot zijn dat ze het water waarin je ze oplost een beetje troebel maken. De véél kleinere suikermoleculen zullen dat nooit doen. Een suikeroplossing blijft altijd een helder transparant mengsel, wat bij de meeste oplossingen in water het geval is.
   Ook al kun je deeltjes meestal niet afzonderlijk zien, in de praktijk kun je stoffen wel zien als de deeltjes dicht genoeg bij elkaar zitten, zelfs als die deeltjes klein zijn.
   Je begrijpt wel dat het aantal deeltjes, nodig om een stof zichtbaar te maken, enorm groot moet zijn. MOL-berekeningen Onderstaand diagram toont de relatie tussen de eenheden op micro-nivo (atomen e.d.) en op macro-nivo (grammen e.d.) met de eenheid MOL in het centrum:
   
   
   
   Voorbeeld 1:
   Van de stof CuSO₄.5H₂O wordt 4 gram afgewogen.
   Hoeveel MOL gehydrateerd kopersulfaat (lichtblauwe kristallen) is dat? Gebruik tabel V.
   
   Antwoord:
   Van gram naar MOL moet je de molecuulmassa gebruiken. Hier: Cu + S + 9O + 10H = 63,5 + 32,1 + 144 + 10 = 249,6
   
   249,6 gram van de stof (gehydrateerd kopersulfaat)= 1 MOL. 1 gram = 1/249,6 MOL 4 gram = 4 x 1/249,6 MOL = 0,016 MOL
   
   4 gram CuSO₄.5H₂O is dus gelijk aan 0,016 MOL CuSO₄.5H₂O
   
   ofwel: 0,016 MOL CuSO₄.5H₂O weegt vier gram.
   
   Voorbeeld 2:
   Stel dat een glas bier (100 ml=een pijpje) 5 ml alcohol bevat (C₂H₅OH, dichtheid van alcohol= 0,8g/ml)
   hoeveel gram alcohol zit er in een liter bier?
   
   Antwoord:
   We kennen het aantal ml, maar gevraagd wordt naar grammen van een vloeistof (alcohol)
   dus je begrijpt, we zullen de dichtheid nodig hebben. d = 0,8   d.w.z.: 1 ml alcohol heeft een massa van 0,8 gram. 5 ml weegt 5 x 0,8 gram (= 4 gram).
   
   Eén glas (=100 ml bier) bevat 5 ml = 4 gr alcohol 1 liter (=1000 ml) moet dan dus 10 x zoveel bevatten = 40 gram alcohol [dat is al genoeg om heel wat hersencellen in hun groei te remmen!!]
   
   Opdracht 9
   Leg aan iemand uit wat elke pijl betekent in het schema over MOL-berekeningen. Volume van gassen Gasvolume We kijken vooral naar het volume van 1 MOL gas. Dat is namelijk bij gassen bijzonder. (dus alleen (g), niet (s) of (l))
   Een willekeurig gas bij de temperatuur van 0^oC en een druk van 1 atm. heeft een volume van 22,4 liter per MOL (= molair volume van gassen).
   N.B. Elk gas heeft dus eenzelfde molair volume, maar let op: niet dezelfde molaire massa!! De gasdeeltjes kunnen zwaarder of lichter zijn.
   
   Het doet er niet toe over welk gas het gaat, het volume dat het bezet wordt altijd en uitsluitend bepaald door de temperatuur en de druk van dat gas, of dat gas nu grote of kleine moleculen heeft.
   We passen dit toe met de volgende formule:
   
   
   De temperatuur T wordt gegeven in Kelvin!! De druk in Nm². Het volume in m³
   
   De constante c is: n x R, waarbij:
   n = het aantal mol en R = 0,0821 J x mol^-1 x K^-1 Zuivere stoffen Mengsels De zuivere stof is opgebouwd uit één soort deeltjes. Als de zuivere stof is opgebouwd uit moleculen, dan zijn alle moleculen in die stof gelijk aan elkaar. De stof kan aangeduid worden met één molecuulformule. Zodra er andere moleculen bij zitten, is de boel onzuiver. Dan heb je een mengsel van stoffen.
   Het kan zijn dat de zuivere stof is opgebouwd uit ionen. In dat geval zitten er verschillende ionen in de zuivere stof (positieve en negatieve). Noem je het dan wel een zuivere stof?
   Neem nu zuiver keukenzout. Dat is opgebouwd uit twee soorten ionen, netjes gerangschikt in een ionrooster (Na⁺ en Cl^-). De stof heeft één duidelijke formule: NaCl (de ionen zitten bij elkaar in de verhouding 1:1).
   Als de stof zo is opgebouwd en aangeduid kan worden met één (verhoudings)formule, dan zeggen we ook: deze stof is zuiver. Zodra er andere, vreemde ionen bijkomen, of moleculen, dan heb je een mengsel, dan is het zout onzuiver geworden. Fase Aggregatietoestand (s) (l) (g)   (en (aq)) Vast Vloeibaar Gasvormig Bekijk op Youtube een klein filmpje.
   
   Als we het hebben over fases, of aggregatietoestanden, behoort (aq) niet officiëel tot de fases.
   
   Hieronder staat een schema dat de modellen van elke fase laat zien op deeltjesnivo.
   
   In vaste toestand bevinden de deeltjes zich op een vaste plek; ze kunnen zich niet verplaatsen. Wel zullen ze in trilling zijn, maar ze zijn niet mobiel. De trillingen zijn afhankelijk van de temperatuur. Als het vreselijk koud wordt, kunnen de trillingen helemaal ophouden.
   Normaal vormen al die deeltjes tezamen een vast patroon, een rooster. In het groot zie je een kristalstructuur. Er zijn ook vaste stoffen zonder kristalstructuur: dat heet amorf. Voorbeelden hiervan zijn: glas, plastic en gel.
   
   In de vloeibare fase hebben de deeltjes een zekere beweeglijkheid, ze kunnen zich verplaatsen, ze draaien wat om elkaar heen. Net als alle deeltjes, hebben ze ook nog een trillingsbeweging. Trillend rollen ze van de één naar de ander. De verplaatsing en de trilling zijn afhankelijk van het karakter van die deeltjes (bijvoorbeeld: zijn ze groot of klein) en van hun temperatuur (kinetische energie).
   De deeltjes in een vloeistof vormen dus geen starre structuren, maar blijven ongeveer net zo dicht bijeen als in een vaste stof dankzij de onderlinge aantrekking. Het is een misverstand is om te denken dat een vloeistof precies zit tussen vast en gas. Vloeistoffen en vaste stoffen hebben een vergelijkbare dichtheid. Het feit dat de deeltjes zich kunnen verplaatsen, om elkaar heen kunnen draaien, veroorzaakt het vloeibare karakter.
   
   In de gasfase zijn de deeltjes helemaal van elkaar gescheiden, ze bewegen zich afzonderlijk, ze hebben alle vrijheid daarvoor, afhankelijk weer van het karakter van de deeltjes en van de temperatuur.
   Regelmatig zullen de gasdeeltjes onderling botsen (of ze botsen tegen de wand van de gashouder) en zo hun bewegingsrichting veranderen. Als ze niet genoeg energie (meer) hebben, bijvoorbeeld bij afkoeling, dan kan een botsing uitlopen op het bij elkaar blijven van de deeltjes → ze worden vloeistof of vaste stof.
   
   N.B. Over vloeistoffen bestaat, zoals gezegd, een misconceptie (een onjuist idee):
   In een vloeistof - net als in een vaste stof - blijven de deeltjes zeer dicht bij elkaar. Het verschil met een vaste stof is dat de deeltjes niet vast zitten in een rooster, maar vrij langs elkaar kunnen bewegen; ze hebben kinetische energie genoeg daarvoor. Je kunt ook zeggen: de onderlinge aantrekkingskracht is niet genoeg voor het vormen van een rooster.
   Als er energie wordt weggehaald, zoals bij afkoelen, dan gaan ze alsnog in een rooster zitten. Bij verhitting, dus als de deeltjes in een vloeistof meer energie krijgen kan het gebeuren dat ze zich van elkaar gaan verwijderen (naar gasfase).
   In een vloeistof zitten de deeltjes dus zo dicht bij elkaar dat er geen mogelijkheid is (zoals bij gassen) om de stof samen te drukken.
   
   (aq) gebruiken we heel vaak in de scheikunde, maar is geen fase. Het duidt op een mengsel waarbij een stof is opgelost in water.
   NaCl(aq) wil dus zeggen: een oplossing van keukenzout in water. Homogeen Heterogeen Puur theoretisch, rekenkundig, zouden we 18 soorten mengsels van twee componenten kunnen onderscheiden, als we uitgaan van:
   1. we hebben drie verschillende fases,
   2. het mengsel bestaat uit twee componenten en
   3. elk mengsel kan zowel homo- als heterogeen zijn.
   attentie: die derde voorwaarde kan niet volledig waar zijn.
   

   	(s)	(l)	(g)
   (s)	(s) + (s)	(s) + (l)	(s) + (g)
   (l)	(l) + (s)	(l) + (l)	(l) + (g)
   (g)	(g) + (s)	(g) + (l)	(g) + (g)

   
   Het schema toont 9 theoretische mengsels die (ook theoretisch) allemaal homogeen en heterogeen kunnen zijn. Let wel, dit is een theoretische benadering.
   De praktijk is echter anders:
   
   1. (l) + (s)     en     (s) + (l) zijn gelijk aan elkaar.
   2. (g) + (g) is altijd homogeen; de heterogene vorm bestaat niet.
   3. (g) + (s) komt alleen voor in heterogene mengsels.
   4. .................................
   5. .................................
   
   Een paar voorbeelden:
   • een mengsel van zout- en suikerkristallen: (s) + (s) heterogeen
   • een mengsel van CO₂ in water (spuitwater) is homogeen, maar wordt heterogeen op het moment dat de fles wordt geopend
   • lucht is een mengsel van gassen (altijd homogeen)
   • Brons is een homogeen mengsel van (s) + (s) (Koper en Zink)
   Concentratie Molariteit Een zeer veel gebruikt mengsel in de scheikunde is: (s)+(l) /homogeen
   (s) is een of andere vaste stof opgelost in (l), bijvoorbeeld water (er zijn allerlei oplosmiddelen!).
   
   Een 'wateroplossing' is natuurlijk een mengsel met water als oplosmiddel. De opgeloste stof kan (s), (l) of (g) zijn.
   
   1 liter 1,0 M NaCl (je spreekt dat uit als: 1 molair NaCl) bevat 1 mol NaCl-deeltjes. Polaire stoffen Apolaire stoffen Zuiver jodium (soms noemt men het jood) is een vaste stof, opgebouwd uit donkerpaarse, bijna zwarte kristallen. Als je zo'n kristal vastpakt, hou je meteen bruine vlekken over op de huid van je vingers. Een beetje van het kristal is verdampt door de warmte van je huid en blijft in het vocht van je huid zitten met een bruine kleur.
   Je zou moeten waarnemen wat er gebeurt als puur jodium verdampt. Jodium smelt namelijk niet, maar gaat van vast meteen over in damp, in gasvorm.
   Als het oplost in alcohol krijg je jodiumtinctuur (te koop bij de drogist). Dit is het jodium dat prikt (omdat er alcohol in zit).
   Er is ook een andere manier om jodium op te lossen: met een truukje in water, en dan prikt het niet als je er een wondje mee ontsmet.
   
   Nu moet je het onderstaande schema bekijken / bespreken: je ziet modellen van verbindingen met waterstof van elementen uit de tweede periode van het periodiek systeem (C, N en O)
   
   

   methaan	ammoniak	water
   CH4	NH3	H2O
   tetraëder geen dipool	dipool	dipool
   k.p. 112 K	k.p. 240 K	k.p. 373 K

   
   De binding tussen C en H is nauwelijks polair. De bindingen tussen O en H en de bindingen tussen N en H zijn polair genoeg.
   Als een molecuul polaire bindingen bevat, dan zijn er de volgende twee mogelijkheden:
   1. De ruimtelijk opbouw van het molecuul is zodanig dat de zwaartepunten van positieve en negatieve ladingen niet samenvallen. Dit is het geval bij ammoniak en bij water.
   2. De zwaartepunten van de negatieve en positieve ladingen vallen (ongeveer) samen. Het beetje polair karakter van de bindingen tussen C en H in methaan levert geen dipoolmolecuul op. het molecuul is volkomen symmetrisch.
   Ammoniak zal goed in water oplossen, maar methaan niet.
   
   

   symmetrisch:

   asymmetrisch:

   
   SO₂ zal ongetwijfeld beter in (het polaire) water oplossen dan CO₂ Zuivere stof Het belangrijkste gegeven van een zuivere stof is dat die is opgebouwd uit slechts één soort deeltjes.
   Zo is bijvoorbeeld suiker zonder onzuiverheden opgebouwd uit alleen maar sacharosemoleculen (C₁₂H₂₂O₁₁).
   
   Zuiver keukenzout is opgebouwd uit ionen van natrium en chloor. Toch wordt het beschouwd als een zuivere stof met de formule NaCl. Dipoolmoment Als een molecuul een asymmetrische ladingsverdeling heeft, dan heeft dat molecuul ook een zogenaamd dipoolmoment:
   
   dipoolmoment = ladingsgrootte x afstand.
   Met die afstand bedoelt men de afstand tussen de zwaartepunten van de ladingen.
   
   De dipoolmomenten op van de vier waterstofhalogeniden zijn als volgt:

   	bindingsafstand	dipoolmoment
   HF	90 x10-12m	6,4
   HCl	130 x10-12m	3,5
   HBr	140 x10-12m	2,7
   HI	160 x10-12m	1,4

   
   Als het dipoolmoment van een molecuul ongeveer 0 is, dan is deze stof apolair; zo niet, dan is de stof polair. Polaire stoffen hebben dipoolmoleculen.
   Polaire stoffen, dus stoffen met ionen of stoffen met dipoolmoleculen, mengen goed met andere polaire stoffen; bijvoorbeeld: water met alcohol.
   Apolaire stoffen mengen goed met apolaire stoffen; bijvoorbeeld: vet met olie.
   Polaire stoffen mengen niet goed met apolaire stoffen (en andersom): water en olie.
   
   Polaire moleculen Dipool De mate waarin atomen geneigd zijn negatieve deeltjes, meestal elektronen, aan te trekken, noemt men ELEKTRONEGATIVITEIT (zie module 3). De elektronegativiteit wordt afgekort met de letter E.
   Of die elektronen (die negatieve deeltjes) makkelijk of moeilijk worden aangetrokken door de neutrale atomen [en eventueel worden opgenomen] is o.m. afhankelijk van de kernlading (positieve lading) en van de atoomstraal (afstand).
   
   Hoe groter de kernlading, des te sterker de aantrekkingskracht op de negieve deeltjes;
   Hoe groter de afstand tot de kern, des te zwakker wordt die aantrekkingskracht.
   
   
   
   
   In het periodiek systeem neemt de kernlading van links naar rechts toe, terwijl het aantal hoofdschillen gelijk blijft. De buitenste hoofdschil wordt dus steeds sterker aangetrokken en het atoom wordt naar rechts kleiner.
   Dit heeft tot gevolg dat de aantrekkingkracht van het atoom op de negatieve deeltjes (binnen en buiten het atoom) toeneemt en dat dus de elektronegativiteit gedurende één periode van links naar rechts sterker wordt.
   
   De atoomstraal wordt in het periodiek systeem van boven naar beneden groter omdat omdat er steeds een hoofdschil bij komt. Negatieve deeltjes (zoals elektronen) worden dan ook door de atomen van boven naar beneden steeds minder sterk aangetrokken omdat ze steeds verder van de kern verwijderd zijn.
   
   Als een molecuul een asymmetrische ladingsverdeling heeft, dan heeft dat molecuul ook een zogenaamd dipoolmoment:
   
   dipoolmoment = ladingsgrootte x afstand.
   Met die afstand bedoelt men de afstand tussen de zwaartepunten van de ladingen.
   
   De dipoolmomenten op van de vier waterstofhalogeniden zijn als volgt:

   	bindingsafstand	dipoolmoment
   HF	90 x10-12m	6,4
   HCl	130 x10-12m	3,5
   HBr	140 x10-12m	2,7
   HI	160 x10-12m	1,4

   
   Als het dipoolmoment van een molecuul ongeveer 0 is, dan is deze stof apolair; zo niet, dan is de stof polair. Polaire stoffen hebben dipoolmoleculen.
   Polaire stoffen, dus stoffen met ionen of stoffen met dipoolmoleculen, mengen goed met andere polaire stoffen; bijvoorbeeld: water met alcohol.
   Apolaire stoffen mengen goed met apolaire stoffen; bijvoorbeeld: vet met olie.
   Polaire stoffen mengen niet goed met apolaire stoffen (en andersom): water en olie.
   
   Kortom:
   
   "SOORT ZOEKT SOORT".
   De aanwezigheid van ladingen in een molecuul zal de eigenschappen van dat molecuul sterk beïnvloeden.
   Als in één molecuul of in een samengesteld ion twee gelijksoortige ladingen dicht in elkaars buurt zitten, beïnvloeden ze elkaar: afstoting; daardoor krijgt de stof opvallende eigenschappen.
   
   Een voorbeeld daarvan is ethaandizuur ofwel oxaalzuur:
   De C - C binding in het midden staat onder grote spanning (door de afstotende werking van de positieve ladingen).
   Dat verzwakt die C - C binding. Het gevolg is dat oxaalzuur (in tegenstelling tot gewone carbonzuren) vrij gemakkelijk kapot gaat = gemakkelijk te oxideren is.
   Normaal is een C-C binding moeilijk stuk te krijgen.
   
   
   
   (Oxaalzuur is niet alleen een zuur, maar ook een geschikte reductor)
   
   Een ander voorbeeld is: Kationzuur
   
   Als je een ijzer(III)zout in water oplost, krijg je in het centrum een klein en sterk positief ijzer ion met dicht daaromheen een aantal watermoleculen.
   De δ^--kant van de zuurstofatomen wordt aangetrokken door dat positieve ijzerion. De enigzins positieve H-atomen van het water (de δ⁺-kant) komen dan vanzelf in de invloedssfeer van datzelfde ijzerion en ondervinden een afstotende kracht.
   Er zijn zo een aantal complexe ionen die in staat zijn H⁺ af te splitsen en dus als een zwak zuur op te treden (kationzuur). Oxaalzuur De C - C binding in het midden staat onder grote spanning (door de afstotende werking van de positieve ladingen).
   Dat verzwakt die C - C binding. Het gevolg is dat oxaalzuur (in tegenstelling tot gewone carbonzuren) vrij gemakkelijk kapot gaat = gemakkelijk te oxideren is.
   Normaal is een C-C binding moeilijk stuk te krijgen.
   
   
   
   (Oxaalzuur is niet alleen een zuur, maar ook een geschikte reductor) Roostertypen De meeste vaste stoffen zijn opgebouwd als rooster, met één of een paar verschillende deeltjes. De krachten waarmee die deeltjes elkaar onderling aantrekken kan erg verschillen en is bepalend voor de eigenschappen van die stof.
   
   We onderscheiden:
   • metaalroosters
   • ionroosters
   • molecuulroosters
   • atoomroosters
   Metaalrooster Het merendeel van de metalen bezit sterke aantrekkingskrachten tussen de positieve metaal-ionen en de negatieve vrije elektronen in het metaalrooster (zie ook module 3).
   De vrije elektronen kun je beschouwen als een soort lijm die de ionen op hun plaats houdt in het rooster.
   Het eigenlijke rooster is dus de regelmatige rangschikking van de metaal-atoomrompen. In metaalroosters heersen dus sterke ladingskrachten.
   Enkele eigenschappen van metalen zijn: metaalglans, geleidbaarheid voor elektriciteit, ze zijn vast (behalve kwik) en hebben vaak vrij hoge smeltpunten. Ionrooster In zouten heb je sterke aantrekkingskrachten tussen positieve en negatieve ionen. (zie module 3)
   Deze inter-ionaire krachten bepalen de sterkte van het rooster en dus ook het smeltpunt. Doorslaggevend hierbij zijn de lading van de ionen en de afstand tussen de ionen (d.w.z. die wordt bepaald door de ionstralen). Een sterk rooster heeft kleine ionen met hoge lading.
   
   Zo heeft bijvoorbeeld MgO een veel sterker ionrooster dan NaCl, omdat de magnesium en zuurstofionen kleiner zijn en sterker geladen dan de natrium en chloride-ionen.
   In zo'n ionrooster zitten de positieve en negatieve ionen netjes gerangschikt. Daarbinnen heersen dus altijd sterke ladingskrachten.
   Kenmerken: kristallijn, hoog smeltpunt, als vloeistof (dus in gesmolten toestand) geleidend. De kristallen echter geleiden niet! Molecuulrooster Bij het merendeel van de vaste stoffen en vloeistoffen worden de deeltjes bij elkaar gehouden door de volgende intermoleculaire aantrekkingskrachten:
   • de niet zo sterke vanderWaals-krachten, ook wel 'massakrachten' genoemd
   • polaire krachten in geval van dipoolmoleculen
   • waterstofbruggen
   Bij de vaste stoffen zullen - onder invloed van deze krachten - de deeltjes meestal in een molecuulrooster zitten. Molecuulroosters worden sterker als de moleculen méér dipoolkarakter hebben (een groter dipoolmoment hebben) én als ze zwaarder zijn (grotere molecuulmassa, dus sterkere vdWkrachten).
   
   Over het algemeen zijn de aantrekkingskrachten in molecuulroosters minder sterk dan in metaalroosters of ionroosters. Dus zullen molecuulroosters ook lagere smeltpunten hebben. Zijn de aantrekkingskrachten echt zwak, dan heb je bij normale temperatuur helemaal geen rooster, maar is de stof vloeibaar of gasvormig.
   Stoffen met molecuulroosters zullen meestal atoombindingen hebben binnen de deeltjes (de moleculen), dus meestal uit niet-metalen opgebouwd zijn.
   Bij uitzondering komen er vaste stoffen voor zonder duidelijke roosterstructuur (amorf) én stoffen met een atoomrooster, zoals diamant.
   
   

   Naast amorfe koolstof zijn er twee bekende roosterstructuren: diamant met kubische kristallen en een dichtheid van 3,5 grafiet met hexagonale kristallen en een dichtheid van 2.2 Het is technisch mogelijk om grafiet onder zo'n hoge druk samen te persen dat de dichtheid verhoogd wordt tot die van diamant. Je kunt zo kunstmatig diamant maken uit grafiet.

   
   De molecuulroosters zijn geen geleiders; hoogstens halfgeleiders. Koolstofstructuur Diamant Grafiet Bij uitzondering komen er vaste stoffen voor met een atoomrooster, zoals diamant.
   
   Naast amorfe koolstof, zijn er twee bekende roosterstructuren:
   • diamant met kubische kristallen en een dichtheid van 3,5
   • grafiet met hexagonale kristallen en een dichtheid van 2.2
   Het is technisch mogelijk om grafiet onder zo'n hoge druk samen te persen dat de dichtheid verhoogd wordt tot die van diamant.
   Je kunt zo kunstmatig diamant maken uit grafiet. Faseveranderingen Een faseverandering is niet echt een chemische verandering, geen chemische reactie (hoewel het verschil niet altijd even duidelijk is).
   Als er intern iets gebeurt met de deeltjes van de stof (ze ondergaan echte verandering) dan heb je een scheikundige reactie, maar als die deeltjes alleen maar veranderen in positie, trilling, energie, e.d. maar vanbinnen blijven ze gelijk, dan spreken we meer van fysische veranderingen. Dat kunnen dus faseveranderingen zijn.
   Zo kunnen deeltjes in een rooster (vaste stof dus) op een paar manieren uit elkaar vallen:
   1. Bij smelten (als een stof in droge vorm wordt verhit).
   2. Bij oplossen (gebeurt altijd in een oplosmiddel, zoals water)
   Als een stof met een ionrooster smelt ((s) → (l)) of oplost ((s) → (aq)), heeft dat tot gevolg dat de ionen vrij door elkaar heen gaan bewegen.
   
   De bekende faseovergangen zijn:
   
   

   (s) (l)	smelten of stollen
   (l) (g)	koken of condenseren
   (l) (g) of (s) (g)	verdampen
   (g) (s)	sublimeren

   
   Het is leuk om op Youtube filmpjes over dit onderwerp te zoeken. bijvoorbeeld het volgende
   
   
   Fase overgangen zijn dus niet altijd echte chemische reacties; ze behoren tot de natuurkundige verschijnselen. Let er dus op dat bijvoorbeeld koken iets heel anders is dan ontleden!!!! Dit wordt nogal eens door elkaar gehaald. Ook zijn er stoffen die bij verhitting niet smelten of koken, maar voortijdig gaan ontleden (bijv. suiker).
   
   Een paar voorbeelden van veranderingen van aggregatietoestanden, faseveranderingen:
   1. smelten van ijs: H₂O(s) H₂O(l)
   2. benzine verdampt: C₈H₁₈(l) C₈H₁₈(g)
   3. lood kan ook smelten: Pb(s) Pb(l)
   
   
   Gasvormige stoffen bij kamertemperatuur, over het algemeen, hebben geen of weinig aantrekkingskrachten tussen de deeltjes. Die zijn niet polair en hebben geen waterstofbruggen.
   
   grafisch overzicht van de energie bij faseveranderingen:
   
   N.B.
   Faseveranderingen worden niet beschouwd als chemische reacties, maar let op: het is niet altijd zo gemakkelijk om scheikundige en natuurkundige processen te onderscheiden.
   Er zijn ook stoffen die nooit toekomen aan een smeltpunt of aan een kookpunt. Al voordat ze aan die temperatuur toekomen, gaan ze ontleden (dat is zeker een chemisch proces).
   
   Bekijk op youtube dit filmpje over verhitting van suiker
   Let erop dat smelten van suiker eigenlijk niet kan. Zodra suiker te heet wordt, beginnen de moleculen te ontleden. Smeltpunt 2. VANDERWAALS-KRACHTEN zijn de tweede factor bij het vaststellen van smeltpunten.
   
   Deze bestaan vooral in molecuulroosters waarvan de sterkte afhankelijk is van:
   1. de deelname van Waterstofbruggen
   2. de deelname van polaire atomen (met δ^- of δ⁺)
   3. de molecuulmassas. Grote moleculen veroorzaken hogere smeltpunten dan kleine.
   Stoffen met molecuulroosters hebben niet zo hoge smeltpunten.

   1. Het ROOSTER is de belangrijkste factor bij het vaststellen van een smeltpunt Hoe sterk is het rooster? Hoe gemakkelijk kun je het smelten? Smelten betekent dat het rooster wordt vernietigd en het kost nogal wat energie om een sterk rooster kapot te maken. De sterkte van een ionrooster hangt af van de ladingen van de ionen en van hun onderlinge afstanden. Het rooster van CaO (met ladingen 2+ en 2-) zal moeilijker smelten dan dat van NaCl (met ladingen 1+ en 1-). Behalve de ladingen zijn ook nog eens de ionen van CaO kleiner. Kleinere ionen veroorzaken sterkere roosters. (ze zitten dichter op elkaar) Zouten zullen over het algemeen hoge smeltpunten hebben. Ook de metaalroosters hangen af van ladingen en afstanden. Tussen de metalen bestaan nogal wat verschillen: over het algemeen zal een metaalrooster sterk zijn (dus hoog smeltpunt), maar er zijn uitzonderingen: Kwik(l) is bij gewone temperatuur al vloeibaar. Lood, tin, lithium, natrium, kalium hebben geen sterke roosters. Ze smelten gemakkelijk. Extreem sterk zijn de roosters van: Chroom, Wolffraam en Vanadium. Zie ook tabellen)

   Smeltpunten zijn dus afhankelijk van de roostersterkte:
   1. Let eerst op de aanwezigheid van ladingskrachten; hoe groot zijn de ladingen en de ionstralen?
   2. Onderzoek vervolgens de VanderWaalskrachten, die afhankelijk zijn van de molecuulmassa's.
   Kookpunt Kookpunten zijn (in volgorde van belangrijkheid) afhankelijk van:
   1. Ladingskrachten tussen de deeltjes onderling (zijn het ionen of dipoolmoleculen?)
   2. VanderWaalskrachten; dus de M(olecuulmassa's) vergelijken.
   3. De ruimtelijke vorm van de deeltjes: Hoe bolvormiger een molecuul is, des te kleiner is haar oppervlak, des te kleiner de onderlinge aantrekkingskracht, dus des te lager het kookpunt. De bolvormige deeltjes ontsnappen gemakkelijker (het kookt dan makkelijker). Verdamping Gasvorming Bekijk het volgende
      
      Als de deeltjes van een vloeistof meer energie krijgen, of zelfs als roosterdeeltjes energie toegevoerd krijgen, bijvoorbeeld doordat de stof verwarmd wordt, verhoog je de beweging en trilling van de deeltjes.
      Op zeker punt zal die beweging zo hevig worden dat de deeltjes niet meer bij elkaar kunnen blijven: De onderlinge aantrekkingskrachten zijn dan niet meer voldoende om ze bij elkaar te houden.
      Als ze zich helemaal van elkaar losmaken, dus bij gasvorming, kunnen die deeltjes nog heel goed met elkaar in botsing komen. Maar ze zullen dan toch niet samenblijven. Wel bij afkoeling natuurlijk. Dan kunnen stoffen weer vloeibaar of vast worden. Oplosbaarheid
      stof met ionen die in water oplost: Natriumchloride
      
      

      Na+	Cl-	Na+	Cl-	Na+
      Cl-	Na+	Cl-	Na+	Cl-
      Na+	Cl-	Na+	Cl-	Na+
      Cl-	Na+	Cl-	Na+	Cl-
      Na+	Cl-	Na+	Cl-	Na+
      Cl-	Na+	Cl-	Na+	Cl-

      
      
      De ionen Na⁺  en Cl^-  die uit een rooster ontsnappen (dat gebeurt aan het oppervlak van het kristal) worden meteen omringd door watermoleculen (door de polaire aantrekkingskrachten).
      
      De ionen trekken elkaar nog wel aan, maar niet genoeg om weer een rooster te vormen. Die watermoleculen zitten in de weg.
      
      We hebben het hier over een oplosbaar zout.
      Andere ionen, kleinere of meer geladen, ook omringd door watermoleculen (=gehydrateerd), kunnen vaak wel weer bij elkaar komen en een rooster vormen. Hun onderlinge aantrekking is groot genoeg om daarin te slagen.
      
      
      heterogeen mengsel: (voorbeeld) olie + water
      
      De polaire moleculen van water trekken elkaar sterk aan, terwijl de apolaire olie-moleculen bij elkaar blijven en de boel is niet in staat goed te mengen.
      
      Algemene regel voor oplosbaarheid:
      1. polaire stoffen trekken polaire stoffen aan (zoals suiker dat goed oplost in water)
      2. niet-polaire stoffen trekken niet-polaire stoffen aan (voorbeeld: vet in benzine)
      3. polaire stoffen mengen niet met apolaire stoffen (zoals bij water en olie)
      
      SOORT ZOEKT SOORT Geleidbaarheid, voor elektrische stroom Materie, of dat nu een zuivere stof is of een mengsel, kan elektrische stroom geleiden als er in die materie aanwezig zijn: geladen deeltjes die zich kunnen verplaatsen met voldoende beweeglijkheid.
      Als dus ionen zich vrij kunnen bewegen door een stof (dus als ze in een smelt of in een oplossing zitten), dan is die stof geleidbaar voor elektrische stroom.
      
      De ene geleidende stof doet het beter dan de andere; niet alle geleiders zijn even goed.
      
      De geleidbaarheid is afhankelijk van:
      1. De concentratie van de geladen deeltjes, hun aantal, hoe meer, hoe beter de geleiding. Een hoge concentratie geleidt beter dan een lage concentratie.
      2. De beweeglijkheid van de geladen deeltjes. Kleine ionen geleiden meestal beter dan grote ionen. Hierbij moet je wel bijv. de hydratie (de watermantel) in de gaten houden. Soms kunnen kleine ionen erg gehinderd worden in hun beweeglijkheid door de omringende opdringerige watermoleculen.
         • Een gehydrateerd ion verplaatst zich dus trager, maar let op: gehydrateerde waterstofionen hebben op hun beurt een bijzonder mechanisme om juist zeer snel te bewegen en dus heel goed te geleiden.De H⁺ van de ionen H₃O⁺worden supersnel overgedragen van het ene ion naar een ander.
      Toepassingen van geleidende stoffen vind je o.a. bij: stroomdraden, elektroden, zoutbruggen, elektrolyse.
      
      Onderstaande stoffen geleiden elektriciteit.
      1. Alle metalen
      2. Grafiet
      3. Oplossingen met ionen
      4. Gesmolten keukenzout
      Hardheid van stoffen De hardheid van vaste stoffen kan sterk variëren, afhankelijk van de driedimensionale structuur en van de krachten die deze structuur bij elkaar houden.
      Hoe meer ion-karakter, des te harder zal de stof zijn.
      In ionroosters en metaalroosters kunnen de ionen intern zich niet verplaatsen.
      De hardste stof is diamant dat een atoomrooster heeft van koolstofatomen. Elk C-atoom is verbonden met vier andere C-atomen, waardoor, als je het goed bekijkt, een diamant eigenlijk één groot reuzenmolecuul is. Het heeft een perfecte structuur; elk deeltje zit via atoombinding aan elkaar.
      
      Polimeren zijn opgebouwd uit macromoleculen die ook een beetje ronde, ruimtelijke vorm kunnen hebben, maar dat is niet altijd ze. Zijn de moleculen lang zonder dwarsverbindingen, dan zal het waarschijnlijk gaan om zacht plactic. Maar als er dwarsverbindingen zijn dan kan het hard plastic zijn. Bij verwarming kan het zachte plastic min of meer smelten, maar het harde niet. Er wordt ook wel gesproken van thermoplast en thermohard. Kristalwater Hydratatie Hygroscopisch Hygroscopische stoffen nemen graag water op, ook waterdamp uit de atmosfeer. Daarom worden ze gebruikt als droogmakers, bijvoorbeeld in verpakkingen van elektronische apparatuur. Als ze water hebben opgenomen wordt dat water ingebouwd in de kristallen en blijft die stof vast en heel lang ook droog. De watermoleculen worden ingebouwd in de ionroosters.
      
      Voorbeelden: koper(II)sulfaat (lichtblauw); calciumchloride; natriumcarbonaat; en vele andere zouten. Maar ook fosforpentoxide (P₂O₅) is buitengewoon hygroscopisch, zij het dan dat deze stof niet alleen maar het water opneemt, maar er ook mee reageert.
      
      Gedehydrateerd (dus droog) koper(II)sulfaat wordt gebruikt om de aanwezigheid van kleine hoeveelheden water in een mengsel te bewijzen. Het nog watervrije koper(II)sulfaat is wit, maar zodra er wat water wordt opgenomen, wordt het lichtblauw van kleur. Bouwmaterialen

      Gips, Cement, Bakstenen

      Gips heeft de formule (CaSO₄).2H₂O en kan veel kristalwater (langzaam) opnemen. Meng je watervrij gips dus met water dan zal het eerst nog een mengsel zijn van (l) + (s), maar na het opnemen van het water(l) in de vaste stof hou je nog steeds vaste stof over: gehydrateerd gips (hard spul).
      
      (CaSO₄)₂.H₂O(s) +  3H₂O(l) 2CaSO₄.2H₂O(s)
      
      De grondstof voor cement is een mengsel van calciumcarbonaat + aluminium- en siliciumoxides. Je moet het mengsel heel sterk verhitten; dan gaat het carbonaat over in CaO.
      Bij temperaturen boven 1500ºC verlopen reacties tussen al die oxides van calcium, aluminium en silicium en worden zouten gevormd zoals silicaten en aluminaten van calcium, vaak ook nog in aanwezigheid van ijzer. Het eindmengsel wordt flink vermalen en dat wordt in de handel gebracht onder de naam Portland Cement.
      Dit cement is bijzonder hygroscopisch. Met water vormt het een mengsel dat binnen enkele uren extreem hard wordt.
      
      Water komen we op onze planeet wel het meest tegen. De volgende stof in overvloed, na water, is zand, waarvan de hoofdcomponent SiO₂ is.
      De andere componenten zijn bijvoorbeeld verbindingen van ijzer (geeft de bruine kleur aan zand) en verbindingen met Aluminium. Naast siliciumoxide bevinden zich vele silicaten in de grond.
      
      Klei bevat ook aluminiumsilicaten, d.w.z. silicaatverbindingen waarin een deel van de silicium-atomen vervangen zijn door aluminium-atomen.
      Klei heeft een soort opgevouwen structuur, veroorzaakt door macromoleculen. Die hebben een tweedimensionale structuur en - in aanwezigheid van water - kunnen die gemakkelijk over elkaar bewegen. Daarom voelt klei glibberig.
      Maar als je klei zeer sterk gaat verhitten (bakken) verdwijnen de watermoleculen, de opgevouwen lagen komen heel dicht bij elkaar en vormen dan driedimensionale verbindingen, dwarsverbindingen. Een zeer harde structuur is het gevolg: baksteen en keramiek in verschillende kwaliteiten. Klei Klei bevat ook aluminiumsilicaten, d.w.z. silicaatverbindingen waarin een deel van de silicium-atomen vervangen zijn door aluminium-atomen.
      Klei heeft een soort opgevouwen structuur, veroorzaakt door macromoleculen. Die hebben een tweedimensionale structuur en - in aanwezigheid van water - kunnen die gemakkelijk over elkaar bewegen. Daarom voelt klei glibberig.
      Maar als je klei zeer sterk gaat verhitten (bakken) verdwijnen de watermoleculen, de opgevouwen lagen komen heel dicht bij elkaar en vormen dan driedimensionale verbindingen, dwarsverbindingen. Een zeer harde structuur is het gevolg: baksteen en keramiek in verschillende kwaliteiten. Gips Gips heeft de formule (CaSO₄).2H₂O en kan veel kristalwater (langzaam) opnemen. Meng je watervrij gips dus met water dan zal het eerst nog een mengsel zijn van (l) + (s), maar na het opnemen van het water(l) in de vaste stof hou je nog steeds vaste stof over: gehydrateerd gips (hard spul).
      
      (CaSO₄)₂.H₂O(s) +  3H₂O(l) 2CaSO₄.2H₂O(s) Cement De grondstof voor cement is een mengsel van calciumcarbonaat + aluminium- en siliciumoxides. Je moet het mengsel heel sterk verhitten; dan gaat het carbonaat over in CaO.
      Bij temperaturen boven 1500ºC verlopen reacties tussen al die oxides van calcium, aluminium en silicium en worden zouten gevormd zoals silicaten en aluminaten van calcium, vaak ook nog in aanwezigheid van ijzer. Het eindmengsel wordt flink vermalen en dat wordt in de handel gebracht onder de naam Portland Cement.
      Dit cement is bijzonder hygroscopisch. Met water vormt het een mengsel dat binnen enkele uren extreem hard wordt. Scheidingsmethoden, soorten extraheren, chromatografie, destilleren, indampen, centrifugeren, decanteren
      De methode om een mengsel van stoffen te scheiden in componenten hangt af van het karakter van dat mengsel en van de componenten.
      Zo heeft het bijvoorbeel geen zin om een homogeen mengsel te filtreren.
      Om de beste methode te kiezen moet je de eigenschappen van de stoffen goed kennen. Extractie bij (s)+(s) Bij extractie van een vast mengsel voegt men een oplosmiddel toe waarin één van de componenten oplost en de andere niet.
      Vervolgens kun je de oplossing scheiden van de overblijvende niet opgeloste stof(fen) en filtreren.
      Tenslotte kun je - indien gewenst - het oplosmiddel weer verdampen; dan houd je die ene oplosbare stof in vaste vorm over.
      
      Zo kan heet water bepaalde stoffen extraheren uit theeblaadjes. Je scheidt dan componenten van elkaar en de oplosbare drink je op. De overblijvende stoffen (die achterbleven in de theeblaadjes) gooi je weg.
      
      Een mengsel van jodium en kaliumpermanganaat kun je scheiden door alcohol toe te voegen. Het jodium lost op, maar het zout niet.
      En bedenk wat er bij koffie zetten gebeurt.
      
      Enkele bijzonder extracties zijn:
      • verhitting van hetzelfde mengsel (jodium + permanganaat (= (s) + (s)) zal het jodium verdampen. Maar direct bij enige afkoeling sublimeert het aan de wanden van een glazen trechter en heb je de joodkristallen meteen terug, gescheiden van het zoutkristal.
      • uit een mengsel van ijzer en zwavelpoeder kun je het ijzer "extraheren" met een magneet.
      
      
      Absorptie bij (l)+(l) of (l)+(s) of (g)+(g) Chromatografie, principe Papierchromatografie Chromatografie (zie ook wikipedia) wordt heel vaak toegepast in de chemische laboratoria:
      Een mengsel (dus met verschillende deeltjes) passeert een vaste laag (papier, gel van aluminiumoxide, of andere poreuze stoffen)
      De verschillende deeltjes van het opgeloste mengsel worden meer of minder sterk geabsorbeerd door die vaste laag (afhankelijk van, bijvoorbeeld, polaire eigenschappen).
      
      
      Plaats op een stukje filtreerpapier een klein stipje zwarte inkt (dat is zeker een mengsel van diverse kleurstoffen).
      Kies een 'loopvloeistof' waar je het papier met de onderkant in hangt. Door de capillaire werking trekt die vloeistof naar boven, passeert het inktvlekje. Op dat moment neemt die vloeistof de componenten met verschillende snelheden mee naar boven.
      Zo zal de slechtst oplosbare component vrijwel op zijn plaats blijven, niet naar boven mee trekken. Maar een component die redelijk oplost in die loopvloeistof, die zal meetrekken naar boven. Zo haal je de componenten uit elkaar en zie je aan het eind enkele vlekjes met diverse kleuren. Elektroforese
      Het speciale filterpapier wordt natgemaakt met een waterige oplossing die aangezuurd, basisch of neutraal kan zijn.
      In het midden breng je een vlekje aan van bijvoorbeeld een proteïnemengsel.
      De eiwitten bewegen zich o.i.v. een elektrisch veld, en overeenkomstig hun lading, in een bepaalde richting:
      1. proteïnen in basisch milieu (OH^- aanwezig) hebben meestal een negatieve lading
      2. proteïnen in zuur milieu (H⁺ aanwezig) hebben meestal een positieve lading
      3. de proteïnen in hun iso-elektrisch punt (daarover later) zijn neutraal
      Het resultaat dat je in de afbeelding kunt zien geeft aan dat er waarschijnlijk een aangezuurde vloeistof is gebruikt om het filtreerpapier te bevochtigen. Chromatografie, drie soorten
      1. Papierchromatografie
      2. Kolomchromatografie
      3. Gaschromatografie
      Kolomchromatografie Chromatografie, kolom
      Een speciaal type van chromatografie is de kolomchromatografie. De kolom (een glazen buis) is vol met een speciale vaste stof (zand, aluminiumoxide, bepaalde gel, e.a.). Bovenop wordt een mengsel van componenten aangebracht; dat laat je in de kolom trekken en meteen open je een kraantje dat druppelsgewijs een "loopvloeistof" laat doorsijpelen. Tijdens dat doorsijpelen wordt het mengsel meegenomen naar beneden, maar wel elke component van het mengsel met zijn eigen snelheid.
      Die snelheid hangt namelijk af van factoren als: hoe groot zijn de deeltjes van die component? Hoe oplosbaar is de component in de loopvloeistof? hoe goed wordt de component geabsorbeerd aan de vaste stof? enzovoort.
      
      Om de zoveel seconden wordt er een nieuwe reageerbuis onder de kolom gezet om de vloeistof op te vangen. Aan het eind van dit proces bevat elke reageerbuis een klein beetje loopvloeistof + in sommige buizen een beetje component. Er zijn prima detectiemethoden om te kijken waar dat zit. Gaschromatografie Chromatografie, gas
      Ook gaschromatografie is een methode die absorptie toepast.
      Stoffen worden geabsorbeerd door een 'drager'.
      Een lange, dunne, spiraalvormig gebogen buis bevat een poreuze vaste stof, de drager. Continu passeert een (inert) gas door die buis, dus langs die drager. Het gas (zou bijvoorbeeld He kunnen zijn) is afkomstig van een cilinder waar de gasdruk heel precies wordt bijgehouden. Helium wordt er wel voor gebruikt, maar ook andere inerte (niet reagerende) gassen.
      Aan het begin van de buis bevindt zich een injectiekamertje waar je een gas(mengsel) kan inspuiten. Dat onbekende gasmengsel wil je gaan onderzoeken. De ingespoten, kleine hoeveelheid daarvan wordt meteen meegenomen door het draaggas door de buis heen. De ene component zal sneller door de buis kunnen dan de ander, afhankelijk van de absorptie door de drager. Dus zal het ene gas eerder de buis verlaten dan het andere.
      Aan het uiteinde kan bijvoorbeeld een microvlam staan die met een kleurverandering reageert op het naar buiten komen van een component. Een detector analiseert dan de kleur en de intensiteit van dat gas, of van de verbrandingsproducten, en zet dat om in een signaal dat geprint kan worden.
      Zo kun je niet alleen bepalen welke componenten in het mengsel zaten, maar ook in welk percentage.
      
      Eén van de scheidingsmechanismen van deeltjes, in kolommen, is gebaseerd op het verschil in grootte van de deeltjes.
      De vraag is nu welke deeltjes de kolom het eerst zullen verlaten: de grootste of de kleinste.
      Misschien verwacht je dat niet, maar de grootste zullen het snelst door de kolom lopen. De reden zit in het feit dat de kleinere deeltjes langer worden opgehouden; die kunnen zich namelijk ook in de kleinere poriën begeven, en zo langer onderweg zijn. Destillatie van (l) + (l)
      
      Dit is een scheidingsmethode gebaseerd op verschil in kookpunten van vloeistoffen.
      Als je een mengsel van vloeistoffen verwarmt zal de vloeistof met het laagste kookpunt het eerst gaan koken en ontsnappen (verdampen) uit het mengsel. De damp zal in de condensatorbuis terecht komen, waar gekoeld wordt en waar dus deze component condenseert en wordt opgevangen.
      De overige componenten, met hogere kookpunten, blijven voorlopig achter en zullen pas ontsnappen bij nog hogere temperaturen. Goede temperatuurscontrole is dus zeer nodig tijdens het proces.
      
      voorbeeld: je kunt wijn destilleren waarbij alcohol met het laagste kookpunt (78ºC) het eerst zal ontsnappen.
      een mooie afbeelding vind je op wikipedia. Filtratie van (s) + (l) Filtratie is alleen mogelijk met heterogene mengsels met vaste deeltjes die te groot zijn voor een filter. Ze kunnen er niet doorheen, maar de (kleinere) vloeistofdeeltjes wel.
      
      Filters heb je in alle soorten en maten, van zeer fijn tot grof.
      Neerslagvorming bij (s) + (l) Decanteren Je hebt duidelijk een vaste stof in een vloeistof, een heterogeen mengsel dus, en het neerslag(s) heeft redelijk zware kristallen. Je kunt dan beginnen met 'decanteren' = de vloeistof afgieten terwijl de vaste stof achterblijft. Verdamping van (l) + (s) Indampen Normaal gaat het hier om homogene mengsels. Anders zou je wel filtreren of decanteren.
      Je verwarmt zo'n mengsel voorzichtig, de vloeistof verdampt en de vaste stof blijft over. Natuurlijk alleen als de vloeistof en de vaste stof er tegen kunnen verhit te worden en niet voortijdig ontleden.
      Je spreekt hier ook wel van 'indampen'.
      
      Het gaat om een homogeen mengsel van (l) + (s)
      De afbeelding toont een methode om een vloeistof voorzichtig te verdampen, d.w.z. op kokend water, in een waterbad. Zo'n waterbad kan natuurlijk alleen dienst doen als temperatuur van 100ºC genoeg is om de bedoelde vloeistof te verdampen. De opgeloste (vaste) stof blijft achter in het verdampingsschaaltje. Centrifugatie van (s) + (l) Centrifugeren Centrifugeren kan alleen als het mengsel heterogeen is. Vaak is het een gemakkelijke en snellere methode dan filtreren. De deeltjes met de grootste massa, dus de vaste stof, slaan neer op de bodem van de centrifugebuis onder invloed van de middelpuntvliedende kracht (of liever: de opgewekte centrifugale kracht).
      Kijk even op de volgende site.
      
      Je past deze methode bijvoorbeeld toe als je een suspensie hebt: een troebel mengsel van (s) + (l) dat met een filter niet gescheiden wordt. (s) kan in dit geval bijvoorbeeld opgebouwd zijn uit zeer kleine kristalletjes of ook uit macromoleculen.
      Er zijn wel methoden voor centrifugeren van (g) + (g). Gascentrifuges worden wel toegepast om bijv. zwaar waterstof te scheiden van gewoon waterstof (verrijking). Materie en Energie Energie en Materie Elke stof bevat energie; dat kan veel zijn of weinig, maar altijd zit er chemische energie in de materie op een latente ofwel potentiële manier. Deze interne energie manifesteert zich onder bepaalde omstandigheden, namelijk als de stof meedoet aan een reactie, dus als de stof verandert.
      
      Je begrijpt wel dat explosieven stoffen zijn met heel veel energie.
      
      Er is nog een natuurkundige kant aan energie en materie:
      Materie zelf kan verloren gaan (alles bij elkaar worden de stoffen dan iets lichter). Dit is vooral van belang bij kernreacties. Er kan dan extreem veel energie vrijkomen (kerncentrales, maar ook atoombommen). Energie in voedsel Voedingsstoffen De mens moet eten. Dieren natuurlijk ook, maar voor het gemak beperken we ons maar even tot onszelf. Het menselijk lichaam kan niet zonder eten, haalt energie uit voeding. Eiwitten zijn meer voor de groei en het onderhoud van weefsel, maar suikers en vetten nemen we vooral voor de voor energie.
      
      In ons lichaam worden die energierijke stoffen omgezet in produkten, waaronder vooral koolzuurgas en water. Met de vrijkomende energie kunnen we endotherme processen laten verlopen. Die verbranding is een exotherm proces. Energie en faseverandering Faseverandering en energie Als je energie toevoert aan een stof zal die stof - normaal gesproken - warmer worden. De deeltjes verkrijgen meer beweging!
      Alleen als die energietoevoer gepaard gaat met verandering van fase is er (tijdelijk) iets anders aan de hand: bij deze overgang wordt de energie gebruikt om de deeltjes verder van elkaar te verwijderen of om het rooster stuk te maken. De temperatuur blijft gelijk zolang twee fasen allebei nog bestaan.
      
      
      
      Even een opmerking tussendoor:
      De opwarming van de aarde betekent dat de enorme ijsvoorraden gaan smelten. Tijdens het smelten blijft de temperatuur min of meer constant. Maar zodra het meeste ijs gesmolten is, gaat de temperatuur versneld omhoog. Als we dat gaan meemaken.... waar moeten we dan schuilen? Fossiele brandstoffen steenkool, aardolie en aardgas
      De elementen die bij verbranding erg belangrijk zijn, zijn waterstof en koolstof, met als eindprodukten: water en koolzuurgas (CO₂).
      Water wordt gevormd bij de verbranding van Waterstof en koolzuurgas bij de verbranding van koolstof.
      Steenkool bevat erg veel koolstof en aardgas relatief meer waterstof. Dus als er gekozen moet worden tussen die twee, dan is aardgas veel beter dan steenkool.
      Als koolwaterstoffen verbrand worden, reageren dus die twee elementen H en C met zuurstof. Let op: Waterstof is de fanatiekste reageerder, dus verbruikt als eerste het zuurstof. Als er genoeg zuurstof over is, komt daarna het koolstof aan de beurt. Bij tekort aan zuurstof vormt zich koolmonoxide (CO) of zie je zwarte walmen van roet (onverbrande koolstof) ontstaan.
      De vorming van CO₂ vindt al vele jaren in gigantische hoeveelheden plaats over de hele wereld en wordt gezien als de oorzaak van de opwarming van de aarde en dus ook van de stijging van de zeespiegel. Op termijn kan dit een zeer gevaarlijke situatie opleveren, waar snel iets aan gedaan moet worden. Anders zullen veel Nederlanders in de toekomst asiel in andere landen moeten gaan zoeken. Verbranding, onvolledig
      Als koolwaterstoffen, zoals methaan/aardgas, verbrand worden, reageren de twee elementen H en C met zuurstof. Let op: Waterstof is de fanatiekste reageerder, dus verbruikt als eerste het zuurstof. Als er genoeg zuurstof over is, komt daarna het koolstof aan de beurt. Bij tekort aan zuurstof vormt zich koolmonoxide (CO) of zie je zwarte walmen van roet (onverbrande koolstof) ontstaan. Waterstof energiebron Waterstof kun je maken in een elektrolyseproces. Dat kost helaas nogal veel energie, dus wat heb je er dan aan, zou je zeggen. Als je eerst elektrische energie moet opwekken met aardgas om vervolgens met die energie waterstof te maken, dat schiet niet op. Er moet nog heel veel onderzoek gedaan worden naar de beste manier om waterstof in grote hoeveelheden te maken.
      Er zijn wel ideeën. We zouden misschien iets kunnen leren van de planten: fotosynthese. Bij dat proces wordt onder invloed van zonlicht water gesplitst in waterstof en zuurstof. En dat zou toch wel zo'n mooi mengsel zijn om vervolgens weer energie op te wekken, zonder dat er koolzuurgas bij gevormd wordt.
      Het gerucht gaat dat enkele universiteiten al ver zijn in het ontwikkelen van kunstmatig bladgroen. Dat zou dan aangebracht worden in bladgroenpanelen, die - net als gewone zonnepanelen - licht vangen en omzetten in ..... Ja, dat zou direct stroom kunnen zijn, maar waarschijnlijker is dat er waterstof bij gevormd wordt. Brandstoffen, alternatief
      methanol, ethanol, biogas, waterstof
      
      Ethanol (alcohol) kan in grote hoeveelheden geproduceerd worden, bijvoorbeeld uit suikerriet dat men laat gisten.
      
      Biogas is een mengsel van gassen (met relatief veel methaan) dat gevormd wordt bij de bacteriële gisting van rioolprodukten. (stront dus bijvoorbeeld)
      
      Waterstof kun je maken in een elektrolyseproces. Dat kost helaas nogal veel energie, dus wat heb je er dan aan, zou je zeggen. Als je eerst elektrische energie moet opwekken met aardgas om vervolgens met die energie waterstof te maken, dat schiet niet op. Er moet nog heel veel onderzoek gedaan worden naar de beste manier om waterstof in grote hoeveelheden te maken.
      Er zijn wel ideeën. We zouden misschien iets kunnen leren van de planten: fotosynthese. Bij dat proces wordt onder invloed van zonlicht water gesplitst in waterstof en zuurstof. En dat zou toch wel zo'n mooi mengsel zijn om vervolgens weer energie op te wekken, zonder dat er koolzuurgas bij gevormd wordt.
      Het gerucht gaat dat enkele universiteiten al ver zijn in het ontwikkelen van kunstmatig bladgroen. Dat zou dan aangebracht worden in bladgroenpanelen, die - net als gewone zonnepanelen - licht vangen en omzetten in ..... Ja, dat zou direct stroom kunnen zijn, maar waarschijnlijker is dat er waterstof bij gevormd wordt.
      Verder kunnen we natuurlijk de windmolens, juist op momenten dat die veel stroom leveren op tijden dat er weinig gebruikt wordt ('s nachts bijvoorbeeld) die stroom allemaal gebruiken voor elektrolyse van zeewater. Dit levert grote hoeveelheden waterstof op.
      
      energie, alternatieven
      Er zijn alternatieve, niet scheikundige, bronnen voor energie: kernenergie, waterkrachtenergie, windenergie, zonne-energie. Hoogstwaarschijnlijk worden de komende jaren nog nieuwe energiebronnen ontwikkeld. Batterij Accu Batterijen en accu's hebben als functie om elektrische energie te leveren. Dus moet er energie in zitten en die energie noemen we "chemische energie".
      De stoffen in batterijen en accu's moeten dus energierijke stoffen zijn, anders heb je er niets aan.
      
      Benzine is een energierijke stof, maar die zul je in batterijtjes niet tegenkomen. Er worden andere stoffen voor gebruikt die netjes op hun plaats blijven en niet zo gevaarlijk zijn.
      Bij accu's en batterijen wordt tijdens reacties chemische energie omgezet in elektrische energie.
      
      Een "lege" batterij is niet letterlijk leeg. In een lege batterij zijn de energierijke stoffen "op"; ze zijn omgezet in energie-arme stoffen.
      Opladen van de (oplaadbare) batterij is een proces waarin de energierijke stoffen weer worden teruggevormd. De oplader levert de benodigde stroom. In niet-oplaadbare batterijen is de redoxreactie niet reversibel; d.w.z. de producten die bij de redoxreactie werden gevormd kunnen niet meer terugreageren naar de stoffen in de oorspronkelijke batterij. Elementen, Grieks De Griekse filosofen dachten dat de materie is samengesteld uit vier elementen: aarde, water, lucht en vuur.
      Alles wat vast is, stevig, bevat veel 'aarde'.
      Alles wat vloeibaar is, bevat veel water.
      Alles wat ijl is, moet wel veel lucht bevatten.
      En ja, wat je ook ziet is vuur, dat uit de stoffen komt. Brandbare stoffen moeten wel veel vuur bevatten.
      Grappig toch? al denkt de moderne wetenschap daar heel anders over. Aarde, samenstelling aardkorst De grond waarop wij leven is hoofdzakelijk samengesteld uit de volgende twee componenten:
      1. Organisch materiaal (humus met allerhande voedingsstoffen)
      2. Anorganisch materiaal; de verschillende steensoorten (bijvoorbeeld zand; ze bevatten mineralen)
      De pH-waarde (zuurtegraad) kan variëren: steen van het type 'graniet' heeft een wat lagere pH (is ietsje zuur), terwijl de calciumcarbonaatlagen meer basisch zijn, dus met wat verhoogde pH-waarde.
      
      De bovenste aardlaag, waar we ook de rivieren, zeeën en oceanen, bergen en levende wezens aantreffen, heeft de volgende samenstelling:
      
      

      ELEMENTEN	PERCENTAGES
      Zuurstof	47
      Silicium	28
      Aluminium	8
      IJzer	5
      Calcium	3,5
      Natrium	3
      Kalium	2,5
      Magnesium	2
      Overige elementen	1

      
      
      De zeer overheersende aanwezigheid van Zuurstof en Silicium in de grond is te danken aan de zandsoorten die grotendeels zijn opgebouwd uit SiO₂ en de daarvan afgeleide verbindingen. Kunstmest Mest De grond waarop wij wonen dient voor vanalles: we lopen erop, we bouwen er onze huizen op, maar vooral: heel veel eten wordt op die grond, in de land- en tuinbouw, gemaakt.
      
      Normaal kunnen planten de groeistoffen en mineralen die ze nodig hebben uit de grond halen, maar de landbouw van de boeren gebruikt zoveel stoffen dat de grond al gauw uitgeput raakt, niet genoeg meer te bieden heeft aan de planten om goed te groeien.
      We bemesten de grond dan met extra stoffen. Dat doen we met natuurlijke mest, maar heel vaak met kunstmest (bijvoorbeeld: kaliumfosfaat, ammoniumnitraat, ureum, mineralen met kalium-, magnesium-, natrium- , koper en ijzer-ionen).
      
      Nitraat is belangrijk en bevat het element stikstof. 80 % van de lucht is stikstof, dus je zou zeggen: er is een overvloed aan stikstof. Een probleem is dat het stikstof in de lucht (N₂) niet gemakkelijk reageert (omdat luchtstikstof heel erg stabiel is) en niet gemakkelijk in dat nitraat terecht komt.
      Er zijn enkele planten die in staat zijn om direct uit de stikstof in de lucht nitraten te maken.
      
      Het meeste stikstof halen planten uit (kunst)mest, zoals ureum en nitraten.
      
      In de natuur hebben we een zogenaamde stikstofcyclus:
      
      
      
      Kunstmest is er niet alleen voor nitraten natuurlijk.
      De keuze van kunstmest hangt o.a. af van de gewenste pH in de grond.
      
      
      Stikstof in de lucht reageert moeizaam met welk ander element of met welke verbinding dan ook. Daarom wordt stikstof ook wel een 'inerte' stof genoemd.
      Het is dan ook heel bijzonder dat er planten bestaan die in staat zijn het N₂-molekuul open te breken om vervolgens nitraat te vormen.
      Dier en mens zijn niet in staat tot deze actie. Stikstofcyclus In de natuur hebben we een zogenaamde stikstofcyclus:
      
      Water Het grootste deel van het water op aarde is zout water, dus zeewater. De oceanen en zeeën bezetten het grootste deel van onze planeet.
      Het watermolecuul, H₂O, is een klein, licht en behoorlijk polair molecuul en het is een belangrijke dipool. Dat het een dipoolmolecuul is hangt samen met het feit dat de twee H-atomen een hoek vormen met het O-atoom, terwijl de beide OH-bindingen polair zijn (groot verschil in E).
      Dit dipoolkarakter is verantwoordelijk voor de belangrijke karakteristieke eigenschappen van water, zoald het kookpunt en smeltpunt.
      
      Zeewater bevat ongeveer 35 milligram vaste stof per liter:
      

      ELEMENT	HOEVEELHEID mg/l
      Chloor	19,2
      Natriumionen	10,7
      Magnesiumionen	1,3
      Sulfiet-, Kalium-, Calcium- en Bromide-ionen	±1,8
      Andere elementen	±1,4
      TOTAAL:	±35 mg/liter

      
      
      Zeewater Zeewater bevat ongeveer 35 milligram vaste stof per liter:
      

      ELEMENT	HOEVEELHEID mg/l
      Chloor	19,2
      Natriumionen	10,7
      Magnesiumionen	1,3
      Sulfiet-, Kalium-, Calcium- en Bromide-ionen	±1,8
      Andere elementen	±1,4
      TOTAAL:	±35 mg/liter

      Watercyclus
      Lucht, samenstelling De 'troposfeer' is die laag van de atmosfeer die het dichts bij de aarde is met een dikte van ongeveer 15 km (hoogte).
      De normale samenstelling van schone en droge lucht (dus zonder rekening te houden met de vochtigheid en ook niet met vervuiling), in procenten:
      

      STOF	PERCENTAGE
      Stikstof	78
      Zuurstof	21
      Argon	1
      Koolstofdioxide	0,035 (aan het groeien naar 0,04
      overige edelgassen	0,003

      
      De lucht kan ook een zeker percentage water (luchtvochtigheid) bevatten. De luchtvochtigheid kan variëren van helemaal droog (0%) tot klam en broeierig (100% verzadigd).
      
      Ozon en koolzuurgas horen in de atmosfeer thuis. Koolzuurgas is niet giftig, maar mag toch niet teveel toenemen (wat de laatste honderd jaar wel gebeurd is). Dat is riskant.
      Ozon zit heel hoog in de atmosfeer (gelukkig, want ozon is giftig voor de mens). Het ozon heeft daarboven wel een belangrijke functie: het tegenhouden van ultraviolet zonlicht. Ultraviolet licht kan levende cellen beschadigen.
      
      Stoffen die van nature niet in de lucht thuishoren zijn meestal luchtvervuilers, zoals (fijn)stof, koolmonoxide, zwaveldioxide, de diverse stikstofoxides, vaak afkomstif van verbranding.
      
      Koolzuurgas CO₂ Broeikasgas De laatste honderd jaar is de hoeveelheid CO₂ in de lucht toegenomen van minder dan 0,03% tot meer dan 0,04%, wat nooit zo hoog was sinds er mensen leven op aarde.
      Als de mens zo doorgaat CO₂ te produceren, zal al gauw de CO₂ hoeveelheid verdubbelen. Dat betekent dat veel meer zonnewarmte door de aarde geabsorbeerd wordt (dus niet meer teruggekaatst naar de ruimte). De aarde warmt op, de zeeën worden voller, zetten uit, laagland stroomt over, het klimaat verandert.
      
      
      Is de lucht die wij inademen duurzaam, blijvend bruikbaar?
      Het industriële tijdperk gaf heel veel troep in de lucht. Wat ademenen mens en dier (en plant) eigenlijk in, behalve zuurstof? Er was zwaveldioxide, stikstofoxiden, fijnstof, alle vormen van stank.
      Er werden wetten gemaakt om deze luchtvervuiling aan banden te leggen, het werd er beter op, maar één ding werd nog vergeten: de uitstoot van koolzuurgas werd niet bestreden omdat men die stof niet als giftig zag. CO₂ is ook niet echt giftig, en is maar een heel klein deel van de lucht. En toch blijkt het gevaarlijk om er teveel van te hebben. Omdat het warmte lang vasthoudt, is het een 'broeikasgas', dat de aarde opwarmt.
      Zo blijkt lucht niet per se duurzaam te zijn. De samenstelling kan veranderen en dodelijk worden voor het leven op aarde. Vuur Al in de oudheid ontwikkelden de Grieken (Aristoteles de wijsgeer) een theorie dat alle materie opgebouwd zou zijn uit (vier) elementen: dat zijn: aarde, water, lucht en vuur.
      Let wel: toen hadden ze een heel ander begrip van "element" dan onze moderne wetenschap. Maar toch zagen ook zij toen de materie als samengesteld uit die vier elementen. Goed brandbare stof, zoals hout, bevat veel van het element vuur; kijk maar wat er uit komt als je het verbrandt!
      Het was de wetenschappelijke manier van denken in de oudheid.
      
      Nu weten we dat vuur warmte-energie is die ontstaat tijdens een exotherm chemisch proces, dat op één kleine plek geconcentreerd plaats vindt. Vuur is een soort hoge concentratie aan hitte.
      Op zich kun je vuur (dus die energie) niet eens zien met je ogen, maar meestal zitten er in dat vuur kleine deeltjes die door de hitte gaan gloeien, vaak met een wat gelige kleur,soms ook blauwig.
      
      Andere stoffen die bij deze energie betrokken zijn (in het vuur worden gehouden) kunnen - als ze niet zelf ook gaan branden - 'aangeslagen' worden: elektronen van die stof verkrijgen tijdelijk extra energie en geven die energie direct daarop weer af, soms in de vorm van zichtbare lichtstraling, zoals blauw, groen, violet, geel, e.d., afhankelijk van het karakter van de aanwezige atomen. (zie module 01) Flogiston In de negentiende eeuw ontstond in Europa een speciale theorie over vuur. Men voerde een nieuw begrip in: "flogiston".
      Flogiston zou een zeer vluchtige stof zijn die ontsnapt uit een brandende stof. (Doet toch een beetje denken aan de Grieken!)
      
      
      Hieronder staat de chemische reactie die werkelijk plaats vindt. Het blijkt dat er niet iets uitkomt bij verbranding, maar dat er juist iets bijkomt.
      Hierover later veel meer.
      
      
      
      Later werd deze theorie verworpen, want via redeneren en praktisch onderzoek kon het bestaan van de flogiston niet bewezen worden. Energie op aarde Alle levende wezens gebruiken energie, de mens het allermeest. De meeste energie komt van de zon, ook als we fossiele brandstoffen gebruiken, die oorspronkelijk door de zonne-energie zijn gemaakt. Alle stoffen die van planten afkomstig zijn (suiker bijv.) is met lichtenergie (chlorofyl, bladgroen) gemaakt.
      Kernenergie komt uit radiactieve reacties. Energie uit wind en uit waterbeweging komt niet direct van de zon, maar misschien wel indirect.
      Veel energie komt uit stoffen, uit energierijke stoffen. Dat zijn niet alleen de boven al genoemde fossiele brandstoffen, maar je hebt ook andere actieve stoffen, zoals waterstof, lithium, buskruit. Duurzame energie Energie, duurzaam De moderne wetenschap is inmiddels ver genoeg om te durven beweren dat alle energie die de mens nodig heeft om zich te verwarmen, zich voort te bewegen, enzovoort met gemak uit de zon gehaald kan worden. Fossiele brandstoffen zijn in feite niet echt nodig.
      Omdat we inmiddels ongelooflijk veel steenkool, aardolie en aardgas verbrand hebben en nog steeds daarmee doorgaan, loopt de aarde een groot risico:
      Niet dat die fossiele brandstoffen opgaan! Dat was wel een hele tijd een grote zorg. Maar inmiddels niet meer. Erger is een stof die bij al die verbrandingen vrijkomt: koolzuurgas, kooldioxide, CO₂. Deze stof heeft de vervelende eigenschap om warmte goed vast te houden en zo de temperatuur van de aarde te verhogen.
      Als zo de temperatuur op aarde oploopt, verandert het klimaat overal, krijg te meer regen hier en meer droogte daar en problemen met de drinkwatervoorziening. Ook stijgt de zeespiegel, zodat kwetsbaar land kan onderlopen.
      
      Het zonlicht bereikt de aarde en wordt daar voor een deel opgenomen:
      1. Door groene planten, bossen, weiden, en dergelijke en omgezet, via de fotosynthese, in plantaardige producten,
      2. Door gesteenten, zand en dergelijke, die daardoor vooral warm worden,
      3. Door het water van de oceanen, zeeën en meren, waarbij het water opgewarmd wordt.
      4. Door de luchtdeeltjes die dan heviger gaan bewegen, oftewel warmer worden. Sommige luchtdeeltjes (koolzuurgas bijvoorbeeld) doen dat erger dan andere.
      
      De mogelijkheden om de opwarming van de aarde te bestrijden liggen dus bij een toename van groene planten en bij het voorkomen van deeltjes/moleculen in de lucht die teveel warmte vasthouden.
      Daarbij blijft nog buiten beschouwing dat door verbranding van aardgas, olie, hout enzovoort, van binnenuit de temperatuur van de aarde ook omhoog gaat. Op dat vlak worden pogingen gedaan om minder energie op te wekken via verbranding. Minder fossiele brandstoffen gebruiken is dus duurzaam, niet omdat die fossiele brandstoffen opgaan, maar omdat er minder warmte ontstaat.
      Zonne-energie is bij die pogingen de meest directe en duurzame manier om zonnestraling, in plaats van in warmte, direct in bruikbare energie om te zetten. reagens product reactie, chemische In een chemische reactie heb je reagentia die producten vormen; de producten zijn nieuwe stoffen met nieuwe eigenschappen.
      Vaak worden natuurkundige veranderingen, zoals verdampen, tijdelijk genoemd en scheikundige veranderingen, zoals in reacties, blijvend.
      Let wel, niet altijd is het onderscheid zo eenvoudig te maken.
      
      Bij de chemische reacties is sprake van hergroepering van deeltjes
      Er gaan geen deeltjes verloren en ook ontstaan niet spontaan nieuwe deeltjes; wat gebeurt is dat deeltjes van karakter veranderen en mogelijk van plaats en positie.
      
      Je kunt het ook anders benaderen: bij een chemische reactie zullen deeltjes zich van elkaar verwijderen en daarna elkaar weer benaderen, maar dan in andere samenstelling.
      
      
      
      Bij een chemische reactie verandert het totaal aantal deeltjes niet.
      
      Reacties tussen deeltjes vinden alleen echt plaats op het moment dat die deeltjes met elkaar in contact komen. De deeltjes moeten botsen.
      En dan nog: niet elke botsing leidt tot reactie; die botsing moet ook op de juiste manier plaats vinden, dus moet effectief zijn en met voldoende energie.
      De betrokken deeltjes kunnen atomen zijn, ionen of moleculen en kunnen heel verschillend zijn in grootte. Een macromolecuul kan reageren met een klein ion in de molverhouding 1:1. Overmaat Stoffen in een scheikundige reactie reageren altijd, of worden altijd gevormd in een vaste verhouding.
      Een reactie tussen reagentia gaat net zo lang door tot één van de stoffen op is.
      De rest blijft dan gewoon over, kan niet meer reageren. Dat reagens was in 'overmaat' aanwezig. Het zal duidelijk zijn hoe raadzaam het is om van te voren goed te berekenen hoeveel van elke stof nodig is.
      Alleen door goed berekenen kun je vermijden dat er stof zinloos overblijft, dat bovendien ook nog eens de reactie kan compliceren. Er kunnen soms niet bedoelde bijproducten gevormd worden.
      Een ander nadeel van slecht of niet rekenen (reactieberekeningen) is dat de producten aan het eind verontreinigd zullen zijn.
      
      
      Bijproducten In het laboratorium of in de chemische industrie wil men chemische producten maken.
      Een algemeen probleem daarbij is dat, behalve het (de)bedoelde hoofdproduct(en), vrijwel altijd ook bijproducten ontstaan, meestal onvermijdelijk, omdat de reactie nu eenmaal ook die stoffen oplevert.
      Mogelijk levert dat geen probleem, maar vaak is een zuivering nodig die nogal gecompliceerd kan zijn. Een lastig probleem.
      Veel reacties verlopen in aanwezigheid van stoffen die aan de echte reactie niet meedoen. Voorbeeld: bij neerslagreacties zijn er ionen die met andere ionen een ionrooster gaan vormen, maar ook zijn er ionen die gewoon onveranderd vrij zichzelf blijven.
      
      Bij de neerslagreactie: NaCl(aq) + AgNO₃(aq) AgCl(s) + NaNO₃(aq)
      gaan de reagentia Ag⁺ + Cl^- over in het product AgCl(s).
      Behalve het bedoelde eindproduct vormt zich ook een bijproduct: NaNO₃(aq). Dit is een eenvoudig voorbeeld van een bijproduct.
      
      Reactievergelijking De veranderingen bij een chemische reactie worden aangeduid met een pijl: , de reagerende stoffen ervoor, de producten erna.
      
      Reagentia Producten         (reactievergelijking)
      Je kunt soms de reactie in woorden opschrijven (zoals: calcium met water kalk en waterstof)
      Maar normaal gebruiken we de scheikundige symbolen voor elk deelnemend deeltje en is de molverhouding te zien (de reactie is kloppend) evenals de aggregatietoestand (de fase).
      
      Het totaal aantal deelnemende elementaire deeltjes (atomen en ionen, maar ook protonen, neutronen en elektronen) verandert niet tijdens een reactie.
      
      Je begint de vergelijking natuurlijk met de juiste formules, maar als die eenmaal staan, dan moet je er voor zorgen dat het aantal deeltjes per element aan beide kanten van de pijl gelijk is. Er verdwijnen namelijk geen atomen tijdens een normale scheikundige reactie, en er komen er ook niet zomaar bij.
      Met "coëfficiënten" maken we de vergelijking kloppend: bijvoorbeeld, 2 moleculen van dit reageren met 3 ionen van dat enzovoort.
      
      Die coëfficiënten geven: de MOLverhouding.
      
      Daarnaast moet je ook altijd even kijken naar de elektrische lading aan beide kanten. Ook die mag niet veranderen. Als er toch verschillen zijn, dan moet dat in orde gemaakt worden.
      
      Algemeen:
      1. Je zorgt voor de juiste formules van de deelnemende stoffen;
      2. Je maakt de vergelijking kloppend met de coëfficiënten;
      3. Je voegt de aggregatiestoestanden toe aan elke stof: (s) (l) (g) (aq); [(aq) is eigenlijk geen echte fase]
      4. Van ionen schrijf je normaal ook de ionenformules op in de vergelijking.
         Alleen als er gerekend moet worden (reactieberekeningen), dan is het handig om de empirische formules te gebruiken, ook voor stoffen die uit ionen zijn opgebouwd.
      
      Speciaal is de kernreactievergelijking. Daarin veranderen namelijk elementen, wat nooit gebeurt bij normale chemische reacties.
      Toch gelden de normale regels van aantal deeltjes en de lading aan elke kant van de pijl net zo voor de kernreacties.
      
      Voorbeelden:
      
      
      
      
      
      Reactieberekeningen Waar scheikunde wordt toegepast, bijvoorbeeld in een laboratorium of in de fabriek, bij het maken van een of ander product is het zeer belangrijk de nodige hoeveelheden te kennen:
      Hoeveel product wil je? En hoeveel reagens is daarvoor nodig? In welke verhouding moeten we de stoffen mengen?
      
      Goed rekenen voor je begint is niet alleen belangrijk om het juiste product te krijgen, maar getuigt ook van economisch inzicht. Het is dom om van iets teveel te gebruiken.
      
      Reactieberekeningen worden alleen gedaan door iemand die met het begrip MOL weet om te gaan.
      Zo is een belangrijke stap bij deze berekeningen het omrekenen van MOL naar grammen en omgekeerd. Daarnaast moet je weten wat dichtheid is van vaste en vloeibare stoffen.
      
      Ken je de volgende vergelijking nog: d = g/v?
      
      Gassen hebben ook een dichtheid, maar met een volkomen andere definitie dan de dichtheid van (s) en (l).
      Een reactieberekening begint altijd met een goed kloppende reactievergelijking die duidelijk de MOLverhouding aangeeft.
      
      Vaak is het voordelig bij reactieberekeningen te werken met empirische formules, in plaats van met ionformules.
      Berekenen gaat over praktische dingen en in de praktijk haal je geen ionen uit een fles, maar neutrale stoffen in hun geheel.
      Dus ook al doet alleen een Chloride-ion mee, toch weeg je keukenzout af (NaCl).
      
      Nogmaals: het is verstandig - voor een goed begrip van de praktijk - om aan te geven of de stoffen (s), (l) of (g) zijn (of (aq)).
      
      Ca(s) + 2H₂O (l) Ca(OH)₂(aq) + H₂(g)
      
      De reagentia reageren in de MOLverhouding 1 : 2
      
      Let op: die molverhouding geeft weer in welke verhouding de stoffen reageren; dat kan heel iets anders zijn dan de verhouding waarin je de stoffen in werkelijkheid mengt.
      Als het niet in die juiste molverhouding is, blijft er gewoon ongebruikte stof over.
      
      Regels voor het oplossen van reactieberekeningen:
      1. Maak zo mogelijk een schetsje, een soort stripverhaal van de proef.
      2. Een kloppende reactievergelijking opstellen en de aggregatietoestanden toevoegen.
      3. Onderstreep de stoffen waarover gegevens bestaan en waarover vragen gesteld worden.
      4. Noteer de MOLVERHOUDING
      5. Zet zonodig MOL om in andere eenheden
      6. Voer de factor in om naar de werkelijke hoeveelheden te gaan (zoals gegeven).
      Let er op: het is absoluut nodig dat je in elke stap alle (onderstreepte) stoffen bij elke stap meeneemt, om te verzekeren dat je weet wat je aan het doen bent. Dan blijft het concreet.
      Nog een mogelijkheid om de berekening concreet te houden is het schetsen van de gebeurtenis; maak een soort stripverhaal met bekerglazen, balansen, pipetten, met pijlen, enzovoort. dichtheid van gas gasdichtheid Gassen hebben - net als vaste en vloeibare stoffen - een dichtheid, maar met een volkomen andere definitie dan de dichtheid van (s) en (l).
      Empirische formule De chemische formule van een stof waarin de symbolen netjes in de juiste verhouding naast elkaar geplaatst worden. Het moet een neutrale stof zijn, maar de ladingen worden in de empirische formule er niet bij geschreven.
      Voorbeeld: CaCO₃, FeCl₃
      Vaak wordt de empirische formule beschouwd als de verhoudingsformule. Gasvolume Volume van gas Alvast goed om iets te weten over gassen: wat voor gas je ook neemt, met grote of kleine moleculen, één mol ervan heeft altijd hetzelfde volume, gemeten bij dezelfde temperatuur en druk. Of andersom: als je 1 liter neemt van een willekeurig gas, gemeten bij een vaste temperatuur en druk, is dat bij elk gas een gelijk aantal mol.
      Mol en volume zijn bij gassen dus evenredig. Dat gaat bij vaste en vloeibare stoffen niet op!
      Voor gassen geldt: de coëfficiënten van gassen in een reactievergelijking kunnen zowel gelezen worden als mol én als liters.
      Voor gassen: de MOLverhouding = de volumeverhouding.
      
      Het volume van 1 mol gas bij een druk van 1 atm. en een temperatuur van 0^oC is 22,4 liter
      
      Als methaan reageert met zuurstof in de verhouding 1:2 (één mol methaan reageert met 2 mol zuurstof), betekent dit tegelijk en automatisch dat, onder gelijke omstandigheden gemeten, 1 liter methaangas reageert met 2 liter zuurstofgas. Concentratie Molariteit Heel vaak komen we deze begrippen tegen bij reactieberekeningen.
      Bijvoorbeeld: 10 ml 0,1M HCl reageert met een of andere stof. Je moet dan in staat zijn deze gegevens te begrijpen en te verwerken in de berekening. Je moet die schrijfwijze goed kennen.
      
      concentratie en molariteit hebben de eenheid: mol/liter. Let op: dat gaat over het aantal homogeen opgeloste stof per liter oplosmiddel. MOLverhouding Reagentia reageren in een vaste MOLverhouding
      Die MOLverhouding lees je af aan de coëfficiënten in de reactievergelijking en geeft aan in welke verhouding de stoffen reageren; dat kan heel iets anders zijn dan de verhouding waarin je de stoffen in werkelijkheid mengt.
      Als het niet in die juiste molverhouding is, blijft er gewoon ongebruikte stof over. Reactie-energie Zoals eerder uitgelegd: bij een chemische reactie gaan deeltjes zich hergroeperen. Daarvoor zijn twee dingen nodig:
      1. eerst moeten er deeltjes los van elkaar
      2. daarna kunnen zo op een nieuwe manier weer aan elkaar gaan vastzitten
      Algemene regel hierbij is dat losmaken van deeltjes energie kost en dat samevoegen van deeltjes energie oplevert.
      
      Elke stof heeft een zekere hoeveelheid (chemische) energie. De meest aangewezen plek voor deze chemische energie zijn de bindingen tussen de atomen van die stof. Daar kunnen dan ook de veranderingen plaats vinden.
      Bindingen kunnen heel energierijk zijn, bijvoorbeeld de geactiveerde bindingen in ATP of ADP (dat zijn energiedragende moleculen in levende organismen).
      Meestal zijn de bindingen normaal en vertegenwoordigen een hoeveelheid energie die we in tabellen kunnen opzoeken.
      Als bindingen weinig energie bezitten, zullen ze meestal stabiel zijn.
      
      In een chemische reactie veranderen de reagentia (die hun eigen hoeveelheid energie in hun bindingen hebben) in producten (die ook hun eigen, maar verschillende hoeveelheid energie hebben).
      Dus:
      
      Tijdens een chemische reactie treedt verandering op van chemische energie.
      
      Er zijn drie mogelijkheden:

      I	De producten hebben méér energie dan de reagentia	In dit geval hebben de producten dus energie gewonnen, wat alleen kan als het systeem van buitenaf energie heeft verkregen (ΔH > 0).
      II	De producten hebben minder energie dan de reagentia	Hier hebben de reagentia dus energie verloren; het systeem heeft energie afgestaan naar buiten (ΔH < 0).
      III	De producten hebben evenveel energie als de reagentia	In dit geval is er sprake van een chemische evenwichtsreactie (ΔH = 0).

      Activeren van reacties Er zijn reacties die helemaal spontaan verlopen, niets nodig hebben, zoals bijvoorbeeld de natuurlijke radioactiviteit, maar in de meeste gevallen heeft een reactie een actie nodig om op gang te komen.
      Die actie kan van alles zijn: aansteken, verwarmen, licht, beweging, samenvoegen, elektriciteit, en andere. Reactie-energie Reactiewarmte Exotherm
      Als benzine reageert met zuurstof (dat zijn twee behoorlijk energierijke stoffen) vormen zich de producten water en koolzuurgas (twee stoffen met heel weinig interne energie).
      Het systeem verliest dus een boel chemische energie tijdens deze verbranding. Die verdwijnt niet zomaar, want energie gaat niet verloren. Die komt naar buiten; in dit geval in de vorm van warmte.
      Het verschil in energie van de producten en van de reagentia noemt men ook wel: de reactie-energie met een symbool: ∆H.
      Als er energie wordt vrijgegeven door een systeem, krijgt ∆H een negatieve waarde. Het systeem verliest energie. We spreken van een 'exotherme' reactie. Het energieniveau van de producten ligt lager dan dat van de reagentia. Energiediagram Exotherm Endotherm
      Als benzine reageert met zuurstof (dat zijn twee behoorlijk energierijke stoffen) vormen zich de producten water en koolzuurgas (twee stoffen met heel weinig interne energie).
      Het systeem verliest dus een boel chemische energie tijdens deze verbranding. Die verdwijnt niet zomaar, want energie gaat niet verloren. Die komt naar buiten; in dit geval in de vorm van warmte.
      
      
      ΔG^o geeft de reactie-energie aan waarvoor men vaak ook het symbool ΔH gebruikt.
      E_ais de activerings-energie.
      
      Als er energie wordt opgenomen door een systeem, krijgt ∆H een positieve waarde. Het systeem wint energie. We spreken van een 'endotherme' reactie.
      
      Als er energie wordt afgegeven door een systeem, krijgt ∆H een negatieve waarde. Het systeem verliest energie. We spreken van een 'exotherme' reactie. Zwakke stoffen Sterke stoffen En zekere zin mag je zeggen:
      Er zijn "zwakke stoffen" (met weinig reactiviteit) en "sterke stoffen" (met veel reactiviteit). Activeringsenergie Het merendeel van de scheikundige reacties heeft "hulp" nodig, een soort startmotor, om op gang te komen.
      Zelfs de reactie van benzine met zuurstof heeft een beetje 'activerings-energie' nodig: een vonkje of een lucifer of een elektrische ontsteker.
      Andere reacties hebben soms juist erg veel activerings-energie nodig, zoals de vorming van ammoniak uit de elementen stikstof en waterstof.
      Allerlei vormen van energie kunnen scheikundige reacties op gang helpen: licht, beweging, warmte, elektriciteit.
      
      
      zonder katalysator
      
      
      met katalysator
      
      Een katalysator kan veel invloed hebben op de benodigde activerings-energie. Er zijn reacties die zonder katalysator helemaal niet lukken, niet van start gaan. Katalysator
      zonder katalysator
      
      
      met katalysator
      
      Een katalysator kan veel invloed hebben op de benodigde activerings-energie. Er zijn reacties die zonder katalysator helemaal niet lukken, niet van start gaan. Explosieven Explosieve stoffen hebben niet alleen zeer veel interne, chemische energie, maar ook starten ze heel gemakkelijk en vormen ze ook nog eens veel gasvormige producten.
      De reagentia (de explosieven) waren vast of vloeibaar, dus er is tijdens de reactie - door de vorming van veel gassen - een enorme toename van volume in zeer korte tijd + het vrijkomen van heel veel energie.
      
      TNT = trinitrotolueen vormt de producten: NO₂, CO₂ en H₂O. Allemaal in gasvorm.
      De ontploffing van slechts één miezerig grammetje TNT kan al in één klap enkele liters gasvorming veroorzaken. Reactiestappen De fundamentele stappen in een scheikundige reactie zijn: verbreken van bindingen en weer nieuwe bindingen vormen.
      Om goed te begrijpen wat er bij een chemisch proces gebeurt, moet je proberen je voor te stellen wat de deeltjes doen.
      
      Bijvoorbeeld:
      Als je twee gassen, ammoniak en waterstofchloride, mengt, dan vormt zich een witte rook van de vaste stof ammoniumchloride (een zout).
      
      Diverse reactiestappen vormen de totaalreactie:
      
      NH₃(g) + HCl(g) NH₄Cl(s)
      
      Een voordeel hier is dat de reagentia al gasvormig zijn, dus, het is hier niet nodig die gasdeeltjes eerst uit elkaar te halen. (Meestal, bij vaste stoffen en vloeistoffen dus, is dat wel zo en dat alleen al kost alweer energie).
      
      Van elk HCl-molecuul moet eerst een H—Cl binding worden verbroken, een endotherm proces, kost energie.
      Direct daarop kunnen de nieuwe bindingen N—H (resultaat: NH₄⁺) gemaakt worden en dat levert dan weer energie op, is een exotherm proces.
      
      De tabel met bindingsenergieën laat zien in tabel VI:
      
      1 mol H—Cl bindingen verbreken kost 432 kJ
      
      1 mol N—H bindingen maken levert op 391 kJ
      
      Als je dus alleen met deze gegevens rekening houdt, mag je de conclusie trekken: de totaalreactie is endotherm (het kost meer dan het oplevert).
      
      Maar we zijn nog niet klaar:
      Er vormen zich ionen (1 mol ionen NH₄⁺ en 1 mol ionen Cl^-).
      En die ionen trekken elkaar aan, ze gaan bij elkaar zitten in een ionrooster, en dat samengaan levert ook flink wat energie op:
      Het vormen van 1 mol ionrooster NH₄Cl(s) levert 400 kJ op.
      Het totale proces wordt dan toch nog flink exotherm met een reactie-energie van 391 + 400 - 432 kJ = 359 kJ per mol gevormd ammoniumchloride.
      
      Diverse reactiestappen vormen de totaalreactie:
      
      NH₃(g) + HCl(g) NH₄Cl(s)
      
      Een voordeel hier is dat de reagentia al gasvormig zijn, dus, het is hier niet nodig die gasdeeltjes eerst uit elkaar te halen. (Meestal, bij vaste stoffen en vloeistoffen dus, is dat wel zo en dat alleen al kost alweer energie).
      
      Van elk HCl-molecuul moet eerst een H—Cl binding worden verbroken, een endotherm proces, kost energie.
      Direct daarop kunnen de nieuwe bindingen N—H (resultaat: NH₄⁺) gemaakt worden en dat levert dan weer energie op, is een exotherm proces.
      
      De tabel met bindingsenergieën laat zien in tabel VI:
      
      1 mol H—Cl bindingen verbreken kost 432 kJ
      
      1 mol N—H bindingen maken levert op 391 kJ
      
      Als je dus alleen met deze gegevens rekening houdt, mag je de conclusie trekken: de totaalreactie is endotherm (het kost meer dan het oplevert).
      
      Maar we zijn nog niet klaar:
      Er vormen zich ionen (1 mol ionen NH₄⁺ en 1 mol ionen Cl^-).
      En die ionen trekken elkaar aan, ze gaan bij elkaar zitten in een ionrooster, en dat samengaan levert ook flink wat energie op:
      Het vormen van 1 mol ionrooster NH₄Cl(s) levert 400 kJ op.
      Het totale proces wordt dan toch nog flink exotherm met een reactie-energie van 391 + 400 - 432 kJ = 359 kJ per mol gevormd ammoniumchloride.
      
      Als de elementen Natrium en Chloor met elkaar reageren, verloopt er een chemische reactie die keukenzout produceert.
      
      
      • De atomen van Natrium bevinden zich in een metaalrooster; die moeten los van elkaar.
      • Daarna vormen zich Natrium-ionen door elektronenverlies.
      • De diatomische moleculen van Chloor moeten eerst uit elkaar en
      • daarna pikt elk atoom een elektron om een ion te vormen.
      • Tenslotte gaan alle nieuwe ionen in een ionrooster zitten.
      De vorming van water uit zijn elementen is een sterk exotherm proces (explosie).
      Het product, aanvankelijk in gasvorm (damp) wordt vloeibaar bij afkoeling.
      
      H₂(g) + ½O₂(g) H₂O(l)      ∆H < 0
      
      Waterstofgas en zuurstofgas bestaan beide uit losse tweeatomige moleculen. Die moeten eerst splitsen in losse atomen H en O voordat de echte reactie kan plaatsvinden.
      Elk O-atoom bindt zich aan twee H-atomen om een (los) molecuul water te vormen.
      De watermoleculen blijven bij afkoeling niet los van elkaar, maar zullen samengaan en vloeibaar water vormen.
      
      In het algemeen, maar zeker in de koolstofchemie, mogen de reactiestappen onderverdeeld worden in:
      1. de start, of initiatie van de reactie
      2. de hoofdreactie, de vorming van het product
      3. slotreacties of terminatie
      Stappen 2 en 3 kunnen bijproducten opleveren. Bindingsenergie Ontledingsenergie Als atomen chemisch aan elkaar worden gekoppeld, is er altijd sprake van vrijkomende energie. Het systeem verliest dan energie. De waarde van ΔH krijgt een negatief teken.
      Dezelfde hoeveelheid energie is nodig om zo'n binding weer te verbreken, om die atomen weer van elkaar te verwijderen. Dan krijgt ΔH een positief teken.
      We hebben tabel VI met bindingsenergieën. Zo'n tabel mag je dus op twee manieren lezen:
      1. als bindingen gemaakt worden, atomen samenkomen, dan gebruik je het bedrag met een min-teken
      2. als bindingen verbroken worden, atomen gaan uit elkaar, dan gebruik je hetzelfde bedrag met een plus-teken.
      
      Let bijvoorbeeld eens op de bindingsenergie van een stikstofmolecuul, N₂. De bindingsenergie van het stikstofmolecuul is zeer hoog. De reden moet je zoeken in de energierijke drievoudige binding tussen te twee stikstof-atomen.
      
      Elke stap van een reactie komt met energieveranderingen, want elke stap verandert iets aan de deeltjes en/of de bindingen.
      
      Vuistregel:
      
      Bindingen verbreken, deeltjes uit elkaar halen, kost energie, is endotherm.
      
      Bindingen maken, deeltjes samenvoegen, levert energie op, is exotherm.
      
      
      of
      
      
      Verwijderen kost energie en samengaan levert energie op.
      
      [Wil je dus energie besparen, blijf dan vooral bij elkaar!]
      
      
      De fundamentele stappen in een scheikundige reactie zijn: verbreken van bindingen en weer nieuwe bindingen vormen.
      Om goed te begrijpen wat er bij een chemisch proces gebeurt, moet je proberen je voor te stellen wat de deeltjes doen.
      
      Bijvoorbeeld:
      Als je twee gassen, ammoniak en waterstofchloride, mengt, dan vormt zich een witte rook van de vaste stof ammoniumchloride (een zout).
      
      Diverse reactiestappen vormen de totaalreactie:
      
      NH₃(g) + HCl(g) NH₄Cl(s)
      
      Een voordeel hier is dat de reagentia al gasvormig zijn, dus, het is hier niet nodig die gasdeeltjes eerst uit elkaar te halen. (Meestal, bij vaste stoffen en vloeistoffen dus, is dat wel zo en dat alleen al kost alweer energie).
      
      Van elk HCl-molecuul moet eerst een H—Cl binding worden verbroken, een endotherm proces, kost energie.
      Direct daarop kunnen de nieuwe bindingen N—H (resultaat: NH₄⁺) gemaakt worden en dat levert dan weer energie op, is een exotherm proces.
      
      De tabel met bindingsenergieën laat zien in tabel VI:
      
      1 mol H—Cl bindingen verbreken kost 432 kJ
      
      1 mol N—H bindingen maken levert op 391 kJ
      
      Als je dus alleen met deze gegevens rekening houdt, mag je de conclusie trekken: de totaalreactie is endotherm (het kost meer dan het oplevert).
      
      Maar we zijn nog niet klaar:
      Er vormen zich ionen (1 mol ionen NH₄⁺ en 1 mol ionen Cl^-).
      En die ionen trekken elkaar aan, ze gaan bij elkaar zitten in een ionrooster, en dat samengaan levert ook flink wat energie op:
      Het vormen van 1 mol ionrooster NH₄Cl(s) levert 400 kJ op.
      Het totale proces wordt dan toch nog flink exotherm met een reactie-energie van 391 + 400 - 432 kJ = 359 kJ per mol gevormd ammoniumchloride.
      
      Als de elementen Natrium en Chloor met elkaar reageren, verloopt er een chemische reactie die keukenzout produceert.
      
      
      • De atomen van Natrium bevinden zich in een metaalrooster; die moeten los van elkaar.
      • Daarna vormen zich Natrium-ionen door elektronenverlies.
      • De diatomische moleculen van Chloor moeten eerst uit elkaar en
      • daarna pikt elk atoom een elektron om een ion te vormen.
      • Tenslotte gaan alle nieuwe ionen in een ionrooster zitten.
      De vorming van water uit zijn elementen is een sterk exotherm proces (explosie).
      Het product, aanvankelijk in gasvorm (damp) wordt vloeibaar bij afkoeling.
      
      H₂(g) + ½O₂(g) H₂O(l)      ∆H < 0
      
      Waterstofgas en zuurstofgas bestaan beide uit losse tweeatomige moleculen. Die moeten eerst splitsen in losse atomen H en O voordat de echte reactie kan plaatsvinden.
      Elk O-atoom bindt zich aan twee H-atomen om een (los) molecuul water te vormen.
      De watermoleculen blijven bij afkoeling niet los van elkaar, maar zullen samengaan en vloeibaar water vormen. Reactiesnelheid Elke scheikundige reactie verloopt met een bepaalde reactiesnelheid V die je als volgt kan definiëren:
      
      V = de hoeveelheid reagens die per seconde verdwijnt,
      of:
      de hoeveelheid product die per seconde wordt gemaakt.
      
      Waarom de ene reactie zo snel verloopt en een andere juist erg langzaam, dat heeft te maken met een aantal factoren die deze snelheid beïnvloeden. unimoleculaire reacties Er bestaan chemische reacties waarbij de deeltjes (moleculen bijvoorbeeld) - eenvoudigweg omdat ze voldoende energie bezitten - uit elkaar vallen, ontleden in een ontledingsreactie.
      In dat geval hangt de reactiesnelheid niet af van de aanwezigheid van andere deeltjes.
      Dat zijn reacties van de eerste orde (unimoleculair) wat wil zeggen: de deeltjes hoeven niet te botsen met andere deeltjes om tot reactie te komen. Ze kunnen zich spontaan delen in verschillende onderdelen.
      
      Een voorbeeld hiervan is de ontleding van Ozon.
      
      Bij een unimoleculaire reactie hoort onderstaande grafiek met de zgn. halveringstijd.
      
      
      Een ander voorbeeld van een unimoleculaire reactie is de ontleding van N₂O₄.
      Met voldoende energie zal het molecuul zich verdelen in twee delen (NO₂).
      Deze reactie bestaat uit slechts één stap. Reactiemechanisme Botsingen van deeltjes Elke reactie heeft een reactiemechanisme: De opeenvolging van verschillende reactiestappen.
      
      Bij de stappen vormen zich tussenproducten. Als er meerdere stappen zijn, hangt de totaalsnelheid af van de langzaamste stap.
      
      Er bestaan chemische reacties waarbij de deeltjes (moleculen bijvoorbeeld) - eenvoudigweg omdat ze voldoende energie bezitten - uit elkaar vallen, ontleden in een ontledingsreactie.
      In dat geval hangt de reactiesnelheid niet af van de aanwezigheid van andere deeltjes.
      Dat zijn reacties van de eerste orde (unimoleculair) wat wil zeggen: de deeltjes hoeven niet te botsen met andere deeltjes om tot reactie te komen. Ze kunnen zich spontaan delen in verschillende onderdelen.
      
      Bimoleculaire reacties
      effectieve botsing
      
      De meeste scheikundige reacties zijn bimoleculair: twee deeltjes moeten botsen en een effectieve botsing leidt dan tot een reactie.
      Dat zijn geen elementaire reacties (zoals de unimoleculaire), ze hebben een gecompliceerd reactiemechanisme met diverse stappen.
      Een bimoleculaire reactie verloopt niet automatisch succesvol bij elke botsing. De botsing moet 'effectief' zijn.
      
      een niet effectieve botsing
      
      
      Hieronder zie je in de afbeeldingen twee mogelijke (verschillende) mechanismen van de reactie tussen moleculen van stikstofdioxide. Je ziet verschillende stappen.
      In geval I botsen twee moleculen en zo start de reactie.
      In geval II splitst één molecuul en één van de producten botst met een ander molecuul.
      
      
      geval I
      
      
      geval II Reactiesnelheid, beïnvloeden De reactiesnelheid kun je beïnvloeden met verschillende factoren.
      Voor de reactiesnelheid is een formule afgeleid waarin de belangrijkste en invloedrijkste factoren zijn opgenomen.
      De snelheid hangt af van de concentratie van de reagentia [ ], van de verdeling / het oppervlak van de stof (homogeen of heterogeen), van de temperatuur (^oC of K), en van de eventuele aanwezigheid van een katalysator.
      
      V ≈ [concentratie] x verdeling x energie van de deeltjes x katalysator.
      
      Zo is deze formule tamelijk onbruikbaar. Het is een formule in woorden. We willen graag getallen en symbolen.
      Je kunt hem vereenvoudigen door sommige omstandigheden constant te houden en zo alleen de (variabele) concentraties te behouden.
      We krijgen dan een wiskundige formule:
      
      V = k.[conc.]ⁿ
      
      1. V: is de snelheid;
      2. k: vertegenwoordigt het geheel van constant gehouden overige factoren;
      3. ⁿ: is de coëfficiënt van het reagens in de reactievergelijking;
      4. Op deze wijze verschijnen de concentraties van elke homogene stof in de formule. Heterogene stoffen laat je weg.
      5. Een reactie waarbij k een hoge waarde heeft, heeft 'sterke reagentia'
      6. Een reactie waarbij k een lage waarde heeft, heeft 'zwakke reagentia'
      
      
      Let op: In de grafiek zie je hoe de concentraties van de reagentia en van de producten veranderen tijdens de reactie. Nu maar hopen dat je snapt dat de concentratie van deze stoffen niet constant kan blijven tijdens de reactie.
      
      Radikaal Belangrijk bij reactiesnelheden is de reactiviteit van deeltjes. Er zijn deeltjes met een zeer hoge reactiviteit, die men wel "radikalen" noemt. Radikalen vormen zich - algemeen gesproken - onder invloed van licht en hebben als eigenaardigheid dat ze één of meer ongepaarde valentie-elektronen bezitten.
      
      Radikalen zijn neutraal.
      Voorbeelden: Cl·       Br·      —  C — C — O· Nucleofyl Elektrofyl Aanvallende deeltjes kunnen 'radikaal' zijn, maar ook ladingen hebben. Sommige geladen deeltjes vertonen ook een grote reactiviteit, zoals (+, -, δ⁺ ou δ^-).
      We onderscheiden hierbij twee mogelijkheden:
      1. een negatief deeltje valt aan op een positief deeltje = nucleofyl mechanisme
      2. een positief deeltje valt aan op een negatief deeltje = elektrofyl mechanisme
      Een geschikt voorbeeld om uit te zoeken is de organische reactie tussen alkanolen en alkaanzuren in aanwezigheid van de katalysator zwavelzuur
      propaanzuur + ethanol ethylpropanaat + water
      (zwavelzuur = katalysator) Reactie-orde De reactie-orde definieert men als de som van de exponenten van de concentraties in de formule voor de snelheid V.
      Normaal wordt deze exponent afgeleid van de coëfficiënten in de reactievergelijking.
      
      Neem de reactie: H₂(g)+ Br₂(g) 2HBr(g)
      Dit lijkt een reactie van de tweede orde (bimoleculair), maar metingen van de snelheid tonen aan dat de orde van deze reactie = 1½.
      Hoe leggen we dit uit?
      
      De reactiestappen (met radikaal-mechanisme):
      1. Br₂ 2Br·
         dit evenwicht wordt gemakkelijke en snel bereikt
      2. Br· + H₂ HBr + H·
         dit is de langzame stap
      3. H· + Br₂ HBr + Br·
         dit is de snelste stap
      
      
      Stap 2, de traagste, is bepalend voor de totaalsnelheid:
      

      Vtotal =
      Evenwicht 1 heeft als voorwaarde:

      
      
      Als we de twee (wiskundige) vergelijkingen combineren, kunnen we berekenen:
      
      
      Dit betekent dat de reactie-orde gelijk moet zijn aan 1½ (zie exponent) Reacties, beïnvloeden Botsingen van deeltjes Als de reactiesnelheid afhankelijk is van het aantal effectieve botsingen, is de volgende vraag:
      1. Hoe kun je het aantal botsingen beïnvloeden?
      2. Hoe kun je de effectiviteit van die botsingen beïnvloeden?
      
      
      

      Factoren die het aantal botsingen beïnvloeden:

      1. Het aantal aanwezige deeltjes is evenredig met de concentratie of (bij gassen) met de druk. Hoe meer deeltjes, hoe meer kans op botsing.
         Let op: tijdens een reactie neemt het aantal reagerende deeltjes automatisch af en dus ook het aantal botsingen en dus wordt de reactiesnelheid lager met de tijd.
      2. Het karakter en de situatie van de reagerende deeltjes.
         Hoe bevinden ze zich in de reactie? Zijn ze fijn verdeeld? Hebben ze groot oppervlak? Veel of weinig energie? Groot of klein? Zijn ze goed gemengd? Enz.
      3. De temperatuur van de reagentia. Die heeft meteen invloed op de beweging: hogere temperatuur, meer beweging, dus meer kans op botsing.
      
      OBS. Van concentratie spreken we alleen als de verdeling van de deeltjes homogeen is. In geval van heterogene stoffen spreken we niet van concentratie.
      In de formules voor V wordt voor deze heterogene stoffen eenvoudigweg 1 ingevuld.
      
      
      

      Factoren die de effectiviteit van botsingen beïnvloeden

      1. De aanwezigheid van een katalysator. Die maakt dat de botsing tussen de deeltjes minder willekeurig is, minder toevallig; een katalysator begeleidt, richt, begeleidt de botsingen.
         De deeltjes botsen precies op de juiste plek, bijvoorbeeld, dank zij een katalysator, die zo grote invloed heeft. (zie ook bio-katalyse)
      2. Nog eens de temperatuur. Niet alleen wordt de snelheid groter van de deeltjes, maar ook hun energie. En dat kan een hogere effectiviteit opleveren.
      
      
      N.B. Elke chemische reactie heeft een minimumenergie nodig om te starten. Je kunt zo reacties bevriezen.
      Zo snel mogelijk (in één klap) de temperatuur verlagen tot onder het minimum; dan valt de snelheid in één keer terug naar 0 mol/sec.
      
      In het algemeen mag je zeggen dat temperatuursverhoging versnelling van de reactie meebrengt. Een vuistregel is
      
      Elke 10 graden verhoging verdubbelt ongeveer de reactiesnelheid. Blussen Er zijn nogal wat manieren om een brand te blussen:
      1. afkoelen totdat de temperatuur onder de minimum-reactietemperatuur komt.
      2. Verwijderen van reagentia
      3. De aanvoer van reagentia onmogelijk maken, afsluiten
      4. Een hulpstof toevoegen die zelf onbrandbaar is
      Bevriezen van reactie Temperatuur beïnvloed niet alleen de reactiesnelheid, maar ook hun energie van de deeltjes. Temperatuursverhoging geeft meer beweging, meer energie en een hogere effectiviteit.
      
      Elke chemische reactie heeft een minimumenergie nodig om te starten. Je kunt reacties bevriezen op de volgende wijze:
      Zo snel mogelijk (in één klap) de temperatuur verlagen tot onder het minimum; dan valt de reactiesnelheid in één keer terug naar 0 mol/sec.
      
      Blussen van vuur bedoelt ook ongeveer hetzelfde: zo snel mogelijk afkoelen tot onder de minimumtemperatuur. Energiediagram Katalyse Biokatalyse
      In het bovenstaande diagram zie je de chemische energie op de verticale as en het verloop van de reactie op de horizontale as:
      Ozon + zuurstofatomen vormen normaal zuurstof, met behulp van chlooratomen (katalysator).
      
      Zonder chloor moet er een tussenproduct worden gemaakt met zeer veel energie (O₃---O), dus waarvan de vorming erg veel energie kost.
      Het chlooratoom kan een anderssoortig tussenproduct maken dat minder energie kost.

      Concentratie veranderen; toevoegen en weghalen van stoffen

      Het volgende diagram vertoont de concentraties van de reagentia en producten van een proces dat bezig evenwicht te bereiken:
      
      
      De reactiesnelheid hangt altijd af van de concentratie van de homogene stoffen. Het heeft meteen gevolgen als je de concentratie van een reagens verandert.
      Bij het toevoegen van een van de reagentia zal meteen de snelheid hoger worden (voor enige tijd). Reactietypes Terwijl alle scheikundige reacties vele kenmerken gemeenschappelijk hebben, kunnen we toch diverse types onderscheiden.
      Er kunnen bindingen verbroken of gevormd worden, geheel of gedeeltelijk; er kunnen elektronen of ander deeltjes worden overgedragen van een stof naar een andere; er kunnen zich producten vormen van een bepaald soort; reacties kunnen al dan niet in evenwicht zijn, endo- of exotherm, enzovoort.
      Het is niet het meest boeiende deel van de scheikunde misschien, maar je moet echt een beetje in staat zijn om de scheikundige reacties in te delen.
      
      We noemen hieronder enkele typen van reacties:
      Vormingsreacties, Ontledingsreacties, ionreacties, neerslagreacties, Exotherme reacties, Endotherme reacties, Zuur-base reacties, Redoxreacties, Additie, Substitutie, Hydrolyse, Condensatie, Polymerisatie, enzovoort. Vormingsreacties Bij vormingsreacties wordt een stof gevormd uit zijn elementen. Meestal zijn vormingsreacties exotherm.
      Vormingsreacties zijn als zodanig onder te verdelen in stappen.
      Een voorbeeld:
      De vorming van water uit de elementen waterstof en zuurstof vereist de volgende eerste stappen:
      • H₂ 2H
      • O₂ 2O
      • Pas als twee losse waterstofatomen en een los zuurstofatoom vrij bestaan, kunnen ze een molecuul water vormen.
      
      
      • 2H + O H₂O
      • Over het algemeen, maar niet altijd(!) zullen de exotherme stappen overheersten bij vorming van stoffen uit de elementen.
      
      Met behulp van de tabel met bindingsenergieën, kun je het energie-effect berekenen van de vorming van water:
      
      1. H₂ + ½O₂ H₂O
      2. 1 mol H-H bindingen worden verbroken (kost hoeveel energie?); teken +
      3. 1 mol O=O bindingen wordt verbroken (kost hoeveel energie?); teken +
      4. Er vormen zich 2 mol O-H bindingen (energie komt vrij, hoeveel?); teken -
      Ontledingsreacties Dat zijn reacties waarbij een stof ontleed wordt in de elementen. Over het algemeen zijn deze reacties endotherm.
      
      De energie die nodig is voor de ontleding van een verbinding, is omgekeerd aan de energie die vrijkomt bij de vorming van de stof uit de elementen. We mogen dus dezelfde tabel gebruiken voor ontleding en vorming; vergeet alleen niet het teken te veranderen.
      tabel met bindingsenergieën Ionenreacties Neerslagreacties Dan gaat het over reacties in waterig milieu waar zich ionen bevinden die tezamen een onoplosbaar ionrooster vormen.
      
      Voeg je twee ionaire (opgeloste) stoffen samen (meestal komen er dan vier verschillende ionen bij elkaar, twee positieve en twee negatieve), dan kan het gebeuren dat er een nieuwe combinatie bij zit die onoplosbaar is. Of een combinatie van ionen al dan niet oplosbaar is, kun je vinden in tabel XI
      De andere (niet reagerende) ionen blijven gewoon vrij in de oplossing zitten, ondergaan dus geen reactie.
      Een enkele keer gebeurt het dat er twee nieuwe onoplosbare combinaties gevormd worden.
      
      Een gevormd neerslag kun je uit de oplossing halen door bijvoorbeeld 'decanteren', filtreren of centrifugeren.
      
      
      Exotherme reacties Endotherme reacties Een samenvatting:
      Exotherm is de reactie waarin de producten minder (chemische of interne) energie bezitten dan de reagentia.
      
      
      Endotherm is de reactie waarin de reagentia minder energie bezitten dan de producten.
      Zuur-base-reacties Reacties waarbij H⁺-overdracht plaats vindt van het zuur (donor) naar de base (receptor) Redoxreacties Reacties met elektronenoverdracht: één of meer elektronen gaan van de reductor (donor) naar de oxidator (receptor)
      Als de oxidator zuurstof is, dan spreekt men wel van verbranding, die direct of indirect kan verlopen. Hydrolyse Condensatie Aan deze reacties doet water mee. Dat water wordt verbruikt bij hydrolyse en komt vrij bij condensatie.
      Splitsen van een molecuul in twee delen waarbij water gebruikt wordt = Hydrolyse
      Samenvoegen van twee moleculen waarbij één nieuw molecuul wordt gevormd en waarbij water vrijkomt = Condensatie
      Hydrolyse en Condensatie zijn elkaars tegengestelde.
      
      Er is ook poly-hydrolyse en poly-condensatie, bij voorbeeld bij de productie of het afbreken van proteïnen of van zetmeel.
      polyethers of polyesters kunnen ook hydrolyse ondergaan. Additie Eliminatie Additie en eleminatie zijn elkaars tegengestelde reacties.
      Als twee moleculen zich verenigen door het openbreken van een onverzadigde binding, heb je additie.
      Bij eliminatie ontstaan twee nieuwe moleculen uit één, waarbij één van die nieuwe onverzadigd wordt.
      
      Bij poly-additie vormen zich macromoleculen; uitgangsstoffen zijn dan altijd onverzadigde moleculen. Polymerisatie Bepaalde moleculen, van één of meerdere types koppelen zich aan elkaar in grote hoeveelheden, waarbij macromoleculen of ook (co)polymeren worden gevormd. poly-additie is dus een vorm van polymerisatie. Thermodynamica Er is nog een aspect van de scheikunde dat bij reacties om de hoek komt kijken: een tamelijk natuurkundig concept dat de energie van scheikundige veranderingen op een andere manier omschrijft, een niet-moleculaire, macroscopische manier. Je kijkt er dan niet naar op deeltjesniveau.
      We behandelen deze theorie hier op een globale en beperkte manier en beperken ons tot de belangrijkste begrippen, waarbij het natuurkundige begrip 'arbeid' maar heel kort aan bod komt.
      De volgende begrippen moet je ongeveer kennen: energie (chemische, kinetische, elektrische, potentiële en stralingsenergie); activeringsenergie, endo- en exotherm, bindingsenergie.
      
      De hoofdwet van de thermodynamica is: energie gaat niet verloren en komt geen energie uit het niets tevoorschijn.
      Eigenlijk net zoiets als: de wet van behoud van massa.
      
      We kennen de eerste hoofdwet als de Wet van Hess, al heel lang geleden - lang voor de thermodynamica - geformuleerd.
      Energieverlies of -winst door stoffen tijdens een chemische reactie hangt alleen af van de energienivo's van de reagentia en de producten, niet van de weg die tijdens de reactie wordt afgelegd.
      
      Maar natuurlijk kan de ene vorm van energie wel overgaan in een andere vorm en dat geldt ook voor het natuurkundige begrip "arbeid".
      Deze "arbeid" (p x ΔV) wordt dan beschouwd als energie die zich manifesteert. Je ziet het er aan af, zeg maar.
      De energie zonder de "arbeid" krijgt het symbool: U.
      De energie met die arbeid krijgt het symbool H (ook wel enthalpy genoemd, maar dit woord laten we in deze cursus buiten beschouwing).
      Dus: U is de som van H en "arbeid".
      
      Tijdens een chemisch proces zijn er omzettingen van energie: ΔH en ΔU. U en H veranderen.
      ΔU is de reactie-energie (met negatief teken als het systeem energie verliest en positief teken als het systeem energie wint).
      
      En hier duikt nu een nieuwe vorm van energie op, die we ENTROPIE noemen en het symbool S heeft.
      S is niet een positieve vorm van energie, zoals warmte of elektriciteit, waar je wat mee kunt doen. Nee, de entropie is eigenlijk een negatief soort energie, een verloren energie, energie waar je niets aan hebt.
      S wordt gekoppeld aan de wanorde die in een systeem heerst: hoe netter geordend een systeem, des te minder entropie (in kristallen bijvoorbeeld).
      Zodra je zo'n kristal oplost in water gaat die keurige orde verloren, alle ionen van het kristal gaan rondzwemmen, de wanorde neemt toe in het systeem, ofwel: de entropie S neemt toe:

      ΔS >0

      
      Dit gaat helemaal ten koste van de nuttige vormen van energie en die S kun je niet negeren. De entropie moet op een of andere manier in het totale energieplaatje worden opgenomen.
      
      Zodoende kwam men tot het definiëren van nog een begrip: de energie die alle mogelijke vormen van energie omvat:

      de vrije energie, met het symbool G

      G bevat dus zowel H als S.
      
      Een chemisch systeem in verandering (dus meestal een reactie) ondergaat verandering in G: ΔG
      en deze verandering betekent ook verandering in H en verandering in S.
      De wiskundige formule die deze veranderingen weergeeft is als volgt:
      ΔG = ΔH - TΔS
      ΔS krijgt een negatief teken omdat het een vorm vertegenwoordigt van negatieve energie.
      Entropie heeft direct verband met de temperatuur wat je kunt zien aan de T (in Kelvin) in de formule. Je kunt je misschien voorstellen dat deeltjes bij hogere temperatuur veel heftiger gaan bewegen, en dat daarmee de wanorde toeneemt. Evenwichtsreactie Elke scheikundige reactie begint met reagentia (de reagerende stoffen) om producten te maken. Het lijkt zo eenvoudig, maar dat is het niet altijd. In de praktijk hebben de meeste producten op hun beurt weer de neiging om terug te reageren en zo de uitgangsstoffen terug te vormen. In zulke gevallen spreken we van een "heen-en-terug-reactie"
      
      Voorbeeld:
      Heenreactie:     I₂+ H₂ 2HI
      
      Terugreactie:     2HI I₂+ H₂       of:       I₂ + H₂ 2HI
      
      De gewoonte in de scheikunde is om die twee pijlen / die twee reacties, te combineren tot één reactie met een dubbele pijl:
      
      I₂+ H₂ 2HI (ΔH < 0)
      
      Nóg een gewoonte in de scheikunde is om het energie-effect erbij te zetten; naast de reactievergelijking, normaal behorende bij de heenreactie:
      ΔH>0 of ΔH<0.
      In het bovenstaande voorbeeld betekent ΔH<0 dat de heenreactie exotherm is
      
      Hetzelfde evenwicht kunnen we ook op de volgende manier schrijven:
      
      2HI I₂+ H ₂     (ΔH > 0) Reversibel Irreversibel Rendement Evenwichtsreacties, waarin producten worden gevormd en met dezelfde snelheid weer terug reageren, noem je: reversibel
      Er zijn ook irreversibele reacties, dus reacties die echt maar één kant opgaan. De ontstane producten reageren dan niet meer terug.
      Denk bijvoorbeeld aan een verbrandingsreactie: de producten water en kooldioxide reageren echt niet meer spontaan terug om weer benzine en zuurstof te worden.
      
      Je kunt je afvragen wat het nut is van zo'n evenwichtsreactie, als de gevormde producten toch weer terugreageren. Wat is het rendement van zo'n reactie?
      Wil je een redelijke opbrengst dan moet er aan een paar voorwaarden worden voldaan. Je kunt zo'n evenwicht beïnvloeden op verschillende manieren. Op die manier kun je toch een evenwicht zoveel mogelijk aan de kant van de producten houden. Zwak Sterk Spontaan Een reversibele reactie bestaat uit twee reacties. Die twee reacties worden samengesteld tot één. In de reactievergelijking gaan de twee pijlen van de twee reacties twee kanten op.
      
      Je mag in het algemeen verwachten dat aan één kant van de pijlen de sterkere stoffen staan en aan de andere kant zwakkere.
      
      Zoals het woord al suggereert: de sterkere stoffen hebben een sterkere neiging tot reageren dan de zwakkere.
      En stoffen die reageren zullen voor een groot deel verdwijnen, terwijl de zwakke juist gevormd worden.
      Heel bijzonder dus, speciaal voor chemische evenwichten geldt:
      
      

      De sterken re(a)geren ten gunste van de zwakken

      
      En dat doen ze nog spontaan ook. Kom daar eens om in onze moderne samenleving!
      
      De zwakke stoffen reageren ook wel (terug), maar met weinig kracht en weinig rendement.
      Alleen met externe dwang kunnen zwakke stoffen gedwongen worden tot vollediger doorreageren.
      Als dat gedaan wordt is er geen sprake meer van een spontane reactie. Thermodynamica bij evenwichtsreacties Stel je het volgende chemische systeem voor:
      
      N₂ + 3H₂ 2NH₃     (ΔH < 0 en ΔS < 0)
      
      Zo'n chemisch systeem betekent bijvoorbeeld dat stikstof, waterstof en ammoniak zich samen, al reagerend, bevinden in een cilinder onder een zuiger.
      Denk vervolgens aan de formule:
      
      ΔG = ΔH - TΔS
      
      De heenreactie (de vorming van ammoniak) is exotherm (ΔH < 0) en dat garandeert een zekere spontaniteit van de reactie naar rechts.
      Aan de andere kant echter: de terugreactie houdt toename van de entropie in
      (het aantal deeltjes neemt toe, verdubbelt in het voorbeeld, en dus de mate van wanorde wordt groter bij reactie van rechts naar links en dat garandeert ook een zekere spontaniteit voor de terugreactie. (ΔS neemt dus toe bij de terugreactie en neemt af bij de heenreactie)
      Dus in het voorbeeld hebben beide reacties, de heen- en de terug-, een zekere sponaniteit om verschillende redenen.
      
      In de formule ΔG = ΔH - TΔS, toegepast voor de heenreactie, heeft zowel ΔH als ΔS een negatieve waarde.
      Wiskundig gezien betekent dit dat ΔH de waarde van ΔG negatiever maakt, terwijl de term -TΔS de waarde van ΔG positiever zal maken.
      
      Het kan voorkomen dat de twee termen (ΔH= TΔS) gelijk aan elkaar zijn zijn, afhankelijk van de omstandigheden.
      
      We raken hier aan een thermodynamisch geheim:
      
      1. Op het moment dat de waarde van ΔG gelijk wordt aan 0, wordt het chemisch evenwicht bereikt.
      2. Als ΔG > 0 , dus als de vrije energie van het systeem toeneemt, domineert de terugreactie (verplaatsing van het evenwicht naar links).
      3. Als ΔG < 0 , dus als de vrije energie van het systeem afneemt, domineert de heenreactie (verplaatsing van het evenwicht naar rechts).
      Je ziet: wil je het scheikundig evenwicht goed begrijpen dan moet je het begrip "entropie" kennen. Evenwichtsvoorwaarde De evenwichtsvoorwaarde van een chemisch evenwicht is:
      De twee reactiesnelheden (heen en terug) worden niet 0 (behouden een zekere snelheid) en verlopen met gelijke snelheid.
      
      of ook:      V_heen = V_terug
      
      V = k.[conc.]ⁿ
      • V : de snelheid;
      • k : de samenstelling van andere konstante factoren;
      • ⁿ : de coëfficiënt van het reagens in de reactievergelijking;
      
      Als je deze formule toepast op zowel de heen- als de terugreactie
      
      2HI     I₂ + H₂
      
      komen we bij het volgende resultaat:
      
      V_heen = k_heen x [HI]²     en       V_terug = k_terug x [I₂] x [H₂]
      
      Let op: in principe zullen de concentraties van de stoffen in een evenwicht nooit helemaal 0 worden, en dat wil zeggen dat ook de snelheden niet 0 worden, zoals dat wel gebeurt bij éénrichtingsreacties. Reactiesnelheid bij evenwichtsreacties De reactiesnelheid is voor een groot deel afhankelijk van concentraties van de reagerende stoffen:
      hoe meer substraat (reagerende stof), hoe sneller de reactie.
      
      Hieronder vind je diagrammen van de snelheden en van de concentraties:
      
      De reactiesnelheid van de heenreactie zal afnemen vanaf de start (t₀) tot het bereiken van het evenwicht (t_eq)
      De reactiesnelheid van de terugreactie zal toenemen vanaf de start (t₀) tot het bereiken van het evenwicht (t_eq) Dynamisch evenwicht Feitelijk is elke chemische evenwichtsreactie dynamisch.
      Van buitenaf bekeken lijkt het of er niets gebeurt, maar de werkelijkheid is dat er twee tegengestelde reacties plaats vinden, elk met dezelfde snelheid. Ze reageren dus voortdurend, de uitgangsstoffen zowel als de producten, maar je ziet er niets van.
      Zo'n chemisch evenwicht wordt ook "het dynamische evenwicht" genoemd. Evenwichtsconstante V_heen = k_heen x [I₂] x [H₂]       en       V_terug = k_terug x [HI]²
      
      We weten dat bij evenwicht de heen- en de terugreactie even snel verlopen:
      
      V_heen = V_terug
      
      Oftewel:
      
      k_heen x [I₂] x [H₂] = k_terug x [HI]²
      
      
      
      Let op: het quotiënt van de twee constantes geeft een nieuwe constante; we mogen dus schrijven:
      
      
      
      K noemen we: "de evenwichtsconstante" Le Chatellier & van ‘tHof Dit zijn de namen van twee wetenschappers die (1888) het chemisch evenwicht uitvoerig onderzochten en tot de volgende conclusie kwamen, de volgende regel:
      
      Als je van buitenaf een verandering aanbrengt aan een chemisch evenwicht
      
      veroorzaakt dat een verschuiving van het evenwicht op zodanige manier
      
      dat die uitwendige verandering tegengewerkt wordt,
      zoveel mogelijk ongedaan wordt gemaakt.
      
      Met andere woorden:
      
      Als je een systeem in evenwicht verstoort,
      
      zal dat systeem de neiging hebben om de effecten van die verstoring minimaal te maken.
      
      Dat gaat net zolang door tot er een nieuw evenwicht is ingetreden.
      
      Zo'n externe verandering, zo'n beïnvloeding zou bijvoorbeeld kunnen zijn:
      • één van de stoffen wordt extra toegevoegd,
      • het volume verandert
      • er wordt warmte toegevoegd,
      • of iets dergelijks.
      
      
      
      1. We veranderen de hoeveelheid van een aan het evenwicht deelnemende stof
         bijvoorbeeld: waterstof toevoegen veroorzaakt een verschuiving van het evenwicht dat er voor zorgt dat (een deel van) dit extra waterstof weer (gedeeltelijk) verdwijnt, door de heenreactie te stimuleren.
         Dit gaat door totdat er een nieuw evenwicht is bereikt.
         1. 
            
            In de beker bevindt zich NH₃(aq) (basisch milieu) met een paar druppels van de indicator methylrood,
            waarvan de afgekorte formule is: HIn
            
            Dan stelt zich in de oplossing het volgende evenwicht in:
            
                HIn H⁺+ In^-
            Rood                   Geel
            
            
            
            De aanwezigheid van een base (die H⁺ opneemt) betekent een verschuiving van het evenwicht naar rechts
            de gele kleur domineert.
            
            
         2. 
            
            Je voegt nu een beetje HCl(aq) toe, waardoor het basisch milieu verandert naar zuur milieu.
            
            Het zuur wil H⁺ afstaan, dus:
            
            het evenwicht:   HIn H⁺+ In^-
                                      Rood             Geel
            
            verplaatst zich naar links en de rode kleur gaat domineren.
            
            
            
            
         3. 
            
            Nu gaan we weer base toevoegen: (NH₃(aq)), de kleur verandert weer naar geel
            
            dus hetzelfde evenwicht verplaatste zich nu weer naar rechts:
            
            HIn H⁺+In^-
            Rood               Geel
            
            
            
            
         4. 
            
            Dit gedoe kun je eindeloos herhalen.
            Elke keer zal het evenwicht verschuiven naar rechts of naar links.
            
            De totaal-situatie in de beker verandert eigenlijk maar heel weinig.
            Het is alleen maar een geringe verschuiving van het evenwicht naar de ene of ander kant, afhankelijk van de omgeving, het milieu.
            
            
            
            
      2. Het Volume veranderen
         Een groter volume betekent dat er meer ruimte komt voor de deelnemende deeltjes in het evenwicht.
         Hoe kan het systeem deze verandering tegenwerken? Hoe kan het systeem die meer ruimte voor deeltjes compenseren?
         Het principe is dat zo'n verandering wordt tegengewerkt door het evenwicht, en dat kan alleen als er meer deeltjes worden gevormd.
         
         Je kunt het volume op verschillende manieren veranderen:
         1. bij gassen kan dat direct, door bijvoorbeeld een zuiger uit te trekken en de cylinder zo meer inhoud te geven
         2. bij vloeistoffen kun je verdunnen
         In beide gevallen is het effect gelijk.
         
         In het voorbeeld van HI is dat niet mogelijk, want aan elke kant staan evenveel deeltjes. Verschuiving naar links of naar rechts levert dus niets op.
         In dit geval heeft verandering van volume geen invloed op de ligging van het evenwicht.
         
         
      3. Warmte toevoegen of onttrekken Als je extra energie toevoegt aan een chemisch evenwicht zal ook weer geprobeerd worden die verandering tegen te werken. In dit geval kan die toegevoegde warmte (voor een deel) worden opgebruikt door de endotherme reactie.
         In het geval van HI zal het evenwicht zich naar links verplaatsen
         
         [glucose + fructose saccharose + water ΔH < 0]
         Het saccharose-evenwicht is exotherm naar rechts.
         
         Bij verlaagde temperatuur zal er dus minder energie beschikbaar zijn en wil het evenwicht energie "erbij maken".
         Dat kan gerealiseerd worden met de exotherme reactie, dus met de reactie naar rechts. Oftewel, bij lagere temperaturen vormt zich meer saccharose.
      
      Dit alles werd hierboven op een kwalitatieve manier bekeken.
      
      Je kunt dezelfde effecten ook kwantitatief onderzoeken en bewijzen met behulp van de evenwichtsconstante.
      Die heeft een vaste waarde en verandert niet, wat je ook aan het evenwicht doet (behalve temperatuursverandering).
      Die bewijzen kun je leveren met wiskundige berekeningen.
      
      
      
      Stel bijvoorbeeld dat de hoeveelheid I₂ verhoogd wordt.
      Kijk naar de wiskundige formule voor K. Als de [I₂] hoger wordt en K mag niet veranderen, dan moet, wiskundig gezien, ook de hoeveelheid HI hoger worden, dus moet het evenwicht zich verplaatsten. Tollen's Reagens Ag⁺-ionen zijn zwakke oxidatoren die bijvoorbeeld glucose kunnen oxideren (de aldehydegroep daarin).
      De vergelijking van de oxidatie is als volgt:
      2Ag⁺+ C₆H₁₂O₆ + H₂O 2Ag(s)+ C₆H₁₂O₇ + 2H⁺       ΔH > 0       ( evenw. 1)
      Om dit evenwicht naar rechts te dwingen heb je twee mogelijkheden: het basisch milieu versterken en verwarmen.
      
      Basisch milieu:
      Ag⁺-ionen, gebracht in basisch milieu, vormen een neerslag: AgOH, en daaruit ontstaat al heel gauw: Ag₂O met een bruine kleur en in vaste vorm.
      Echter, Ag⁺ reageert alleen redelijk goed als oxidator als het vrij is, in opgeloste vorm dus; niet als het vast zit aan OH^- of aan O^2-.
      Wil je dus dit ion als oxidator toepassen, dan moet je het in vrije ionvorm hebben, zelfs in basisch milieu.
      Er is een mogelijkheid om dat te realiseren, namelijk: ammoniak toevoegen (NH₃(aq)), dat de Ag⁺-ionen op de volgende manier in oplossing houdt:
      Ag⁺ + 2NH₃ Ag(NH₃)₂⁺
      
      Op deze wijze blijven de Ag⁺-ionen in oplossing, zelfs in basisch milieu. Evenwichtsreacties in het bloed HHb + O₂ HbO₂ + H⁺
      
      CO₂ + H₂O H₂CO₃
      
      H₂CO₃ H⁺ + HCO₃^- Haber-Bosch Ammoniaksynthese
      Van de gassen waterstof en stikstof wordt ammoniakgas gevormd.
      Omdat het verbreken van de drievoudige binding in N₂ heel veel energie kost, is een goede katalysator absoluut nodig.
      omdat de vorming van ammoniak exotherm is, moet de temperatuur niet te hoog zijn tijdens de reactie. Bevriezing van het evenwicht Je hebt een systeem in chemisch evenwicht en je gaat dat systeem afkoelen (je onttrekt warmte-energie). Normaal en volgens de regels van Le Chatellier en van 'tHoff zal dan het evewicht een verschuiving ondergaan:
      De exotherme reactie (die energie produceert) zal extra gaan verlopen.
      
      Maar daar is niet alles mee gezegd: Zich aanpassen aan een verandering kost namelijk tijd. Afkoeling zal voor de deelnemende deeltjes in het evenwicht betekenen dat ze langzaamaan trager gaan bewegen en hun vibratie neemt ook af.
      Maar stel nu eens dat je het evenwicht plotseling heel snel afkoelt: in een paar seconden valt de temperatuur vele graden omlaag (de stoffen worden bijvoorbeeld in ijs gegooid, of erger: in vloeibare stikstof).
      Dan heeft het systeem geen tijd om zich rustig aan te passen. Alle deeltjes vallen vrijwel meteen stil, verliezen hun beweging.
      
      Deeltjes zonder voldoende energie doen niet mee aan een reactie. Elke reactie heeft dan ook een minimumtemperatuur. Daaronder verloopt de reactie niet.
      Als een evenwichtsreactie supersnel heel erg wordt afgekoeld, dan zeggen we ook wel:
      het evenwicht wordt bevroren.
      
      De heen- en terugreactie komen allebei in één klap stil te liggen en hebben geen tijd om zich aan de verandering aan te passen. Zowel de producten als de uitgangsstoffen komen in één klap onder hun minimum temperatuur.
      Zonder reacties zullen dus vervolgens ook geen concentraties veranderen. Er is geen sprake meer van een dynamisch evenwicht; de dynamiek is er uit.
      
      Bacteriën veranderen vrijwel niet als je ze snel invriest.
      Alle stoffen blijven met gelijke concentraties aanwezig en het metabolisme blijft werkloos gesloten bij die koude.
      Ga je voorzichtig weer opwarmen dan zullen vele reacties in die bacteriën langzaamaan hun activiteit weer hernemen. De bacteriën komen weer tot leven.
      
      Er zijn mensen die dit verschijnsel op zichzelf willen toepassen: je laat je invriezen vlak voor je dood gaat. Wie weet kun je weer lekker warm worden als je over honderd jaar (als er nieuwe geneesmiddelen zijn uitgevonden) weer voorzichtig wordt opgewarmd. Katalysator Een katalysator beïnvloedt de chemische reactiesnelheid.
      Let op: het kan een positieve katalysator zijn (die versnelt de reactie), maar ook een negatieve (die vertraagt de reactie)
      In geval van een chemisch evenwicht worden de twee reacties in gelijke mate beïnvloed. De heen-reactie wordt even sterk beïnvloed als de terugreactie.
      
      Zolang het evenwicht nog moet worden ingesteld (en dat kan soms heel lang duren en heel moeizaam gaan) kan zo'n katalysator zeer zinvol zijn.
      De reacties kunnen traag zijn. Een katalysator kan zo de periode tot t_e verkorten, van uren, dagen, jaren tot misschien maar minuten of seconden.
      Sommige evenwichten worden in de praktijk nooit en te nimmer bereikt zonder katalysator.
      
      Bij levende wezens noemt men de katalysatoren: bio-katalysatoren of ook: enzymen.
      Het is nu eenmaal zo dat de meeste reacties van het metabolisme (stofwisseling) evenwichtsreacties zijn. Het zal dus duidelijk zijn dat enzymen hier ook altijd dienen om die evenwichten in het metabolisme binnen de juiste tijd te bereiken, te realiseren.
      Het menselijk lichaam heeft duizenden verschillende enzymen, allemaal zeer specifiek. Zonder die enzymen geen metabolisme. Homogene evenwichten Heterogene evenwichten Stel dat alle stoffen die meedoen aan een evenwicht homogene stoffen zijn, dan noemen we ook het evenwicht een homogeen evenwicht. Elke stof die meedoet heeft een of andere concentratie (in geval van oplossingen en vloeistoffen) of druk (in geval van gassen).
      
      Het volgende evenwicht is heterogeen: CaCO₃(s) CO₂(g) + CaO(s)
      
      Stel je een gesloten reactievat voor met een bepaalde hoeveelheid calciumcarbonaat op de bodem. Dat wordt flink verhit totdat het calciumcarbonaat gaat ontleden. Daarbij vormen zich het gas kooldioxide en ongebluste kalk (CaO).
      In het reactievat (onder de zuiger) heerst een chemisch evenwicht tussen de twee vaste stoffen (heterogeen op de bodem) en het gas (homogeen verspreid door de ruimte in het vat). De enige stof met een concentratie dan wel druk is hier het gas kooldioxide.
      Vaste stoffen krijgen in de vergelijking, in de formule voor de evenwichtsconstante de waarde 1. Dat is zo afgesproken voor heterogene stoffen.
      
      Een ander voorbeeld van een heterogeen evenwicht is de dissociatie van een onoplosbaar zout in water.
      Het woord "onoplosbaar" is niet exact, want er zullen toch altijd wat ionen aan het rooster ontsnappen als het zout in water is. De ontsnapte ionen (de producten) reageren graag terug om het zout te vormen.
      
      Het volgende evenwicht stelt zich in:
      
      CaCO₃(s) Ca²⁺(aq) + CO₃^2-(aq)
      
      Van de vier componenten in dit mengsel is één het oplosmiddel en drie doen mee aan de eigenlijke reactie.
      
      Alleen de ionen hebben een concentratie die ingevuld kan worden in de evenwichtsconstante:
      K-waarden K is de evenwichtsconstante. Het is een quotiënt met boven de streep de concentraties van de producten en onder de streep de concentraties van de reagentia. Als die concentraties gelijk zijn, dan heeft K de waarde 1.
      K=1 betekent dus dat er sprake is van een mooi evenwichtig evenwicht; gelijk aan beide kanten.
      
      Heel veel evenwichten echter zijn helemaal niet zo mooi gelijk aan beide kanten. We zagen hiervoor al het voorbeeld van een slecht oplosbaar zout in water. Als er aan één kant van het evenwicht heel veel deeltjes zijn en aan de andere kant veel en veel minder, dan ligt het evenwicht eenzijdig, aan één kant. Dat is altijd de kant van de zwakkere stoffen, de stoffen die het moeilijkst reageren.
      De waarde van K is dan heel groot of juist heel klein. Aan de waarde van K kun je dus meteen zal zien hoe de ligging van het evenwicht is.
      
      Volgens afspraak wordt de "concentratie" van een vaste, heterogene stof de waarde 1 gegeven.
      
      De waarde van K hangt niet af van veranderingen in concentraties, druk of van de aanwezigheid van een katalysator,
      Die waarde verandert alleen als de temperatuur van het systeem in evenwicht verandert.
      Er zijn veel evenwichten met extreem sterke stoffen aan één kant en heel zwakke stoffen aan de andere kant van de pijlen.
      Nogmaals: als evenwicht bereikt is kunnen de concentraties aan beide kanten zeer verschillend zijn. Vrijwel zeker zal er heel veel zijn van de zwakke en heel weinig van de sterke stoffen.
      Zo'n evenwicht ligt sterk aan één kant.
      
      Dat zie je meteen aan de formule voor K en de waarde van K:
      
      K_C K_P De evenwichtsconstante bevat alleen de concentraties van de stoffen die homogeen aanwezig zijn. In dit geval voeg je een C toe aan de K: K_C .
      
      Een andere homogene situatie is het geval van een gas-evenwicht. Dan spreken we niet zozeer van concentraties, maar wel van de (partiële) gasdruk van elk deelnemend gas. Elk gas in een gasmengsel draagt bij aan de druk.
      De partiële druk van elke component is evenredig met de hoeveelheid van dat gas.
      In de formule van de evenwichtsconstante vullen we hier de waarden in van die partiële drukken; de formule verandert niet in werkelijkheid, maar de K wordt soms aangegeven met K_P.
      
      
      • In homogene oplossingen gebruiken we K_C
      • Bij gassen gebruiken we K_P
      K_S Oplosbaarheidsproduct Ionenproduct Zouten kunnen goed of slecht oplossen in water, dus veel of weinig ionen produceren, vrijgeven aan het water. De ionen van het opgeloste zout bereiken dan een zekere concentratie en het wiskundige product van deze ionconcentraties noemen we: het Ionenproduct.
      
      Er is altijd wel een ionenproduct, maar niet altijd een oplosbaarheidsproduct. Dat is er alleen voor zouten die niet goed oplossen.
      Een "evenwicht" komt pas in zicht als het gaat over slecht oplosbare zouten.
      
      Bijvoorbeeld:
      Zilverchloride is een onoplosbaar zout (beter: slecht oplosbaar zout). Echt onoplosbaar zijn zouten vrijwel nooit. Altijd lost er wel een klein beetje op in water. Altijd blijft wel de mogelijkheid voor de ionen in het rooster om daaruit te ontsnappen en het water in te trekken.
      Als ze niet allemaal kunnen vrijkomen, omdat het rooster te sterk is bijvoorbeeld, dan krijg je op den duur een evenwichtssituatie waarin de vrije ionen in dynamisch evenwicht zijn met de onvrije in het rooster. Ze ontsnappen, maar zodra positieve en negatieve ionen elkaar tegenkomen, vormen ze weer een rooster.
      
      AgCl(s) Ag⁺(aq)+ Cl^-(aq)
      
      Bij het merendeel van dit type evenwichten is de heenreactie endotherm. Dus bij het verwarmen van het mengsel zal het ionenproduct groter worden.
      
      
      Na het bereiken van het evenwicht en als we de temperatuur constant houden, zullen de concentraties niet meer veranderen.
      (let op: de vaste stof AgCl is heterogeen en heeft dus geen concentratie.
      
      
      
      Zo zal elk zout met een kleine oplosbaarheid een K_S hebben, genoemd: Oplosbaarheidsproduct
      Je kunt dus een slecht oplosbaar zout een heel klein beetje oplossen. Eerst is er een stijgend ionenproduct, maar al heel gauw is het maximum daarvan bereikt: dan is het ionenproduct gelijk aan het oplosbaarheidsproduct. De oplossing is "verzadigd": bij deze bepaalde temperatuur kan niet méér oplossen.
      Elk tabellenboek heeft een tabel met de oplosbaarheidsproducten van zouten.
      We hebben hier een tabel die ongeveer aangeeft of een zout oplosbaar is.
      Het zout zal een evenwicht bereiken met zijn ionen, dus dan veranderen de concentraties niet meer.
      Het ionenproduct heeft zijn maximale waarde bereikt = het oplosbaarheidsproduct.
      
      N.B. kijk uit om het oplosbaarheidsproduct en de eigenlijke oplosbaarheid van een zout niet te verwarren met elkaar!
      De oplosbaarheid is het aantal MOL van het zout dat per liter water oplossen kan.
      
      De K_S is het product van de ionenconcentraties van het zout in een verzadigde oplossing.
      Zowel de oplosbaarheid S als heet oplosbaarheidsproduct K_s zijn mede afhankelijk van de temperatuur. K_w Autoprotolyse van water In wateroplossingen zijn altijd watermoleculen in ongelooflijke hoeveelheden, die voortdurend met elkaar in contact zijn.
      Elk watermolecuul heeft de (zwakke) neiging om protonen af te staan en op te nemen; tijdens zo'n ontmoeting kan dan het volgende gebeuren:
      
      

      H2O	+	H2O		H3O+	+	OH-		ΔH	> 0
      zwakke base		zwak zuur		sterk zuur		sterke base

      
      Let er op dat de beide ionen H₃O⁺ en OH^- in gelijke hoeveelheden worden gevormd. Het waterevenwicht kan alleen bestaan in waterig milieu en ligt heel ver naar één kant (de kant van ongesplits water), dus met weinig producten. De evenwichtsconstante zal dus klein zijn.
      
                             
      
      In neutrale waterige oplossingen bij 25ºC, gebeurt het volgende:
      Van elke MOL watermoleculen (dat zijn er 6 x 10²³) zullen er "slechts" 6 x 10¹⁶ een proton vangen en tegelijkertijd zullen eenzelfde hoeveelheid andere watermoleculen een proton afstaan.
      
      Dus, in water van 25ºC:
      [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/dm³
      ofwel:
      pH = pOH = 7
      
      K_w (de evenwichtsconstante van de autoprotolyse) = K x (55.6)² = [H₃O⁺] x [OH^-] = 10^-14 mol²/l²
      
      De autoprotolyse van water is een endotherm proces. Bij verwarming zullen de ionenconcentraties toenemen.
      Zuiver en neutraal kokend water (met een temperatuur van 100^oC) heeft dan geen pH=7
      Leg uit of en waarom deze bewering waar of onwaar is. Spontaan proces Je kunt het proces "keukenzout lost op in water" beschouwen als een systeem in verandering.
      Eerst heb je zout(s) en water(l) en daarna verschijnt een zoutoplossing:
      
      NaCl(s) NaCl(aq)       ΔH > 0
      
      Het is niet echt een chemische reactie, maar er gebeurt wel iets met de deeltjes:
      1. Het ionrooster wordt verbroken
      2. De ionen worden gehydrateerd (omgeven door watermoleculen)
      3. Het totaalproces is endotherm, (kost energie) en toch is het totaalproces spontaan. De reden hiervoor is de enorme toename van de entropie gedurende dit proces.
      
      Het al dan niet spontaan verlopen van een chemische reactie heeft alles te maken met thermodynamische gegevens.
      
      Processen zijn spontaan als er toename is van Entropie Tweede hoofdwet thermodynamica Processen zijn spontaan als er toename is van Entropie
      Je kunt ook zeggen: als de mate van wanorde toeneemt bij een systeem dan kan het proces spontaan zijn, zelfs als heb je een endotherm proces.
      
      Als ionen in een ionrooster zich van elkaar verwijderen en vrij kunnen gaan bewegen door de oplossing, dan neemt de mate van wanorde flink toe en dus de entropie S.
      Oplossen van zout in water is dan ook duidelijk een spontaan proces, ook al kost het losmaken van de ionen flink wat energie.
      
      Neem een explosie: een vaste stof, met veel orde (weinig entropie) verandert helemaal in gassen (veel wanorde, veel entropie); Explosie is zeer spontaan. Zuur-base-reactie Het Nederlandse woord "zuur" komt van de smaak die de mens altijd al kent uit de praktijk van citroenen en azijn of een zure appel. Dat woord 'zuur' wordt al heel erg lang gebruikt in onze taal (net als acid in het engels).
      Maar pas op! Er zijn in de chemie maar weinig zuren die je op die manier kunt of mag uitproberen. Proef nooit de smaak van een chemische stof!!! Het kan heel gevaarlijk zijn. Zo'n zuur kan giftig zijn of zo sterk dat het meteen gaat reageren met andere stoffen in je mond, slokdarm of maag. Het kan je bek uitbranden!
      
      Naast het woord 'zuur', of als tegenhanger eigenlijk, hebben we de 'base'.
      In de scheikunde zijn zuren en basen elkaars tegengestelde, maar wat betekent dat in de praktijk? Is er ook een soort base-smaak dan? Zijn er dagelijkse stoffen die basisch zijn?
      
      Ja dus. Er zijn mensen die weten hoe zeep smaakt. Daar heb je er zo één met een basisch karakter, net als soda (=natriumcarbonaat).
      
      De definities van zuur en base lopen nogal uiteen en zijn tegenwoordig anders dan vroeger. De meest bekende is momenteel de definitie op grond van protonen (H⁺-ionen).
      
      Een base noemen we nu niet meer een stof die OH^--ionen afstaat. Dat gebeurde vroeger wel. En sommige simpele leerboeken hanteren deze definitie soms nog. Neutralisatie
      
      De neutralisatie van verdund zoutzuur met een oplossing van natriumhydroxide kan als volgt worden weergegeven:
      
      H⁺(aq) + OH^-(aq) H₂O(l) Als zuren met basen reageren spreken we van "neutralisatie" (bij echte neutralisatie voegen we gelijke (equivalente) hoeveelheden van beide samen).
      Neutralisatie is dus altijd een zuur-base reactie met overdracht van protonen (ionen H⁺). Protondonor
      
      Voor een zuur ook wel het woord "protondonor" gebruikt.

      Protonen zijn niet los verkrijgbaar

      Protonen / H⁺-ionen zitten altijd vast aan een of ander deeltje. Ze kunnen dus wel overgedragen worden, maar niet op afstand. Alleen als een zuur en een base elkaar raken, kan zo'n proton worden overgedragen. Voor het gemak laten we toch vaak in een reactievergelijking H⁺ staan.
      
      Zuren geven dus H⁺ af. We kunnen dat constateren, maar dit verschijnsel heeft een oorzaak. Waarom geven zuren waterstofionen af? Kun je aan de structuur zien of het mogelijk is H⁺ af te staan?
      zie voor zuur ook: wikipedia
      Het H⁺-ion kan tevoorschijn komen uit een stevig polaire binding met daarin H^δ+-atomen; voorwaarde is dat er binnnen de structuur afstotende krachten bestaan tussen die H^δ+ en een ander positief geladen atoom vlakbij.
      Apolaire bindingen doen veelal niet mee met een zuur-base reactie. Zuur (definitie) Base (definitie) volgens Brønsted:
      ZUUR: een stof die H⁺-ionen kan afstaan
      
      BASE: een stof die H⁺-ionen kan opnemen
      
      volgens Lewis:
      ZUUR: een stof die zijn aantal vrije elektronenparen kan laten toenemen, daar plaats voor heeft.
      een structuur dus die gebrek heeft aan (vrije) elektronenparen.
      
      BASE: een stof die (meer dan) voldoende vrije elektronenparen bezit en die ter beschikking kan stellen. Apatiet & Hydroxi-apatiet:
      
      Ca(OH)₂.3Ca₃(PO₄)₂
      
      
      Fluor-apatiet:
      
      CaF₂.3Ca₃(PO₄)₂ Fenol Fenol (benzeen met een hydroxylgroep -OH) is een vloeistof met een zwak zuur karakter.
      Hydroxylgroepen vinden we meestal bij alcoholen en zijn normaal helemaal niet zuur van karakter. Maar die van fenol is wel in staat H⁺ van die hydroxylgroep af te geven.
      Dit bijzondere feit is te danken aan de aanwezigheid van die benzeenring (met de zes vrije elektronen in de ring). De afwezigheid van dat proton, en dus de aanwezigheid van O^- aan de ring, versterkt de vrijheidsgraad van deze zes (+1) elektronen wat het geheel nog stabieler maakt dan het al was.
      Fenol vindt het wel lekker om die H⁺ af te splitsen; het versterkt de stabiliteit van de structuur, vandaar dat (zwak) zure karakter.
      
      
      
      of
      
      
      Fenol fenolaat + H⁺
      
      Het extra elektron van fenolaat gaat meedoen in de vrije beweging van de zes elektronen van de ring en stabilizeert zo het fenolaat.
      
      Zuren (types)
      1. Organische Zuren
         Carboxylzuren, fenol, aminozuren en vetzuren.
         De carboxylgroep is niet een sterk zuur. Vergelijken we methaanzuur met trichloormethaanzuur, dan mag je noteren dat de laatste een stuk sterker is.
         Het is een direct gevolg van de ladingsverdeling in de moleculen.
         
         
      2. Oxi-zuren; zuurstofhoudende zuren
         De oxi-zuren worden gevormd - in het algemeen - uit het bijbehorende oxide met water. Het merendeel van deze oxides komen van de niet-metalen (hoewel niet alle!!).
         
         Voorbeeld: P₂O₅ + 3H₂O 2H₃PO₄
         
         Let op: Het betreft hier reacties waarbij het oxidatiegetal niet verandert.
         
         
      3. Waterstofzuren (zuurstofloos)
         Deze vormen zich direct uit een element (meestal een niet-metaal) met waterstof.
         Het bekende voorbeeld is Chloor met Waterstof: Cl₂(g)+ H₂(g) 2HCl(g)
         
         Een bijzonder voorbeeld van zo'n waterstofzuur: HCN (blauwzuur)
         
         
      4. Kationzuren
         Bepaalde meerwaardig positieve ionen (2+ en 3+) hebben de eigenschap om watermoleculen sterk aan te trekken. Ze worden gehydrateerd, zeggen we dan.
         Er is een sterke aantrekking op de negatieve lading (δ^-) van de watermoleculen. Maar ja, daarmee komen de waterstofatomen van die watermoleculen met hun lading δ⁺ ook dicht bij die sterk positieve metaalionen.
         Je begrijpt dat dit afstoting tot gevolg heeft en dat er dan mogelijk protonen worden afgestoten.
         
         

         kationzuren (=positief metaalion) met water geconjugeerde base + hydroniumion.

         
         
         Zo ontstaat de mogelijkheid om H⁺ af te splitsen.
         
         Het gaat hier om een aantal multipositieve metaalionen, zoals Al³⁺, Cu²⁺, Fe²⁺ of Fe³⁺, en andere.
         
         
         
         
         Een speciaal geval van een positief ion met zuur karakter is het ammonium-ion:
         
         NH₄⁺ + H₂O NH₃+ H₃O⁺
         
         
         1. Leg uit naar welke kant dit evenwicht zich verplaatst.
         2. Wat is de consequentie in de praktijk?
         
         
      5. Negatieve ionen Negatieve ionen kunnen - normaal gesproken - base zijn, oftewel, ze kunnen protonen vangen.
         Maar toch! Er bestaan negatieve ionen die als zuur kunnen optreden en dus H⁺ kunnen afstaan. Bijvoorbeeld: HCO₃^-.
         Dit voorbeeld laat zien dat het gaat over amfotere deeltjes.
         Dit type negatieve ionen bevat nog waterstof; ze komen van meervoudige zuren die nog niet alle H⁺ hebben afgestaan.
         Je vindt ze in de tabel met zuren en basen in beide kolommen.
         Controleer dat.
      
      
      
      Kationzuren Bepaalde meerwaardig positieve ionen (2+ en 3+) hebben de eigenschap om watermoleculen sterk aan te trekken. Ze worden gehydrateerd, zeggen we dan.
      Er is een sterke aantrekking op de negatieve lading (δ^-) van de watermoleculen. Maar ja, daarmee komen de waterstofatomen van die watermoleculen met hun lading δ⁺ ook dicht bij die sterk positieve metaalionen.
      Je begrijpt dat dit afstoting tot gevolg heeft en dat er dan mogelijk protonen worden afgestoten.
      
      

      kationzuren (=positief metaalion) met water geconjugeerde base + hydroniumion.

      
      
      Zo ontstaat de mogelijkheid om H⁺ af te splitsen.
      
      Het gaat hier om een aantal multipositieve metaalionen, zoals Al³⁺, Cu²⁺, Fe²⁺ of Fe³⁺, en andere.
      
      
      
      
      Basen (types)
      1. Organische moleculen
         Meestal zijn dat de organische stoffen die stikstof bevatten en dat stikstofatoom heeft een vrij elektronenpaar.
         Denk bijvoorbeeld aan amines en de aminozuren.
         zie voor base ook: wikipedia
         
         
      2. Negatieve ionen
         In principe kunnen alle negatieve ionen H⁺ vangen, opnemen en zijn dus basen, hetzij zwak, hetzij sterk.
         Sommige zijn buitengewoon zwak, zoals Cl^-. Dan is het zure karakter alleen maar theorie. In werkelijkheid stelt het niets voor.
         
         
      3. Enkele positieve ionen
         Kationen zijn veelal zuren, zoals we gezien hebben, maar als ze polyprotonisch zijn, meerwaardig, dus als ze meer dan één proton kunnen afstaan, dan komen we in de buurt:
         Als bijvoorbeeld het driewaardig positieve gehydrateerde Al-ion (Al(H₂O)₆³⁺) één proton heeft afgestaan, dan heeft zich gevormd: Al(OH)(H₂O)₅²⁺).
         Dit is een positief ion dat toch weer zo'n proton terug kan pakken en dus als base kan reageren. Tegelijk kan datzelfde deeltje ook doorgaan met protonen afstaan (en Al(OH)₂(H₂O)₄⁺ vormen).
         Het kan dus opnemen en ook afstaan, dus het is een amfoteer deeltje.
         
         

         Al(H2O)63+	+	H2O		Al(OH)(H20)52+	+	H3O+
         zuur		base		base		zuur

         
         
      4. Neutrale moleculen
         Zoals bijvoorbeeld ammoniak en water (waarbij water amfoteer is)
         
         Zuur-Base Evenwicht K_w Autoprotolyse van water In een watermilieu heb je altijd ongelooflijk veel watermoleculen die voortdurend met elkaar in botsing zijn. Nu heeft het watermolecuul de (heel zwakke)neiging om protonen af te staan, maar ook om protonen op te nemen (water is dus amfoteer)
         Bij botsing tussen twee watermoleculen zal het volgende kunnen gebeuren:
         
         

         H2O	+	H2O		H3O+	+	OH-			ΔH > 0
         zwakke base		zwak zuur		sterk zuur		sterke base

         
         Let op: de twee ionen vormen zich in gelijke hoeveelheden.
         Het waterevenwicht bestaat uitsluitend in watermilieu, ligt sterk aan één kant en heeft een evenwichtsconstante:
         
             →         →    
         
         In neutrale wateroplossingen met een temperatuur van 25ºC gebeurt het volgende:
         Van elke MOL watermoleculen (dat zijn er 0,6 x 10²³) zullen "slechts" 6 x 10¹⁶ watermoleculen echt een proton opnemen en dus ook 6 x 10¹⁶ zullen een proton afstaan.
         
         In water van 25ºC zal de concentratie [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/dm³   of: pH = pOH = 7
         
         K_w (autoprotolyseconstante) = K x (55.6)² = [H₃O⁺] x [OH^-] = 10^-14 mol²/l²
         
         Die autoprotolyse van water is een endotherm proces.
         Bij hogere temperaturen vormen zich meer ionen, hun concentraties worden hoger (bijvoorbeeld 10^-6 mol/dm³ in plaats van 10^-7 mol/dm³).
         De waarde van K_w verandert in dit geval van 10^-14 naar 10^-12.
         
         Gegeven: In kokend zuiver water is de waarde van de pH niet gelijk aan 7.
         Toch is kokend water nog steeds een neutrale stof
         Geconjugeerde paren HA en A^- vormen een geconjugeerd paar.
         
         Laten we een zuur aanduiden met HA. Opgelost in water kan HA H⁺ afsplitsen.
         Op dezelfde manier noemen we het A^- een base die - opgelost in water - H⁺ kan opnemen.
         
         De volgende evenwichten zullen zich instellen:
         
         

         zure oplossingen
         HA	+	H2O		H3O+	+	A-
         zuur		base		zuur		base
         A- is de geconjugeerde base van het zuur HA
         [water treedt hier op als base]

         
         
         

         basische oplossingen
         A-	+	H2O		HA	+	OH-
         base		zuur		zuur		base
         HA het geconjugeerde zuur van de base A-
         [water treedt hier op als zuur]

         
         
         Een zuur wordt altijd een base (en een base vormt altijd een zuur). Als het verschil tussen die twee niet meer is dan één proton (H⁺), dan noemen we zo'n paar een geconjugeerd paar.
         Tabel I bevat een tabel met zuren en basen, in alle gevallen vergezeld van geconjugeerde wederhelft.
         
         Zwak zuur Sterk zuur Een zuur-base reactie zal in principe altijd een chemisch evenwicht zijn met heel vaak de sterke stoffen aan één kant en zwakke stoffen aan de andere kant van de pijlen.
         Het evenwicht verplaatst zich altijd naar de kant van de zwakke stoffen terwijl dan de zwakke stoffen 'overleven'.
         
         Opdracht 25
         Maak gebruik van de tabel met zuren en basen.
         De algemene vereenvoudigde regel:
         Als in de zuur-base tabel een zuur een hogere plek heeft dan de base zal er reactie plaats vinden tussen de reagentia.
         Achter deze regel gaat natuurlijk iets schuil: sterkere zuren reageren met sterkere basen en vormen dan zwakkere basen en zwakkere zuren.
         In de tabel bevinden zich namelijk de sterkere zuren aan de bovenkant en de sterkere basen aan de onderkant.

         Het zijn altijd de sterke die de reactie veroorzaken ten gunste van de zwakke.

         K_A Zuurconstante) K_A K_B Baseconstante) K_B

         zure oplossingen
         HA	+	H2O		H3O+	+	A-
         zuur		base		zuur		base
         A-is geconjugeerde base van zuur HA
         KA = zuurconstante
         Als KA heel groot is (of pKA is heel klein), is HA een zeer sterk zuur
         Een evenwicht verplaatst zich altijd naar de kant van de zwakken

         
         
         

         basische oplossingen
         A-	+	H2O		HA	+	OH-
         base		zuur		zuur		base
         HA is geconjugeerd zuur van base A-
         KB = baseconstante
         Als KB heel erg groot is (of pKB is heel klein), dan is A- een zeer sterke base
         Een evenwicht verplaatst zich altijd naar de kant van de zwakken

         
         
         p-waarden wiskundig:            p...... = -log .......
         
         
         pK_A pK_B K_A en K_B zijn de zuur-/baseconstanten waarvan de waarden zich in de tabellen bevinden.
         Vaak zijn de waarden van concentraties (en helemaal de wiskundige producten van concentraties) heel erg klein, zoals bijvoorbeeld: 10^-6 mol/l.
         Daarom heeft men de p-waarden ingevoerd die een eenvoudiger manier zijn om concentraties op te schrijven en er mee te rekenen.
         
         K_A en K_B hebben ook vaak zeer kleine waarden, zoals bijvoorbeeld 10^-12 of 10^-7
         Bij chemische berekeningen en in de boeken worden de p-waarden dan 12 of 7
         
         Neutraal In neutrale wateroplossingen met een temperatuur van 25ºC:
         • de gegevens: [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/dm³       ofwel:     pH = pOH = 7
         • K_w (constante van de autoprotolyse) = K x (55.6)² = [H₃O⁺] x [OH^-] = 10^-14
         pK_w = pH + pOH
         
         pK_W bij 25ºC heeft een waarde van ±14, bij 100ºC is die waarde ±12
         
         pH Zuurgraad
         

         pH	-1	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15
         pOH	15	14	13	12	11	10	9	8	7	6	5	4	3	2	1	0	-1
         	zeer sterke en/of geconcentreerde zure oplossingen			zure oplossingen				neutrale oplossingen			basische oplossingen				zeer sterke en/of geconcentreerde basische oplossingen

         
         
         
         
         pH meten
         
         De pH-meter (blauw) toont een waarde van 2,7: we hebben hier een azijn-oplossing (de gele vloeistof in het bekerglas).
         Daarnaast het flesje met azijn (bijna leeg).
         De kleine plastic buis naast de pH-meter is een beschermdop van de elektrode.
         De elektrode zelf staat ondergedompeld in de azijn (normaal staat ie in die dop)
         
         Indikator HIn

         	fenolftaleïne	methylrood
         ammoniak(aq)	carmijnrood	geel
         HCl(aq)	kleurloos	rood

         
         
         

         Indikatoren zijn zwakke zuren met zwakke geconjugeerde basen (in evenwicht)

         
         
         De structuur van een indikator is meestal organisch en behoorlijk complex.
         Heel vaak gebruiken we een afgekorte formule: HIn.
         Die H is natuurlijk het proton dat afgestaan kan worden (de indikator is een zwak zuur) en de rest - In - geeft het grootste en ingewikkelde deel van het molecuul aan.
         
         In module 8 gebruikten we al een voorbeeld van een stof die de mogelijkheid heeft om de ligging van zijn evenwicht zichtbaar te maken. Dat was dus een indikator.
         De zuur-base indikator functioneert dus omdat HIn een andere kleur heeft dan In^-.
         
                
         
         Indikatorpapier We meten de pH-waarde van azijn met universeel indikatorpapier. Eén strookje wordt heel even gedompeld in de azijn.
         Vier indikatoren op het strookje verkrijgen elk hun eigen kleur en de combinatie van deze vier vergelijk je met de standaard kleuren op het doosje.
         Hier komen de vier kleuren overeen met een pH van ongeveer 3 (niet zo gemakkelijk te zien op de foto)
         
         Naast het universeel indikatorpapier bestaan er diverse andere types van indicatorpapier.
         
         Zout (elektrolyt) Elektrolyt Als stoffen opgebouwd zijn uit ionen noemt men ze vaak: elektrolyten.
         Het woord heeft te maken met de eigenschap van ionaire stoffen (er zijn geladen deeltjes aanwezig!) om elektrische stroom te geleiden (zie module 5), als die deeltjes tenminste vrij kunnen bewegen (dus niet in een ionrooster vastzitten).
         Elektrolyten zijn in de eerste plaats de zouten, maar ook andere stoffen met ionen, zoals zuren en basen (in het bijzonder de hydroxiden) behoren ook tot de elektrolyten.
         
         Empirische formule Als er een reactie plaats vind met ionaire stoffen (stoffen met ionen) dan kun je de reactievergelijking schrijven in ionenformules, maar ook in empirische formules. De voorkeur gaat uit naar ionenformules.
         Alleen als je berekeningen moet gaan uitvoeren op basis van die reactievergelijking, doe je er goed aan niet met de ionenformules te werken, maar met de empirische. Dus dan niet met Na⁺ en Cl^-, maar met NaCl.
         
         Voorbeeld:
         HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)         empirische formules
         
         H₃O⁺ + OH^- → H₂O(l)         ionenformules
         
         De twee vergelijkingen geven precies dezelfde gebeurtenis weer.
         
         
         Zout en pH De stoffen die uit ionen zijn opgebouwd hebben het karakter van die ionen in zich; je moet dat per ion bekijken.
         Een ion heeft een zuur of een basisch karakter of geen van beide. Het overheersende, dominante karakter geeft het karakter aan het zout als totaal.
         In het geval van NaCl, opgebouwd uit de ionen Na⁺ en Cl^- heeft geen van beide ionen een zuur of basisch karakter. Het zout als geheel is dus een neutrale stof; beïnvloedt in oplossing niet de pH van die oplossing.
         
         Maar vele andere zouten hebben wel degelijk die invloed: zoals natriumcarbonaat, opgebouwd uit de ionen Na⁺ en CO₃^2-. Analyse toont aan dat de eerste neutraal is, maar de tweede behoorlijk basisch.
         Een oplossing van dit zout zal dus de pH beïnvloeden, namelijk naar boven. De oplossing zal basisch zijn.
         
         Koper(II)sulfaat bevat ionen van sulfaat (zeer zwak basisch) en van Koper(II) (redelijk zuur van karakter). In een oplossing van kopersulfaat zal dus het zure karakter domineren.
         Koper(II)sulfaat zal dus in oplossing een pH veroorzaken lager dan 7.
         
         Samenvattend: Je moet elk aanwezig ion afzonderlijk analyseren en vergelijken.
         
         Voorbeelden:
         Gebruik tabel I
         We hebben een oplossing van natriumwaterstofcarbonaat in water. Laten we nu deze oplossing analyseren:
         Ten eerste moet je goed weten dat alle zouten met ionen van natrium oplosbaar zijn in water. Ons zout zal dus dissociëren in ionen:
         Na⁺ e HCO₃^-; deze ionen blijven in water gehydrateerd.
         Na⁺ met zijn lading 1+ heeft geen invloed op de watermoleculen, veroorzaakt geen vorming van protonen en beïnvloedt dus niet de pH van het water.
         HCO₃^- is een ander verhaal: De tabel toont een K_A = 10^-10 en een K_B de 10^-8
         K_A (10^-10) < K_B (10^-8), dus, HCO₃^- heeft een amfoteer karakter, terwijl het basisch karakter domineert omdat K_B > K_A.
         Het ion blijft dus in water zitten met een basisch karakter en de oplossing van het zout NaHCO₃ in water is niet neutraal, maar zal een pH hebben (afhankelijk van de hoeveelheid zout) die boven de 7 zal liggen (ergens tussen 8 en 10.
         Op deze manier moet je in staat zijn elke (zout)oplossing in water te analyseren
         
         Gekoppeld aan dit onderwerp blijft het van belang ook de oplosbaarheid van het zout in de gaten te houden. De ionen moeten wel echt vrij aanwezig zijn in de oplossing, willen ze de pH beïnvloeden in een oplossing.
         Een zeer slecht oplosbaar zout levert veel te weinig ionen om echt invloed te hebben. Je moet dus behalve de tabel met zuren en basen ook de tabel voor oplosbaarheid van zouten bestuderen om er iets zinnigs over te zeggen.
         
         Buffer Bufferoplossing
         In een oplossing van een zwak zuur in water geldt altijd: [H₃O⁺] = [A^-] (die twee verschijnen in gelijke hoeveelheden uit HAc).
         Maar let op! Dat is niet het geval in een bufferoplossing waar namelijk Ac^- in overmaat aanwezig is.
         In een buffer geldt: [H₃O⁺] ≠ [A^-]. Een bufferoplossing bevat namelijk het zwakke zuur + een zout van dat zwakke zuur.
         
         Voeg je dan een beetje sterk zuur toe (dus wat extra hydronium- of oxonium-ion H₃O⁺ ) aan dat buffermengsel, dan wordt meteen dat extra toegevoegde zuur geneutraliseerd door de groete hoeveelheid aanwezige zwakke base van de buffer (het ruim aanwezige Ac^-).
         De volgende reactie vindt dan plaats:
         
         Ac^-(van de buffer) + H₃O⁺(van het toegevoegde sterke zuur) HAc + H₂O
         
         NB: [Ac^-] neemt dan ietsje af en [HAc] neemt ietsje toe.
         
         Voeg je een beetje sterke base to (bijvoorbeeld OH^-) aan een buffermengsel, zal die extra base meteen geneutraliseerd worden door het ruim aanwezige zwakke zuur HA van die buffer.
         De volgende reactie vindt plaats:
         
         HAc(van de buffer) + OH^-(van de toegevoegde sterke base) Ac^- + H₂O
         
         NB: [Ac^-] neemt een klein beetje toe en [HAc] wordt ietsje minder.
         
         
         
         

         twee mogelijke definities van de buffer: Een water-oplossing: waarvan de pH nauwelijks verandert, ook bij toevoeging van zuren of basen die een mengsel bevat van een zwak zuur + zijn geconjugeerde zwakke base, beiden in aanzienlijke concentraties.

         
         
         Een 'buffer' van goede kwaliteit zal altijd ongeveer gelijke hoeveelheden bevatten van het (zwakke) zuur en van de (zwakke geconjugeerde) base.
         
         Als de pH van het bloed (7,3) verandert, zelfs al is het maar een klein beetje, kan dat onmiddellijk dodelijk zijn. De mens accepteert noch overleeft een echt andere pH-waarde. Toch moet het bloed zorgen voor het transport van zuren en basen zoals kooldioxide, melkzuur, aminozuren, fosfaten en andere. Deze mogen dus de pH van het bloed niet beïnvloeden.
         Hoe zorg je daarvoor? Welk mechanisme heeft het bloed om die schommelingen te voorkomen?
         Natuurlijk beschikt het bloed daartoe over verschillende buffermengsels.
         
         • de groepen -NH₂ (amino, BASE) en -COOH (carboxylgroep, ZUUR)
         • groepen die zich bevinden in eiwitten, bloedproteïnen
         • de ionen carbonaat en bicarbonaat
         • diverse fosfaten
         
         
         De bufferoplossingen functioneren altijd op zodanige manier dat de buffer zwakke zuren en basen bevat.
         
         
         1. Je hebt 500 ml oplossing van 25 graden Celcius van 0,1M NaAc (natriumacetaat). Toevoeging van 2 ml 2M HCl verlaagt meteen de pH van 8,87 naar 3,68
         2. Diezelfde toevoeging aan 500 ml buffermengsel van 0,1M HAc en 0,1M NaAc verlaagt de pH slechts van 4,74 naar 4,68
         3. Voeg je aan datzelfde buffermengsel niet zuur, maar 2 ml 2M NaOH toe, dan stijgt de pH slechts een heel klein beetje.
         
         
         pH (in menselijk lichaam) Als het bloed een zuur moet transporteren, dan zal bijv. een aminogroep of andere basische ionen/moleculen daarvoor verantwoordelijk zijn. In geval een base getransporteerd moet worden, zal een zuur ion/molecuul daarvoor verantwoordelijk zijn.
         
         Ander plaatsen in het menselijk lichaam met dit soort reguleringen:
         
         • in de urine: de pH van urine kan variëren tussen 5 en 8, oftewel, ook urine moet ongeveer neutraal zijn.
         • in het spijsverteringsstelsel: verschillende enzymen zorgen voor een goede spijsvertering en elk van hen heeft een bepaalde pH-voorkeur.
         
         
         

         waar?	welke zijn de enzymen?	de waarden
         In de maag	peptase, rennase en lipase	1,5 - 4
         In de darmen	maltase, saccharase, lactase, ereptase	6,6 - 8,5

         
         PS: urine van vleeseters heeft vaak een lagere pH dan die van vegetariërs
         
         
         de Bufferformule:
         
         of:
         
         
         Om een goede bufferoplossing te verkrijgen moet je altijd een zuur kiezen met pK_A dicht bij de gewenste pH. Periodiek systeem en zuur-base-karakter Zuur-base-karakter en het Periodiek Systeem
         Bestudeer goed dit periodiek systeem en laten we eens enkele perioden apart bekijken.
         (de edelgassen laten we buiten beschouwing, want die vormen toch geen bindingen, dus ook geen zuren of basen)
         
         

         I. Periode 2, Li - F	Verbindingen met Waterstof (hydriden)	LiH       BeH2       BH3       {CH4}         NH3         H2O         HF
         		Sterke Base ---------------------zwakke base - neutraal - zwak zuur
         	Van links naar rechts zien we een geleidelijke overgang van base naar zuur, waarbij water een echt neutrale stof is en CH4 ook, maar om andere redenen dan water. Het hydride-ion (H-) is zeer basisch en kan worden afgestaan door LiH en BeH2. BH3 en NH3 hebben de neiging om H+ op te nemen, dus zijn zwak basisch, waarbij NH3 zwakker is dan BH3.
         	Verbindingen met waterstof én zuurstof	LiOH     Be(OH)2     B(OH)3 = H3BO3     H2CO3 (=H4CO4)     HNO3     [H2O]     HFO3
         		Base ---------------------------amfoteer ----------- zwak zuur -------- sterk zuur
         	Van links naar rechts heb je weer een verandering van base naar zuur, waarin water ook een stof is met waterstof en zuurstof en dat blijft buiten deze analyse. Het element B verbonden met zuurstof en waterstof kan Boriumhydroxide vormen óf Boorzuur (kan één H afsplitsen). Die twee zijn gelijk, zijn hetzelfde. Deze stof noemen we een amfotere stof of wel een amfolyt.
         II. Periode 3, Na - Cl	Verbindingen met Waterstof (hydriden)	NaH     MgH2     AlH3     {SiH4}       PH3       H2S       HCl
         		sterke base --------------- zwakke base - zwak zuur - sterk zuur
         	Van links naar rechts zien we een verandering van basisch naar zuur, met SH4 om diverse redenen neutraal. Het ion H- is zeer basisch en kan worden afgestaan door LiH en BeH2. BH3 en NH3 hebben juist de neiging om ionen H+ (protonen) op te nemen. waarbij NH3 zwakker base is dan BH3.
         	Verbindingen met waterstof én zuurstof	NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3=H3AlO3=HAlO2 H4SiO4=H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO3
         		Base ---------------- amfoteer ------------ zwak zuur --------- sterk zuur
         	Van links naar rechts heb je een verloop van basisch naar zuur. Het element Al, verbonden aan zuurstof en waterstof, kan een amfotere stof opleveren.
         III. Groep 1, Li – Cs	Verbindingen met Waterstof (hydriden)	LiH - NaH - KH - RbH - CsH (Het zijn allemaal hydriden)
         		Base --------------------- zeer sterke base
         	Het ion H- is een ion met een zeer sterk basisch karakter
         	Verbindingen met waterstof én zuurstof	LiOH       NaOH       KOH       RbOH       CsOH
         		Base --------------------------- zeer sterke base
         	Het zijn allemaal sterke basen door de aanwezigheid van het ion OH- Het zijn allemaal ionbindingen. De ionstralen van de positieve ionen nemen toe van boven naar beneden.
         IV. Groep 5, N - Bi	Verbindingen met Waterstof (hydriden)	NH3     PH3     AsH3     SbH3     BiH3 (Allemaal zijn het hydriden)
         		zwakke base --------------------- sterke base
         	Het ion H- is een ion met een zeer sterk basisch karakter
         	Verbindingen met waterstof én zuurstof	HNO3       H3PO4       H3AsO4       H3SbO4       H3BiO4
         		sterk zuur --- zwakker zuur --- amfoteer --- zwakke base
         	Van boven naar beneden verliezen deze stoffen hun zure karakter
         V. Groep 6 O - Po	Verbindingen met Waterstof (hydriden)	H2O       H2S       H2Se       H2Te       H2Po
         		amfoteer ----- zwak zuur -------- sterkere zuren
         	Het ion H- is een ion met een zeer sterk basisch karakter
         	Verbindingen met waterstof én zuurstof	H2O     H2SO4    H2SeO4     H2TeO4     H2PoO4
         		amfoteer---- sterk zuur ------ zwakkere zuren
         VI. Groep 7, F - At	Verbindingen met Waterstof (hydriden)	HF     HCl     HBr     HI     HAt
         		zwak zuur ------- sterke zuren
         	Verbindingen met waterstof én zuurstof	(HFO3)            HClO3     HBrO3     HIO3     HAtO3
         		Bestaat niet     sterk zuur ------- zwakkere zuren

         Van de verbindingen van de elementen met waterstof en zuurstof, veranderen de zure en basische eigenschappen binnen het Periodiek Systeem: in de Perioden: van links naar rechts, van base naar zuur in de Goepen: van boven naar beneden, van base naar zuur

         
         
         

         In het Periodiek Systeem verschuift het zuur-base-karakter van de stoffen met waterstof In de perioden: van links naar recht: van base naar zuur In de groepen: van boven naar beneden: van base naar zuur

         
          B : basisch karakter
          A : zuur karakter
          O : amfoteer karakter
         

         xxx           sterke zuren       xxx                                 xxx                                 xxx                                 xxx           sterke basen      xxx

         verbindingen met H e O   B     B     B           B     O     A     B     B     B     O     A     A     A     B     B     B     O     O     A     A     B     B     B     B     O     A     A     B     B     B     B     B     O     A     B     B             A

         sterke basen                 xxx                         xxx                         xxx                         xxx                         xxx                         xxx       sterke zuren

         verbindingen met H   B     B     B         B     O     A     B     B     B      O     B     A     A     B     B     B       A     A     A     B     B     B       A     A     A     B     B     B       A     A     A     B     B             A

         Zuur-base berekeningen Zowel in de industrie als in laboratoria worden veel zuur-base-reacties toegepast. Altijd moet er dan onderzocht worden hoeveel van elk moeten worden samengevoegd, welke zuurtegraad nodig is, hoe neutraal een oplossing moet of mag zijn, enzovoort.
         Geen wonder dus dat in deze module het rekenen met zuurtegraad, met pH, met pKa of pKb, of zelfs ook met bufferoplossingen, niet mag ontbreken.
         
         De belangrijkste reden om p-waarden te gebruiken is dat we vaak concentraties toepassen van zeer verdunde oplossingen.
         Het is veel gemakkelijker te zeggen: pH = 6 dan [H₃O⁺] = 10^-6 mol/l.
         Vergeet alsjeblieft nooit dat een hoge p-waarde automatisch betekent een zeer kleine overeenkomstige werkelijke waarde.
         pOH = 9 (nogal een hoge waarde) betekent dus een lage concentratie van OH^--ionen:
         pOH = 9 → [OH^-] = 10^-9 mol/l
         Als je iets zegt of schrijft over concentraties kan de eenheid mol/l (mol per liter) niet ontbreken; gebruik je de p-waarde, dan heb je helemaal geen eenheid nodig. Maar bedenk wel dat die is gebaseerd op de bekende eenheid mol/l
         
         Ter herinnering: in water met een normale temperatuur (zeg maar 20 - 25ºC) geldt: pH + pOH = pK_W = 14
         
         Dus, zodra je de pH kent, ken je ook de pOH.
         
         Een wateroplossing heet NEUTRAAL als pH = pOH, bij welke temperatuur dan ook. Dat is het belangrijkste criterium voor een neutrale oplossing. Het staat gelijk aan de uitspraak: de concentraties van H₃O⁺ en OH^- zijn gelijk.
         
         Toevoeging van zuur aan een oplossing betekent dat de pH-waarde lager wordt en de p-OH-waarde wordt hoger.
         Toevoeging van base betekent een hogere pH en een lagere pOH.
         
         De waarden van pH kunnen ook gebroken getallen zijn, zoals 3,4 en 10,7 e.d. Dat kan de wiskundige berekeningen bemoeilijken.
         Bijvoorbeeld: als de pH=3,5 dan is de concentratie [H₃O⁺] gelijk aan 10^-3,5mol/l.
         Maar vaak accepteren we geen gebroken exponenten.
         Je moet meteen zien en begrijpen dat in het voorbeeld de concentratie dus ergens moet liggen tussen de waarden 10^-3 en 10^-4mol/l (want de pH ligt tussen 3 en 4).
         Een goede rekenmachine geeft natuurlijk meteen de oplossing, maar zelfs zonder die machine moet je de berekening kunnen uitvoeren:
         
         [Let op: log3=0,5]
         pH = 3,5 = 4 – 0,5     →       -log[H₃O⁺] = 4 - 0,5     →       [H₃O⁺] = 3 x 10^-4 mol/l.
         
         0,1M HAc wil zeggen: 0,1 mol azijnzuur (CH₃COOH) werd in water opgelost tot één liter.
         Een deel van de zuurmoleculen dissocieert in H⁺ en Ac^-.
         De hoeveelheid van H⁺ (in water H₃O⁺) bepaalt de waarde van de pH (=-log[H₃O⁺]).
         We moeten deze hoeveelheid H⁺ kennen, evenals de sterkte/zwakte van het zuur, dus de K_A
         We consulteren de tabel om te zien dat K_A = 10^-4 of pK_A = 4
         
         
         
         We weten dat HAc zwak zuur is. De waarde van x zal dus behoorlijk klein zijn in vergelijking met [HAc]
         of ook kun je zeggen: x is verwaarloosbaar t.o.v. [HAc].
         Dus: 0,03 mol HAc dissocieerde in ionen     → [H₃O⁺] = 0,03 = 3 x 10^-2 mol/l     →       pH = 2-log3 = 1,5
         
         Nooit vergeten:       Hoe zwakker een zuur, hoe kleiner K_A
         en
         Hoe sterker een zuur, hoe groter K_A
         Sterke zuren en basen in de tabel hebben geen bepaalde K-waarde.
         
         
         
         Titratie Een titratie is een redelijk snelle methode om de concentratie te bepalen van bepaalde, in water opgeloste stoffen, waarbij apparaten worden gebruikt die heel precies de volumes kunnen lezen van oplossingen, zoals pipetten, buretten, maatkolven en één of meerdere oplossingen met goed bekende concentraties.
         Een ander woord voor titratie zou kunnen zijn "volumetrie".
         
         Equivalentiepunt Eindpunt Titratie (eindpunt) Normaal gesproken reageren in een titratie rustig en snel de twee opgeloste stoffen totdat de reactie stopt: dat is als equivalente hoeveelheden zijn samengevoegd.
         In de praktijk - jammer, maar helaas - is het vrijwel onmogelijk om precies te stoppen op het moment dat het equivalentiepunt is bereikt. Meestal ga je net ietsje te lang door. Alleen al die laatste druppel bevat ff teveel.
         Anders gezegd: het eindpunt van de titratie zal meestal even voorbij het equivalentiepunt liggen. Er zal altijd net iets te veel titreervloeistof worden toegevoegd (uit de buret), maximaal een druppel, als je het goed doet.
         Officieel mag de fout niet meer worden dan 0,5%.
         
         De indikator is natuurlijk de grootste hulp om te weten wanneer je moet stoppen. Let op: dan moet je wel de juiste indikator kiezen en dat is niet altijd gemakkelijk. Bij een zuur-base titratie zal de pH in het equivalentiepunt niet altijd 7 zijn. De pH hangt af van de eigenschappen van het product (meestal een zout). Het product kan namelijk opgebouwd zijn uit deeltjes met zure of basische eigenschappen.
         
         Bijvoorbeeld: als het product natriumacetaat is (een zout) zullen de natrium-ionen de pH niet beïnvloeden, maar de acetaat-ionen wel degelijk.
         Acetaat is een zwakke base en dus zal de oplossing na een titratie van HAc met NaOH (met NaAc als eindproduct bij het eindpunt) een basisch milieu hebben.
         De titratie eindigt bij een pH>7.
         
         We kunnen de volgende algemene regels toepassen:
         
         • titraties van een sterk zuur met een sterke base hebben eind pH = 7
         • titraties van een sterk zuur met een zwakke base hebben eind pH < 7
         • titraties van een zwak zuur met een sterke base hebben eind pH > 7
         Titraties (zuur-base) Zuur-base titraties Je kunt op youtube vele voorbeelden zien van titraties. Een zuurbasetitratie die automatisch geregeld wordt zie je bijvoorbeeld in dit filmpje.
         
         Let op: Veel van die demonstratiefilmpjes over titraties op youtube zijn ronduit slecht. Vergeet niet om ook bij wikipedia te kijken.
         
         Bij een demonstratie van een zuur-base-titratie gebruikt men graag een elektronische pH-meter, hoewel werken met een indikator ook prima gaat.
         Met zo'n pH-meter meet je elke keer de pH-waarde na toevoeging van 0,5 ml titreervloeistof net zolang tot het eindpunt ruimschoots is gepasseerd.
         Direct daarna doe je dezelfde titratie zonder pH-meter, maar wel in aanwezigheid van een indikator om zo de titratie te stoppen meteen bij het bereiken van het eindpunt.
         
         Aan de basis van de zuur-base titratie ligt natuurlijk een zuur-base reactie. Daarin reageren zuur en base met elkaar in een vastliggende molverhouding.
         Zodra de twee elkaar hebben geneutraliseerd heb je "equivalente" hoeveelheden samengevoegd (en is het equivalentiepunt bereikt).
         
         Normaal gesproken reageren in een titratie rustig en snel de twee opgeloste stoffen totdat de reactie stopt: dat is als equivalente hoeveelheden zijn samengevoegd.
         In de praktijk - jammer, maar helaas - is het vrijwel onmogelijk om precies te stoppen op het moment dat het equivalentiepunt is bereikt. Meestal ga je net ietsje te lang door. Alleen al die laatste druppel bevat ff teveel.
         Anders gezegd: het eindpunt van de titratie zal meestal even voorbij het equivalentiepunt liggen. Er zal altijd net iets te veel titreervloeistof worden toegevoegd (uit de buret), maximaal een druppel, als je het goed doet.
         Officieel mag de fout niet meer worden dan 0,5%.
         
         De indikator is natuurlijk de grootste hulp om te weten wanneer je moet stoppen. Let op: dan moet je wel de juiste indikator kiezen en dat is niet altijd gemakkelijk.
         
         Bij eenvoudige titraties zal altijd de concentratie van de titreervloeistof (de oplossing in de buret) goed bekend zijn. Op die manier kun je de concentratie van de andere oplossing berekenen.
         
         Bij een zuur-base titratie zal de pH in het equivalentiepunt niet altijd 7 zijn. De pH hangt af van de eigenschappen van het product (meestal een zout). Het product kan namelijk opgebouwd zijn uit deeltjes met zure of basische eigenschappen.
         
         Bijvoorbeeld: als het product natriumacetaat is (een zout) zullen de natrium-ionen de pH niet beïnvloeden, maar de acetaat-ionen wel degelijk.
         Acetaat is een zwakke base en dus zal de oplossing na een titratie van HAc met NaOH (met NaAc als eindproduct bij het eindpunt) een basisch milieu hebben.
         De titratie eindigt bij een pH>7.
         
         We kunnen de volgende algemene regels toepassen:
         
         • titraties van een sterk zuur met een sterke base hebben eind pH = 7
         • titraties van een sterk zuur met een zwakke base hebben eind pH < 7
         • titraties van een zwak zuur met een sterke base hebben eind pH > 7
         
         
         De eind-pH van de titratie van azijnzuur met NaOH(aq) zal groter dan 7 zijn.
         
         Dan zal het je nu ook wel duidelijk zijn dat de keuze van indikator bij een titratie belangrijk is en afhankelijk van de soort van titratie: Je moet altijd nagaan of het product een neutrale, zure of basische oplossing veroorzaakt en een indikator kiezen die bij dat milieu van kleur verandert. Je wilt dat die omslag plaats vindt precies in het equivalentiepunt.
         
         Opdracht 54
         Zal methyloranje als indikator geschikt zijn bij een titratie van HAc met NaOH?
         Leg je antwoord uit
         
         Titratie (bijzonder) Terugtitratie Indirecte titratie Er zijn ook bijzondere (zuur-base)titraties:
         Bijvoorbeeld, als directe bepaling van een concentratie niet mogelijk is. Misschien is de te onderzoeken stof een gas of een vaste onoplosbare stof. Of misschien onstabiel. Wat doe je dan?
         Het is soms mogelijk om een indirecte titratie uit te voeren.
         De stof die je wilt bepalen moet dan eerst volledig reageren met een "tussenstof" of een "vervanger".
         
         • Je weet precies hoeveel tussenstof je eerst had.
         • Je bepaalt (door een titratie) hoeveel tussenstof over is na de reactie.
         • Dan kun je berekenen hoeveel van de oorspronkelijke stof er was.
         
         
         Een voorbeeld:
         Marmer bevat een hoog gehalte aan calciumcarbonaat. Dat is onoplosbaar in water en kan dus niet direct worden getitreerd.
         Nu kun je het volgende doen: je weegt een hoeveelheid marmer heel nauwkeurig af. Als je dan later berekend hebt hoeveel calciumcarbonaat er in dit marmer zat dan weet je ook het gehalte.
         Maar hoe doen we dit in de praktijk? Hoe bepalen we dat gehalte?
         
         Je brengt die afgewogen hoeveelheid marmer in een exact bekende hoeveelheid (meer dan genoeg = een overmaat) sterk zure oplossing waarvan je de concentratie precies kent.
         Alle calciumcarbonaat uit het marmer reageert met het zuur tot het op is. Er blijft na de reactie met marmer een hoeveelheid zuur over.
         D.m.v. een titratie bepalen we vervolgens hoeveel zuur er over was. Die trek ja af van de oorspronkelijke hoeveelheid zuur en dan ken je de hoeveelheid zuur die met het calciumcarbonaat gereageerd heeft.
         Je kent de reactievergelijking van het zuur met calciumcarbonaat, dus de molverhouding.
         Dus kun je nu een berekening uitvoeren, de hoeveelheid calciumcarbonaat achterhalen en het gehalte daaraan in het marmer vaststellen.
         
         Indikator (zuur-base) Zuur-base Indikator De indikatoren in tabel VIII zijn allemaal zuur-base indikatoren.
         Er bestaan ook redox-indikatoren die we gebruiken bij redoxtitraties (andere module).
         
         De zuur-base indikator is zelf meestal een organisch zwak zuur met een nogal complexe structuur. Afgekorte formule: HIn.
         In water:
         HIn + H₂O H₃O⁺ + In^-       (evenwicht IND)
         HIn heeft kleur 1         In^- heeft kleur 2
         
         Stel je deze indikator voor in zuur milieu, bijvoorbeeld in een oplossing van zoutzuur.
         In dat milieu domineren de (H₃O⁺)-ionen en het evenwicht IND verplaatst zich naar links. Je kunt ook zeggen dat in zuur milieu de indikator vooral de vorm aanneemt van HIn, en dus overheerst de kleur 1.
         
         Elke indikator heeft een omslagtraject die je kunt vinden in de tabel.
         Een voorbeeld: Methyloranje heeft een omslagtraject van 3,1 - 4,4 (rood-oranje)
         Stel je een sterk aangezuurde oplossing voor met pH=1. Doe je er een paar druppels van het Methyloranje bij dan krijgt de oplossing de kleur rood.
         Nu gaan we sterke base toevoegen (KOH(aq)) en het zuur wordt beetje bij beetje geneutraliseerd en de pH-waarde zal langzaamaan stijgen. Het begon met pH=1, langzaam stijgt die waarde.
         Als de waarde 3,1 wordt gepasseerd dan begin je kleurverandering te zien van rood naar oranje. Pas bij het bereiken van de pH-waarde 4,4 is de kleur echt definitief oranje geworden.
         Binnen de overgangszone, het omslagtraject, zal de kleur een mengvorm zijn van de twee kleuren.
         
         In het omslagtraject van de indikator ligt het evenwicht niet erg links en niet erg rechts.
         
         Nogmaals: de kleur van de indikator hangt af van het milieu van de oplossing.
         In zuur milieu ligt evenwicht IND links en dan overheerst de kleur van de moleculen HIn.
         Heb je gezien dat het omslagtraject lang niet altijd in de buurt van de 7 ligt?!
         
         In het chemisch lab brengen we een klein stukje van het metaal natrium in gedestilleerd water (doen we in een soort aquarium).
         Het Natrium is een zacht metaal waar we gewoon een stukje vanaf kunnen snijden of knippen, maar voorzichtig:
         het wordt niet voor niets onder petroleum bewaard; het reageert spontaan met luchtzuurstof en met water.
         
         Het afgeknipte stukje natrium drogen we (met filtreerpapier halen we het petroleum er af) en we leggen het voorzichtig op het wateroppervlak.
         Meteen begint het hevig te reageren, er vormt zich een gas, het stukje natrium gaat snel bewegen over het wateroppervlak, al brandend met gele vlammen.
         Dat gaat door tot het metaal helemaal verdwenen is.
         
         Een paar druppels indicator toevoegen aan het water laat zien dat het gedestilleerd water basisch is geworden.
         
         Dit is duidelijk een directe reactie: de natriumdeeltjes botsen direct met de waterdeeltjes en er zijn geen elektroden.
         De reactie is zeer spontaan.
         
         We volgen de zes stappen:
         1. Een situatieschets:
            
            
            
         2. de aanwezige deeltjes/stoffen zijn: natrium en water, verder niets.
            Kijken we in de tabel, dan moeten we concluderen dat water zowel als oxidator en als reductor kan optreden (in beide gevallen zeer zwak).
            Maar natrium daarentegen is een zeer sterke reductor, dus logisch om te denken dat het water in dit geval als oxidator gaat optreden.
            De reductor staat hier lager dan de oxidator, dus de reactie is spontaan.
            
         3. De halfreactievergelijkingen:

            Red:	Na		Na+ + e-	|x2
            Ox:	2H2O + 2e-		H2 + 2OH-	|x1

            
            NB: het aantal elektronen moet in beide halfreacties gelijk zijn
            
            
         4. De totaalreactievergelijking:
            2Na + 2H₂O    2Na⁺ + H₂ + 2OH^-
            of:
            2Na(s) + 2H₂O(l)2NaOH(aq) + H₂(g)        ΔH < 0
            
         5. Waarschijnlijk is hier één vervolgreactie: het waterstofgas dat ontstaat is verantwoordelijk voor de brand; het reageert met zuurstof uit de lucht en veroorzaakt de vlammen.
            
         6. Waarnemingen en conclusies:
         7. De reactie is spontaan, er komt energie vrij in de vorm van warmte en licht; het is dus exotherme reactie.
         8. Er vormt zich het gas waterstof dat gemakkelijk ontvlamt en zal branden; dat is te zien.
         9. Het product NaOH creëert een basisch milieu (ionen OH^-); dat kunnen we controleren met de indicator: kleur wordt violet.
      Koolstofchemie Organische scheikunde
      Koolstofchemie en Organische scheikunde bedoelen allebei dezelfde tak van sport, dezelfde onderwerpen van de scheikunde, maar de ene naam moet de andere eigenlijk vervangen.
      In het verleden had je organische en anorganische scheikunde. De gedachte was dat de reacties die plaats vinden in dode stof, zoals metalen en steen, principieel anders zijn dan reacties in levende organismen. Zo was alcohol een verbinding die door levende organismen (bacteriën) gemaakt werd, dus een 'organische stof'.
      Toen gebeurde het dat men in het laboratorium uit anorganische (dode) materie, een stof kon maken die wel heel erg leek op alcohol, precies dezelfde eigenschappen had. Was er dan dode en levende alcohol? Hoe moest men hiermee omgaan?
      Om kort te gaan, na veel geharrewar werd de conclusie getrokken dat het onderscheid tussen dode en levende materie oneigenijk was, onjuist zelfs. De alcohol die bij gisting wordt gemaakt bleek precies gelijk aan synthetische alcohol.
      
      Wat wel bleek was dat al die organische verbindingen altijd koolstof als hoofdbestanddeel hadden, dat het element koolstof wel heel aparte eigenschappen had waardoor er haast een oneindig aantal koolstofverbindingen bleek tebestaan. Dus waarom niet die oude naam veranderd in 'koolstofchemie"?
      En zo is het gekomen. (zie ook andere info van internet
      
      ps: dit wil helemaal niet zeggen dat de naam 'organische chemie' verdwenen is. Helemaal niet! die naam wordt nog steeds heel vaak gebruikt.
      
      Koolstofchemie (reacties) Reacties (koolstofchemie)
      Er zijn een aantal kenmerkende verschillen tussen organische en anorganische reacties:
      organische reacties, in het algemeen,
      1. verlopen langzaam. De reactiviteit van veel organische stoffen is lager dan die van veel anorganische stoffen.
      2. verlopen heel vaak niet in watermilieu.
      3. produceren vaak niet alleen een eindproduct, maar ook bijproducten (die het hoofdproduct lelijk kunnen vervuilen)
         
         gekoppeld aan die laatste twee opmerkingen mogen we ook zeggen dat meestal de organische reacties niet zo'n hoog rendement hebben.
      
      Nadat een reactie in de koolstofchemie is verlopen en het product is gevormd, moet vaak het product worden gezuiverd en dat gebeurt vaak via gefractioneerde destillatie Aardolie Kraakproces
      De belangrijkste onderdelen/componenten van aardolie zijn koolwaterstoffen met betrekkelijk lange ketens (de kwaliteit van de aardolie hangt hiermee samen).
      De diverse koolwaterstoffen kunnen gescheiden worden door middel van destillatie, maar daarbij doet zich een probleem voor:
      De meeste moleculen zijn erg groot en daarom blijft een te groot deel achter als teer en asfalt en krijgen we te weinig nuttige producten.
      Kijk maar naar het verkeer: je hebt natuurlijk veel asfalt nodig, maar nog veel meer benzine en diesel (met veel kleinere moleculen) om erop te rijden.
      
      Om nu de opbrengst aan kleinere moleculen te vergroten is er de methode van het "kraken":
      Sterke verhitting van de aardolie (geen zuurstof er bij alsjeblieft!) kan die grote moleculen in kleinere breken.
      
      We hebben het nu over de hoofdprocessen (kraken en vervolgens destilleren) van de zogenaamde olieraffinaderijen.
      Met name het kraakproces heeft goede katalysatoren nodig.
      
      De eindproducten van de olieraffinaderij, die kleinere moleculen dus, zijn op hun beurt weer de grondstoffen voor de chemische industrie en vaak opgebouwd uit de elementen waterstof en koolstof: de Koolwaterstoffen.
      Misschien zou je ze ook "koolstofhydriden" mogen noemen.
      Ze zijn de grondstoffen voor de vele derivaten die de chemische industrie maakt voor toepassingen in de maatschappij, zoals benzine, plastic, nylon, enzovoort.
      
      Thermokatalyse
      Thermokatalyse is een eenvoudige combinatie van twee reactievoorwaarden: Verhoogde temperatuur en Aanwezigheid van een katalysator
      De katalysator helpt bij de opdeling van grote moleculen in kleinere, net als de temperatuur (die bovendien meteen helpt bij het verdampen - en zo dus scheiden - van de kleiner, dus lichter geworden productmoleculen.
      Het proces verloopt tijdens het kraakproces van aardolie.
      
      Alkanen
      De bekende alkanen zijn methaan, propaan, butaan. Ze hebben geen grote reactiviteit. Ze branden wel goed, ze ondergaan gemakkelijk substititie. Ze zijn verzadigd, dus additie gaat niet. Zie een volgend hoofdstuk voor de begrippen substitutie en additie.
      Additie is wel mogelijk bij alkenen en alkynen. Daarbij worden dubbele of drievoudige bindingen verbroken.
      Een zeer bijzondere koolwaterstof is Benzeen en de derivaten daarvan.
      We zullen het ook hebben over de opvallend lage reactiviteit van benzeen.
      
      
      Koolstofverbindingen (structuur) Organische stoffen (structuur)
      Over het uiterlijk van organische stoffen mogen we in het algemeen zeggen dat hun uiterlijk direct te maken heeft met:
      1. het aantal C-atomen per molecuul
      2. de aanwezigheid van onverzadigde bindingen
      3. het karakter van substituenten / bijzondere of functionele groepen
      
      
      • moleculen met lange ketens zijn zwaarder en zullen eerder vaste stoffen zijn
      • moleculen met kortere ketens zullen eerder vloeibaar of gas zijn
      • de organische stoffen kunnen minder of meer onverzadigde bindingen bevatten (dubbel of drievoudig) en de algemene regel is: hoe verzadigder de stof, des te vaster de stof
      
      Met andere woorden:
      Onverzadigde verbindingen zullen eerder olie-achtig zijn (meer vloeibaar) terwijl verzadigde stoffen vetter zijn (vaster).
      De moleculen worden minder rigide als het aantal dubbele of drievoudige bindingen toeneemt en daarmee het relatieve aantal H-atomen afneemt.
      Vet is dus verzadigder dan olie.
      Maar tegelijkertijd mag je niet vergeten dat het eventuele polaire karakter van een stof ook veel invloed heeft: hoe polairder, hoe minder vluchtig.
      
      Ethaan is een gas, maar zodra je een H-atoom vervangt door een OH-groep (dan heb je ethanol = alcolhol) wordt de stof vloeibaar, omdat het molecuul nu polair is geworden.
      
      Het karakter van een molecuul bepaalt ook hoe zo'n molecuul aan een reactie meedoet.
      
      Koolstofatoom (organische reacties)
      
      en kijk even bij wikipedia: pi-bindingen en sigma-bindingen
      
      Over optie 1:
      In het algemeen maakt het koolstofatoom vier sigma (σ)verbindingen met vier andere atomen, ook met C-atomen.
      Zo'n regelmatig C-atoom mogen we beschouwen als een atoom met vier gelijke (sp³) bindingen van het type σ.
      Dit atoom heeft dan vier van deze (enkelvoudige) bindingen: overlappingen met andere orbitalen, bijvoorbeeld die van waterstofatomen.
      
      N.B over substitutie:
      Substitutieprocessen maken dit type bindingen niet kapot. Ze blijven gewoon sp³ met elektronen van het type σ.
      
      N.B. over dubbele en drievoudige bindingen (opties 2 en 3):
      Bij koolstofatomen met sp² of sp hibridizatie hebben we onverzadigde bindingen van het type σ en π. De π-bindingen kunnen additie ondergaan. Gedurende dit additieproces vermindert het aantal elektronen van het type π ten gunste van elektronen van het type σ.
      
      
      
      Reactiemechanisme
      Een chemische reactie heeft altijd te maken met "herverdeling van valentie-elektronen op het moment dat bepaalde deeltjes in contact treden met elkaar met voldoende energie.
      In dit proces verdwijnen chemische bindingen en worden nieuwe gemaakt. Dat weten we al van module 7.
      
      De reactie is het resultaat van een comlex proces, meestal bestaande uit diverse stappen.
      Er zal altijd een eerste stap zijn (initiatie), de volgende stappen(continuatie) en zoiets als een terminatie, dus de eindstappen die de reactie beëindigen.
      Al die stappen tezamen noemen we ook wel: het reactiemechanisme. [zie ook wikipedia]
      
      In zo'n mechanisme is altijd zoiets als een "aanval" van bepaalde deeltjes op andere deeltjes. De aanvallende deeltjes hebben normaal gesproken voldoende energie daarvoor (anders lukt de aanval niet); ze zijn energie-rijk.
      
      De aanval wordt geholpen door diverse factoren, zoals de aanwezigheid van een katalysator, van bepaalde lichtstraling, van energie.
      Katalysatoren hebben een belangrijke invloed op het mechanisme. Ze doen wel mee, maar komen onveranderd tevoorschijn uit de reactie.
      Katalysatoren stimuleren bepaalde stappen van het mechanisme.
      In de biochemie spreken we van bio-katalysatoren of enzymen.
      
      In plaats van met een katalysator kan een chemisch proces ook opgestart worden door bijvoorbeeld lichtstraling, die een binding onstabiel maakt en daarmee een deeltje veel reactiever.
      Er vormen zich dan geactiveerde deeltjes (met voldoende energie) die de reactie continueren en uiteindelijk ook stoppen.
      
      In de koolstofchemie kennen we twee types reactiemechanismen:
      1. Er kan een aanval plaats vinden van een positief op een negatief geladen deeltje (elektrofyle aanval) of omgekeerd: een aanval van een negatief op een positief deeltje (nucleofyle aanval).
      2. Het ander mechanisme is dat van 'radikalen', d.w.z. ongeladen deeltjes die zeer reactief zijn door hun ongepaarde elektron; ladingen spelen hierbij verder geen rol.
      
      
      Reactiemechanisme (polair)
      Er kan een aanval plaats vinden van een positief op een negatief geladen deeltje (elektrofyle aanval) of omgekeerd: een aanval van een negatief op een positief deeltje (nucleofyle aanval). Reactiemechanisme (radikaal)
      Het ander mechanisme is dat van 'radikalen', d.w.z. ongeladen deeltjes die zeer reactief zijn door hun ongepaarde elektron; ladingen spelen hierbij verder geen rol. Additie Eliminatie
      In het woord 'additie' zit het begrip opgesloten van 'toevoeging'. Er wordt iets toegevoegd aan een molecuul
      In het woord 'eliminatie' zit een ander begrip: 'wegwerken'. Er wordt iets verloren door een molecuul
      
      Additie en eliminatie zijn elkaars tegengestelde in de chemie.
      
      
      Additie Onverzadigd
      In een koolstofketen kun je dubbele of drievoudige bindingen hebben tussen de C-atomen. In dat geval wordt de stof "onverzadigd" genoemd, d.w.z. die dubbele bindingen kunnen opengaan en aan weerskanten atomen opnemen.
      Zo'n binding gaat dan open (op een of andere manier) en de C-atomen aan beide kanten krijgen een open plek, een ongepaard elektron. Een ander atoom dat daarvoor geschikt is, kan dan die opengevallen plaats innemen.
      Let wel, we hebben het niet over substitutie waarbij een atoom wordt vervangen, maar over additie waarbij een nieuwe binding wordt gemaakt met zo'n C-atoom.
      
      Additie is dus de reactie van een onverzadigde stof die zich verzadigd met nieuw aangekoppelde atomen of atoomgroepen.
      
      We kunnen het verschijnsel additie ook benaderen vanuit de zogenaamde π en σ-bindingen.
      Die bestaan in één molecuul als de koolstofketen dubbele of drievoudige bindingen heeft.
      Je kunt ook zeggen: er is overlapping van hybride-orbitalen van het type sp² en/of sp. De beide bindingstypes σ (lineaire overlapping) en π (parallelle overlapping). Alleen de π-bindingen nemen deel aan de additie.
      
      Voorbeeld van een mogelijk mechanisme van additie: Broom en Etheen
      Etheen heeft een dubbele binding, dus een plaats met hogere elektronendichtheid (vier elektronen) en dus met hogere concentratie van negatieve lading.
      Die negatieve lading wordt met name veroorzaakt door de π-elektronen.
      Als een broommolecuul deze binding nadert veroorzaakt dat in het broommolecuul een soort polaire inductie en vormt zich, laten we zeggen, een (additie)brug.
      Een ander broomatoom kan deze brug nu van de andere kant benaderen zoals te zien in de tekening.
      
      Broomwater heeft een polair en waterig milieu; de kleur is bruin-geel. Etheen is een apolair gas.
      Als het etheengas de oplossing van het broomwater ingeleid wordt, vindt meteen een additiereaktie plaats: broom verbindt zich aan de dubbele binding van etheen.
      Dus zal het broom tijdens de invoering van het etheengas verdwijnen. Dus ook verdwijnt beetje bij beetje de geel-bruine kleur van het broom, net zolang tot de oplossing kleurloos is.
      
      Alkenen kunnen additie ondergaan met diverse stoffen, zoals:
      Broom en de overige halogenen; Waterstof; Water; en meer.
      Let op: meestal is voor een goede additie een katalysator nodig.
      
      Carbide Carbiet
      Calciumcarbide (C₂H₂) is een witte en vaste stof met een markante geur, zeer onstabiel, die spontaan reageert met water. We noemen het vaak "Carbiet".
      De producten bij de reactie van carbide met water: een gas met scherpe geur en een basische oplossing.
      Als het gas geleid wordt door Broomwater (een verdunde oplossing van Broom) verdwijnt langzaam de gele kleur van het broomwater.
      Het etheengas (acetyleen) dat bij bovenstaande reactie ontstaat is een zeer energierijke stof.
      Vroeger werd die gebruikt in lampen (carbietlantaarns). Tegenwoordig vooral nog bij lassen.
      
      Meer over calciumcarbide vind je op wikipedia.
      
      Ethyn is zeer toegankelijk voor additie; in feite kan twee keer additie optreden.
      
      Eliminatie
      Een molecuul deelt zich in nieuwe moleculen terwijl sommige van die nieuwe moleculen onverzadigd worden, dus dubbele of drievoudige bindingen verkrijgen.
      
      Propanol kan uitgangsstof zijn voor propeen in een eliminatie-reactie. Het propanol moet een OH-groep kwijt + een H-atoom van een buur-C. Zo vormt zich een watermolecuul en een extra binding tussen de twee C-atomen. Dit geeft propeen.
      
      Vetharding Boter Margarine
      Boter is een natuurlijk product van de melk. Hier komen we een dierlijk vet tegen.
      Als we van de melk het water en de eiwitten afscheiden, houden we de dierlijke vetten over: meestal een tri-ester van glycerol en verzadigde vetzuren.
      Voor een deel is boter ook zo'n ester van glycerol, in dit geval met butaanzuur. Dat zuur, een vloeistof, kan vrijkomen en dan ruik je de vieze lucht ervan. Je ruikt het natuurlijk heel erg als de boter ranzig is geworden, dat wil zeggen: als ze begint te ontleden. Bewaar boter maar liever in de koelkast.
      Een klein beetje van dit boterzuur komt voor in menselijk zweet.
      
      
      Leuke details over margarine vind je bij wikipedia.
      
      Melk is ook grondstof voor margarine. Maar die heeft nog een andere grondstof nodig: plantaardige olie (bijvoorbeeld palmolie).
      Een probleem is dat margarine dus een mengsel is van olie(l) en melk(l), twee vloeistoffen waarvan de ene (de olie) apolair is en de andere (melk) polair. Eigenlijk levert dat twee problemen op:
      
      • Polair en apolair mengen niet goed en
      • Je ziet niet zo gauw iemand vloeibare margarine of boter op zijn brood smeren.
      Wat nu gedaan dus?
      
      Vroeger, in de oude margarinefabrieken, loste men het tweede probleem op door minder olie en meer melk te gebruiken en vervolgens het zogenaamde vethardingsproces toe te passen.
      Vegetarische olie bevat veel onverzadigde bindingen en dus zijn ze vloeibaar. Men ging dan eenvoudigweg die dubbele bindingen breken en waterstof toevoegen (additie) zodat de olie verzadigder werd. En dus ook harder.
      Dat kan met een katalysator (Zn) en onder druk. Het waterstof gaat vastzitten aan de openkomende bindingen van C-atomen.
      Maar toen kende men de waarde nog niet van onverzadigde vetzuren voor de gezondheid.
      
      Inmiddels is het voor iedereen duidelijk dat verzadigde vetzuren je aderen kunnen dichtslibben en dat je hoge bloeddruk krijgt of zelfs een hartaanval. Dus wilde men geen vethardingsprocessen meer en de onverzadigde olie juist behouden.
      Maar hoe los je dan het probleem op van de vloeibaarheid? Je kunt toch geen vloeibare margarine toepassen?
      
      Welnu, het is mogelijk een polaire en apolaire stof op een speciale manier te mengen: flink roeren en schudden zodat alle onderdelen de vorm krijgen van piepkleine druppeltjes die allemaal netjes door elkaar zitten. We noemen zoiets een "emulsie".
      Zo'n emulsie is min of meer vast.
      Helaas is zo'n emulsie niet erg stabiel en na enige tijd zie je weer gewoon de twee vloeistoffen boven op elkaar liggen.
      Emulgatoren (zie ook wikipedia) lossen dat probleem redelijk goed op: stoffen die zo'n emulsie stabilizeren. Zo kan de emulsie "margarine" verpakt worden in kuipjes en verkocht en bewaard worden.
      
      
      Emulsie Emulgator
      Het is mogelijk een polaire en apolaire stof op een speciale manier te mengen: flink roeren en schudden zodat alle onderdelen de vorm krijgen van piepkleine druppeltjes die allemaal netjes door elkaar zitten. We noemen zoiets een "emulsie".
      Zo'n emulsie is min of meer vast.
      Helaas is zo'n emulsie niet erg stabiel en na enige tijd zie je weer gewoon de twee vloeistoffen boven op elkaar liggen.
      Emulgatoren (zie ook wikipedia) lossen dat probleem redelijk goed op: stoffen die zo'n emulsie stabilizeren. Zo kan de emulsie "margarine" verpakt worden in kuipjes en verkocht en bewaard worden.
      
      Poly-additie
      Additie is mogelijk bij onverzadigde verbindingen, dus bij dubbele of drievoudige bindingen in de koolstofketen. Een normale additie betekent dat zo'n dubbele binding openbreekt waarna de opengevallen plaatsen zich binden aan andere atomen of atoomgroepen.
      Maar er bestaat een bijzondere mogelijkheid: dat aan de opengevallen plaatsen zich precies hetzelfde molecuul gaat binden dat zelf ook nog onverzadigde bindingen heeft.
      Ze adderen elkaar dus eigenlijk, hun eigen soort. Daarbij is altijd een katalysator nodig.
      Er kunnen zich dan plastics vormen die - op hun beurt - geen dubbele bindingen meer bevatten (die zijn opgebruikt bij de poly-additie).
      De naam van de monomeer blijft gehandhaafd, maar je zet er gewoon het voorvoegsel "poly" voor.
      
      Bij elkaar dus een complex van reacties, volgens een speciaal reactiemechanisme:
      
      
      1. Op de een of andere manier, waarschijnlijk onder invloed van licht (maar het kan ook een katalysator zijn) vindt er een aanval plaats op de dubbele binding. Die wordt opengebroken en verbindt zich aan één kant aan de katalysator.
         De andere kant blijft nog open en staat klaar om zelf weer de aanval voort te zetten op een ander molecuul van hetzelfde type:
         
         Dit is de initiatie (zie ook de initiatie van eenvoudige substitutie):
         Cl – Cl 2Cl· (reactief radikaal)
         
      2. Tijdens de hoofdreactie of de prorrogatie of continuatie valt het zeer reactieve chlooratoom aan op de dubbele binding:
         
         Cl· + CH₂ = CH – CH₃ CH₂Cl – CH· – CH₃
         
         Deze verse radikaal valt aan op de moleculen die in overmaat aanwezig zijn; dat zijn de andere moleculen van propeen:
         1. C₃H₆Cl· + C₃H₆ C₆H₁₂·
         2. C₆H₁₂· + C₃H₆ C₉H₁₈·
         3. enzovoort
            Het is een kettingreactie die enorm lange ketens veroorzaakt. Elke keer vormt zich een groter radikaal dat elke keer weer opnieuw een monomeer kan vangen. Op die manier ontstaan macromoleculen.
      3. De hoofdreactie kan gestopt worden als een radikaal (het ongepaarde elektron) een ander radikaal ontmoet, ook met een ongepaard elektron dus.
         Die twee elektronen vormen meteen een normale (covalente) binding, de actie is over en de polymerisatie komt ten einde.
         Er zijn verschillende manieren om zo'n kettingreactie af te sluiten:
         
         Terminatie:       C_nH_2n· + Cl· C_nH_2nCl
         
         of:
         
         C_nH_2n· + C_nH_2n· C_2nH_4n
      N.B.
      Het voorbeeld gebruikt "radikalen" d.w.z. neutrale deeltjes met een ongepaard elektron.
      Zo'n structuur is nogal onstabiel en zo'n ongepaard elektron duiden we aan met een puntje.
      
      
      Over het algemeen zijn de producten van de poly-additie: plastics in allerlei variaties, afhankelijk van de keuze van de monomeren.
      Je kunt je beperken tot één soort monomeren, maar ook is het mogelijk om verschillende monomeren toe te passen in één proces. Dan worden zogenaamde co-polymeren gevormd.
      Een voorbeeld is ‘TEFLON’ of TEFAL = poly-tetra fluor etheen, dat de industrie toepast bij de fabrikage van pannen met een tefal-laag.
      Dit is een polymeer die slecht absorbeert. In de praktijk zal het eten in zo'n pan niet gauw aanbranden.
      
      
      
      Een ander voorbeeld is PVC (PolyVinylChloride) = polychloorethaan. Dit wordt in zeer grote hoeveelheden toegepast, bijvoorbeeld bij afvoerbuizen, waterslangen, isoleermateriaal, enzovoort.
      
      Polymerisatie (techniek)
      In de fabriek worden polymeren meestal gemaakt in korrelvorm. Vervolgens worden deze korrels behandeld in meer gespecializeerde industrieën/fabrieken voor de vorming van eindproducten.
      Meestal worden dan de korrels verhit waardoor de substantie wat plastischer wordt wat de vormgeving helpt.
      Daarin onderscheiden we twee verschillende processen:
      1. De (macro)moleculen vormen geen onderlinge bindingen, geen vertakkingen. Er onstaat geen driedimensionaal netwerk.
         Het product behoudt dan een zekere flexibiliteit. Het materiaal kan gerecycled worden: je kunt het verkorrelen en/of verwarmen en opnieuw in de mallen aanbrengen.
      2. De moleculen vormen wel een driedimensionaal netwerk doordat ze intermoleculaire bindingen maken. Bijvoorbeeld als er nog dubbele bindingen overgebleven waren.
         De producten zullen dan zeer hard zijn, zonder enige flexibiliteit. Recyclen is hier moeilijker.
      
      Alkadiënen en alkatriënen kunnen ook polymerisatie ondergaan met als resultaat een stof met macromoleculen die op hun beurt nog steeds onverzadigd kunnen zijn.
      Zo'n onverzadigde polymeer heeft nog eigenschappen van onverzadigde stoffen, oftewel: die zal nog flexibel zijn (vloeibaar kan niet meer bij zulke grote moleculen). Je hebt dan zoiets als rubber.
      De elasticiteit van zo'n stof kunnen we verminderen door (partiële) additie. Dat wordt bijvoorbeeld toegepast bij het proces: vulkaniseren van autobanden. Die banden zouden zonder dit proces veel te elastisch zijn en ongeschikt om op te rijden.
      Maar bij vulkaniseren worden (een deel van) de dubbele bindingen in het rubber geaddeerd, opgevuld, mogelijk met zuurstofatomen, maar meestal en effectiever met zwavelatomen. Het materiaal behoudt nog voldoende elasticiteit, maar wordt dan een stuk harder.
      
      Een ander bijzonder aspect bij de vorming van polymeren is het mengen van verschillende monomeren waardoor "co-polymeren" gevormd worden. De moleculen rijgen zich om en om aan elkaar.
      
      Macromoleculen van polymeren zijn zo groot dat de stof altijd vast zal zijn. Soms lossen ze min of meer op in water, zoals proteïnen of polysacchariden. Dan zie een soort troebeling, ook al is het een oplossing, juist omdat die moleculen zo groot zijn.
      De macromoleculen zijn wel opgelost, maar zo groot dat je ze in zeker zin kunt zien.
      Polymeerchemie
      Tegenwoordig bestaat er een aparte "polymeerchemie" waar men in staat is zeer bijzondere polymeren te maken met minstens zo bijzondere toepassingen.
      De twee belangrijkste polymerisatietypes zijn polyadditie en polycondensatie.
      
      Benzeen bevat geen echte dubbele bindingen. De 6 C-atomen van de ring zijn op een andere manier aan elkaar gekoppeld (zie ook module 4).
      Additie is daarom niet gemakkelijk hier. De zes bindingen zijn namelijk erg stabiel en laten zich niet maar zo verbreken door een additieproces.
      
      Substitutie
      Een H-atoom van een koolstofketen, of een of andere groep aan zo'n keten kan vervangen worden door een ander atoom of atoomgroep. De vervanger noemen we een "substituent".

      
      Voor substitutie aan een alifatische keten heb je licht en warmte nodig.
      Voor substitutie aan een aromatische keten/ring heb je een katalysator nodig.
      

      De alkanen kunnen gemakkelijk een substitutieproces ondergaan, waarbij een H wordt vervangen door een ander atoom, bijvoorbeeld een halogeen.
      Het proces is tamelijk traag.
      Zo zal de substitutie door bijvoorbeeld Chloor (Cl₂) langzaam verlopen en alleen met hulp van lichtenergie.
      
      
      
      Nitrilgroep
      Een – C≡N groep noemen we "nitril", als de C deel is van een hoofdketen.
      Als een – C≡N groep optreedt als een zijketen, dus de C maakt zelf geen deel uit van de hoofdketen, dan kun je de naamgeving Cyanide gebruiken, zoals in de anorganische chemie gewerkt wordt met Cyanide-ionen: -CN^-
      Nitrilgroepen kunnen worden ingevoerd/gemaakt door een substitutiereactie van cyanide met een halogeenalkaan:
      
      
      Deze substitutie mogen we ook beschouwen als een een methode van ketenverlenging. Er komt namelijk een C bij (die van de nitrilgroep) aan de bestaande koolstofketen.
      
      N.B.
      De Nitrilgroep heeft een drievoudige binding. Met als consequentie dat er niet slechts twee, maar zelfs tot drie keer toe kan worden geaddeerd.
      Heel bijzonder is dit.
      
      
      
      Fosfortrichloride
      

      Substitutie met bijproduct H₃PO₃

      Er is een methode om een OH-groep van een koolstofketen te substitueren door een halogeenatoom, d.m.v. reactie met 'fosfortrihalogenide'
      
      
      
      Benzeen (substitutie) Substitutie (benzeen)
      H-atomen van benzeen substitueren gaat gemakkelijk.
      De stabiele structuur van de ring verliest zijn stabiele karakter daarbij niet. De 6 C-atomen blijven netjes aan elkaar verbonden, zonder enige verandering.
      Er wordt gesubstitueerd aan benzeen met de groepen: nitro, amino, alkyl, sulfon en andere.
      
      Condensatie Hydrolyse
      Condensatie en Hydrolyse zijn elkaars tegengestelde, elkaars omgekeerde reactie.
      
      Condensatie: Twee moleculen verbinden zich tot één nieuw molecuul met water als bijproduct.
      
      molecuul 1 + molecuul 2 nieuw molecuul + water
      
      Bijvoorbeeld de vorming van een ester:
      ethanol + ethaanzuur ethylethanaat + H₂O
      (een ouder woord voor ethylethanaat = ethylacetaat)
      in structuurformules:
      
      
      
      Het is een reversibel proces, dus de directe reactie is de condensatie en de terugreactie wordt hydrolyse genoemd.
      
      
      
      
      Hydrolyse: Een molecuul reageert met water en vormt dan twee nieuwe moleculen
      
      molecuul + watermolecuul molecuul 1 + molecuul 2
      
      Bijvoorbeeld de splitsing van een ether in alkanolen.
      ethoxi-propaan + water Ethanol + propanol.
      
      
      Bovengenoemde reacties kunnen worden versneld met een katalysator. Daarvoor kun je bijvoorbeeld een zuur nemen.
      De H⁺-ionen vallen op een negatieve plek aan en in dat geval noemt men het mechanisme "elektrofyl".
      Er zijn andere mechanismen waarin negatieve deeltjes aanvallen op positieve plekken van een of ander molecuul en dan noemen we dat "nucleofyl".
      
      Het komt ook voor dat een alkanol reageert met een niet-organisch zuur. Zo kan bijvoorbeeld glycerol reageren met salpeterzuur.
      Normaal reageert glycerol met vetzuren om vetten en oliën te vormen, maar de reactie met salpeterzuur is vergelijkbaar:
      
      Nitroglycerine
      
      C₃H₅(OH)₃ + 3HNO₃ C₃H₅(NO₃)₃
      Het product heeft officieel de naam: glycerol-trinitraat. Maar in de praktijk hoor je vaak een andere naam: nitroglycerine
      Officiëel is die naarm 'nitroglycerine' fout volgens de IUPAC regels.
      De 'nitro'groep is altijd direct verbonden met een koolstofketen en niet via een O-atoom. Feitelijk hebben we hier een tri-ester van glycerol en salpeterzuur en het product bevat 3 nitraatgroepen (= NO₃^-).
      
      Polycondensatie
      Veel moleculen verbinden zich aan elkaar waarbij veel watermoleculen als bijproduct ontstaan (of heel soms een ander klein molecuul)
      Er wordt een macromolecuul gevormd via een condensatiemechanisme.
      voorbeeld:
      Glycol C₂H₄(OH)₂, met twee OH-groepen per molecull, kan een polycondensatieproces ondergaan in twee richtingen.
      
      HO – CH₂ – CH₂ – OH
      
      Elke OH-groep kan reageren met de OH-groep van een ander molecuul. Elke keer wordt dan water gevormd.
      Het molecuul van glycol kan zich dus naar twee kanten uitbreiden.
      
      
      
      Het product is in dit geval een polyether, een vaste stof, terwijl het reagens, glycol, een vloeistof is.
      
      Beroemde polycondensatieproducten:
      1. Polyethers
      2. Polyesters
      3. Polypeptíden
      4. Polysaccharíden
      
      Copolymerisatie
      Copolymerisatie is het proces waarin meer dan slechts één soort monomeren mee doet.
      In de industrie zijn en worden veel copolymeren uitgevonden, gemaakt en toegepast.
      Zo is bijvoorbeeld het materiaal van videotapes een copolycondensatieproduct van glycol (1,2-dihydroxyethaan) en tereftaalzuur (1.4-dicarboxylbenzeen).
      
      Er kan sprake zijn van copolycondensatie van de monomeren glycol en oxaalzuur, met een klein beetje geconcentreerd zwavelzuur als katalysator.
      De reactie begint met een aanval van protonen op oxaalzuur waarbij een carbonium-ion wordt gevormd (een C met een positieve lading). Dit is de langzame stap.
      Vervolgens koppelen steeds twee monomeren afwisselend aan elkaar. Van alle stappen is de langzaamste stap bepalend voor de totaalreactiesnelheid.
      
      Verzeping
      Verzeping is een proces dat hydrolyse van een vet toepast in basisch milieu.
      Daarvoor wordt heel vaak dierlijk vet gebruikt. Het vet ondergaat hydrolyse en dan vormen zich de producten glycerol en vetzuur.
      
      Zo kan men palmolie verzepen en in basisch milieu wordt dan het oliezuur meteen omgezet in natriumpalmitaat (een zout dus). Dat is eigenlijk de zeep.
      Indien als base niet NaOH, maar KOH werd gebruikt ontstaat het zout kaliumpalmitaat en zulke kaliumzeep is in de praktijk zachter.
      
      Redoxreacties (koolstofchemie)
      Ook in de koolstofchemie komen redoxreacties voor. Veel koolstofverbindingen zijn in staat om elektronen af te staan of op te nemen.
      Let wel: als er hier over oxidatie wordt gesproken, dan wordt niet bedoeld de directe verbranding met zuurstof.
      Haast alle stoffen uit de koolstofchemie zijn wel te verbranden tot koolzuurgas en waterdamp.
      Volledige verbranding
      Een mooi voorbeeld van volledige verbranding (maar toch in stappen):
      
      
      Vrijwel alle koolstofverbindingen (met C en H en andere elementen) reageren sterk met zuurstof.
      Het meest reactieve element is dan waterstof dat meteen - in contact met zuurstof - water vormt.
      Daarna (d.w.z. het gebeurt vrijwel gelijktijdig) reageert het koolstof en vormt CO₂.
      Eventueel aanwezig S of N of P of ander elementen kunnen meer producten maken zoals SO₂ en de stikstofoxides N_xO_y. Deze (gasvormige) producten zijn verantwoordelijk voor de luchtvervuiling.
      Logisch dat de beste benzine zo weinig mogelijk zwavel en stikstof bevat.
      
      Onvolledige verbranding
      Die vindt plaats als er onvoldoende zuurstof is.
      H gaat als eerste natuurlijk weer over in water, maar om het koolstof te verbranden is dan niet genoeg zuurstof voorradig (er kan bijvoorbeeld niet genoeg lucht bij). Dan vormt zich CO (koolmonoxide) of zelfs kan het koolstof onverbrand blijven (roetvorming).
      Zorg er voor dat je altijd de stoffen verbrandt bij voldoende luchttoevoer.
      Koolmonoxide wordt ook wel kolendamp genoemd, dat herinnert aan de vroegere kolenkachels. Een enkele keer hoor je nog wel eens van een slecht geventileerde badkamer met daarin een geyser.
      
      Oxidatiegetal N_ox (koolstofchemie)
      Je weet dat bij een redoxreactie de oxidatiegetallen van sommige elementen veranderen.
      Bij redoxreacties in de koolstofchemie is dat oxidatiegetal niet altijd gemakkelijk vast te stellen. Waar vindt precies de elektronenoverdracht plaats, dat is de vraag, in het bijzonder ten aanzien van het koolstofatoom/atomen.
      De redoxtabellen voorzien niet in halfreacties, dus de veranderingen van het oxidatiegetal zul je zelf moeten uitvogelen.
      
      We nemen methanol als voorbeeld:
      
      Normaal heeft een H in een verbinding het oxidatiegetal +1 en een O heeft N_ox=-2
      Deze twee gegevens ken je dus en ook moet je weten dat het hele molecuul neutraal is.
      Zo kun je eenvoudig berekenen dat het oxidatiegetal van de C hier -2 moet zijn.
      
      Het oxidatiegetal van koolstof in de volgende verbindingen:
      1. Ethaan Beide C-atomen zijn -3
      2. ethanol één C-atoom is -3 en de ander is -1
      3. ethanal één C-atoom is -3 en de ander is +1
      4. ethoxi-ethaan Twee C-atomen zijn -3 en twee andere zijn -1
      5. ethylethan(o)aat Twee C-atomen zijn -3, één is +1 en één is +3
      6. methaan Het C-atoom is -4
      
      
      Oxidatie (koolstofchemie) Polariteit (in koolstofketen)
      Een apolaire koolstofketen oxideren is erg moeilijk (we hebben het nu niet over verbranding met zuurstof dus). De verdeling van de valentie-elektronen is hier zeer gelijkmatig, zonder echte verschillen in elektronegativiteit. Het molecuul heeft geen geschikte plekken om aan te vallen.
      De aanwezigheid van ladingen δ⁺ en δ^- kan nucleofyle of elektrofyle aanvallen veroorzaken met redoxreacties als gevolg.
      Als aan de koolstofketen al een zuurstofatoom vast zit kan die polaire plek gemakkelijk redox ondergaan (elektronenoverdracht).
      Het zuurstofatoom, of andere atomen met flinke elektronegativiteit, veroorzaakt de gewenste polariteit in de stof.
      
      Niet alleen is er polariteit nodig, maar ook een plaats waar meer zuurstofatomen (of andere sterk elektronegatieve atomen) zich kunnen aanhechten.
      
      Een vuistregel is dan ook:
      

      Een C kan worden geoxideerd als die C zowel:
      een O heeft als een H waar een andere O zich kan plaatsen tussen de C en de H.

      Anders gezegd: Om een koolstofverbinding te oxideren is nodig dat er al een zuurstofatoom aan het te oxideren C-atoom vastgekoppeld is en bovendien moet er aan die te oxideren C minstens nog één H-atoom vast zitten.
      Normaal wordt dan tijdens de oxidatie een O geplaatst tussen die bedoelde C en H:
      H wordt dan dus: OH / Er wordt dus eigenlijk een H vervangen door een OH.
      Let op:
      Ethermoleculen hebben een O-atoom tussen twee C-atomen in zitten. Daar is sprake van een zekere symmetrie en dus minder polariteit; dan is oxidatie weer een stuk moeilijker.
      
      Een binding tussen twee koolstofatomen is bij gewone oxidatie heel moeilijk te verbreken; koolstofketens blijven meestal ongewijzigd (behalve natuurlijk weer als het een direkte verbranding met zuurstof betreft) waarbij koolzuurgas en water ontstaan.
      
      Halfreactie (koolstofchemie)
      Enkele verbindingen uit de koolstofchemie vind je in redoxtabel; de meeste echter niet.
      Je zult dus in staat moeten zijn om halfreacties zelf op te stellen en te achterhalen hoeveel elektronen er per oxidator of reductor worden overgedragen. Normaal kun je die halfreacties direkt uit de tabel aflezen, maar nu dus even niet.
      
      Bij de oxidatie van 1-propanol met aangezuurd permanganaat gaat dit propanol over in propanal.
      Het propanol verliest een elektronenpaar, dus is het een reductor.
      Het kloppend maken van zuurstofatomen doe je normaal met watermoleculen; het kloppend maken van H-atomen doe je met ionen H⁺.
      Als deze stoffen vóór de pijl komen te staan, mag dit alleen als water en/of zuur ook werkelijk als hulpstoffen aanwezig zijn.
      
      op internet meer info over halfreacties in de koolstofchemie
      Oxidatie (koolstofchemie)
      Het oxideren van diverse functionele groepen

      Alkanen

      
      
      Alkanen zijn moeilijk te oxideren, behalve natuurlijk de verbranding met zuurstof. Denk maar aan aardgas, butagas, enzovoort.
      
      

      Alkanolen

      
      
      Alkanolen worden in het laboratorium meestal geoxideerd met aangezuurd permanganaat of met aangezuurd dichromaat; d.w.z. met een vrij sterke oxidator.
      
      Voor alkanalen zijn zulke sterke oxidatoren niet nodig; zwakkere oxidatoren als Ag⁺ of Cu²⁺ zijn voldoende sterk om het doel te bereiken, als tenminste voldaan wordt aan enkele voorwaarden die verderop genoemd worden. Alkanalen worden dus gemakkelijker geoxideerd dan alkanolen.
      
      Als je een alkanol oxideert ontstaat aanvankelijk een stof met twee OH-goepen aan één C-atoom (schets dat of beeld het uit met modellen).
      Zoals al gezegd, is zo'n verbinding met meer OH-groepen aan één C niet stabiel; van de twee OH-groepen zal een watermolecuul worden afgesplitst.
      Er blijft dan een dubbelgebonden O over. (alkanal, alkanon, alkaanzuur).
      
      Je kunt ook alkanolen / alcoholen direct verbranden natuurlijk en je krijgt dan het bekende koolzuurgas en water.
      Maar nu hebben we het over de subtielere manier met zwakkere oxidatoren en met bijzondere producten:
      Het ion dichromaat in zuur milieu kan een primair alkanol oxideren in twee stappen (via het intermediair alkanal) tot eindproduct alkaanzuur.
      
      

      Alkanalen

      
      
      Voor de oxidatie van alkanalen (gaat vrij goed) gebuiken we vaak ook aangezuurd permanganaat of aangezuurd dichromaat.
      Toch zijn deze oxidatoren sterker dan nodig.
      Een alkanal bezit een aldehydegroep (-CHO) en de binding C=O is behoorlijk polair waardoor oxidatoren graag aanvallen op het δ⁺-deel.
      Zwakke oxidatoren zoals zilver- en koper(I)-ionen zijn al sterk genoeg om alkanalen te oxideren, waarbij het product een carboxylgroep is, een zuur dus.
      
      Dus: het is gemakkelijker een alkanal te oxideren dan een alkanol.
      
      

      Alkanonen

      
      Bij de alkanonen is er weliswaar sprake van een aardige polariteit tussen de C en de O van de C=O groep, maar diezelfde C heeft geen extra H-atoom meer, waar een eventuele oxidatie zou moeten plaats vinden.
      Het gaat dus niet. Alleen met echt krachtige oxidatoren kan er iets gedaan worden en dan alleen als de C - C-binding wordt stukgemaakt.
      
      

      Ethers

      Weliswaar zit hier een O tussen twee C-atomen in, dus moet er wat polariteit zijn, maar er is ook grote symmetrie.
      We kunnen daarom geen grote polariteit verwachten en het zal daarom moeilijker zijn om ethers te oxideren.
      
      

      Alkaanzuren

      Organische zuren zijn normaal gesproken niet goed te oxideren evenals ethers en esters.
      
      Mierezuur en oxaalzuur zijn hierop een uitzondering en gemakkelijk te oxideren.
      Methaanzuur = mierezuur heeft een polair C-atoom dat ook nog H-atomen beschikbaar heeft, oftewel, het kan nog worden geoxideerd.
      (LET OP: De producten daarbij zijn overigens kooldioxide en water.
      
      Het is moeilijk organische zuren te oxideren. Niet omdat er geen polariteit zou zijn, maar wel omdat er aan de polaire C^δ+, waar de O zich zou moeten binden, geen H meer zit. Hetzelfde kan gezegd worden voor esters.
      
      Methanol Oxidatie methanol
      Bestudeer het reactieschema hieronder. Het heeft vijf stappen.
      1. In deze gevallen gaat oxidatie gepaard met de invoering van een O-atoom tussen een C en een H
      2. meestal is bij organische stoffen de aanwezigheid van meerdere OH-groepen aan één C onstabiel
      3. de eindproducten zijn kooldioxide en water.
      
      
      Cu²⁺ (oxidator) Fehlings Reagens Ag⁺ (oxidator) Tollens Reagens Zilverspiegel
      Cu²⁺ en Ag⁺ zijn tamelijk zwakke oxidatoren. Ze staan in de tabel, maar let op:
      Het Cu²⁺ gaat hier niet over in metallisch Cu als product, maar wel in het ion Cu⁺.
      Het product van de oxidator Ag⁺ is wel het metaal Ag.
      Dus: beide oxidatoren pakken één elektron per ion en ze doen dat alleen in basisch milieu.
      
      Wanneer gebruik gemaakt wordt van de zwakke oxidator Ag⁺(aq) waaraan een hulpstof is toegevoegd, spreekt men van:
      AMMONIAKALE ZILVEROPLOSSING (AZ) of ook wel van TOLLENS REAGENS
      Dit reagens is een mengsel van: Zilvernitraat(aq) + ammonia
      
      Wanneer gebruik gemaakt wordt van de zwakke oxidator Cu²⁺(aq) waaraan enkele hulpstoffen zijn toegevoegd, spreekt men van
      FEHLINGS'REAGENS (FR)
      
      FEHLING's Reagens
      FR is een mengsel van: koper(II)sulfaat(aq)(soms aangeduid met Fehlings'-A) en een mengsel van Natriumhydroxide(aq) + Na-K-Tartraat (ook wel aangeduid met Fehlings'-B)
      De oxidator is hier het ion Cu²⁺ dat bij reactie het ion Cu⁺ vormt.
      Let wel: dit gegeven vormt de basis van deze reactie.
      Maar de reactievoorwaarden zijn een beetje gecompliceerd:
      1. Deze reactie kan alleen plaats vinden in basisch milieu.
      2. Bij deze reactie moet verwarmd worden; er is energie nodig.
      Eerst hebben we een oplossing nodig van Koper(II)sulfaat, CuSO₄(aq), zoals bekend: Fehlings A
      
      T.b.v. het basisch milieu voegen we natriumhydroxide toe, NaOH(aq).
      Maar meteen bij dat toevoegen heb je een probleem:
      De Cu²⁺-ionen reageren meteen met OH^- tot een neerslag van Koper(II)hydroxide Cu(OH)₂.
      
      Dit moet voorkomen worden.
      En dat kan ook. Daartoe voegen we een andere stof toe: Na-K-tartraat(aq). Deze stof "pakt de koper-ionen in" zodat ze niet met de hydroxide ionen kunnen reageren.
      
      Het mengsel van de twee oplossingen, NaOH(aq) en Na-K-tartraat(aq) noemen we Fehlings B.
      Fehlings'A + B worden pas op het laatste moment vòòr gebruik samengevoegd omdat dit mengsel (FR) niet stabiel is. Je kunt het niet lang bewaren.
      Zodra FR is toegevoegd aan het te oxideren mengsel (dus met een organische reductor), moet er verwarmd worden om de benodigde energie te bereiken.
      Het behoeft geen sterke reductor te zijn. Een zwakke zoals ethanal(aq) voldoet.
      
      In een reageerbuis met een paar ml ethanal voegen we een paar ml FR toe en we gaan rustig verwarmen boven een klein vlammetje of in een waterbad. Langzaam zien we kleurverandering (groen en geel en rood) en neerslagvorming (rode stof = CuOH(s)).
      
      Hoe lukt het nu om die ionen Cu²⁺ oplosbaar te houden in een basische oplossing?
      Hoe beschermen de tartraat-ionen de Koperionen tegen de OH^--ionen?
      Ze omringen die ionen, ze schermen ze af.
      
      De Ammoniakale Zilveroplossing Tollens Reagens
      De oxidator is Ag⁺
      1. Deze reactie kan alleen plaats vinden in basisch milieu.
      2. Bij deze reactie moet verwarmd worden; er is energie nodig.
      Neerslagvorming (van AgOH) moet hierbij voorkomen worden en daarvoor wordt ammoniak(aq) = ammonia wordt gebruikt.
      Het is ontzettend belangrijk hier om schone buizen te gebruiken omdat het product zilver alleen zich afzet op vetvrije glazen wanden.
      
      In buis 1 doen we een paar ml zilvernitraatoplossing (AgNO₃(aq)).
      Aan deze oplossing voegen we toe - beetje bij beetje - de ammonia.
      N.B.: ammoniak is op zich al basisch, dus is het niet nodig om ook NaOH toe te voegen.
      Even zie je het AgOH neerslaan, maar al gauw verdwijnt het als meer ammonia wordt toegevoegd.
      Dan is de AZ klaar voor gebruik als oxidator.
      
      We voegen een paar ml van de oplossing van de reductor samen met een paar ml AZ. De reductor kan weer zoiets zijn als ethanal of methanal (of glucose). Als er maar een aldehydegroep in zit.
      Goed mengen en dan zet je de buis voorzichtig enige tijd in een waterbadje. We kunnen dan de vorming van de zilverspiegel zien.
      
      Hoe lukt het nu om die ionen Ag⁺ oplosbaar te houden in een basische oplossing?
      Hoe beschermen de ammoniak-moleculen de Zilverionen tegen de OH^--ionen?
      Hoe doen ze dat?
      Ze omringen die ionen, ze schermen ze af.
      
      Zuur-base reactie (koolstofchemie) Koolstofchemie (zuur-base reactie
      
      zuur + base geconjugeerde base + geconjugeerd zuur
      
      Organische zuren splitsen alleen H⁺ af van de zgn. hydroxigroepen (-OH), meestal binnen de carboxylstructuur.
      Organische zuren zijn over het algemeen zwak. Een van de sterkste organische zuren is mierenzuur.
      Dat die carboxylgroep zuur is wordt mogelijk gemaakt door het bestaan van sterke polariteit in die groep. Die veroorzaakt een flinke afstoting tussen het C-atoom en het H-atoom die allebei een zekere positieve lading (δ⁺) hebben.
      
      
      
      Alleen hydroxigroepen kunnen protonen afsplitsen, echter alleen dán als aan dezelfde C van de hydroxigroep nóg een zuurstofatoom is vastgekoppeld of als die hydroxigroep aan een benzeenring vast zit.
      Denk erom dat H-atomen die direct aan een koolstofketen vastzitten nooit optreden als af te splitsen H⁺
      
      Gewone alcoholgroepen kunnen normaal geen H⁺-ionen afsplitsen, tenzij er zeer agressieve stoffen als Na of K worden toegevoegd.
      
      Oxaalzuur (twee carboxylgroepen direct aan elkaar gekoppeld = H₂C₂O₄) is niet alleen maar een sterker zuur, maar kan ook gemakkelijk in tweeën breken waarbij twee moleculen CO₂ gevormd worden.
      
      Vetzuur
      Als de koolstofketen van een organisch zuur vrij lang is, spreekt men van een vetzuur.
      Als in die keten bovendien één of meer dubbele bindingen zitten is het een (meervoudig) onverzadigd vetzuur.
      
      Aminogroep
      Een NH₂-groep, gekoppeld aan een koolstofketen is zó opgebouwd dat het N-atoom (min of meer δ^-) bezit nog steeds een vrij elektronenpaar, beschikbaar voor het opnemen van deeltjes zonder elektronen, zoals het H⁺-ion.
      Als dat gebeurd is wordt de aminogroep positief: – NH₃⁺.
      
      Aminozuur Iso-elektrisch punt
      Als een organisch molecuul (dus een stof uit de koolstofchemie) zowel een zuurgroep alsook een aminogroep bevat dan heb je een aminozuur.
      Die groepen: carboxyl- en amino- reageren niet alleen als zuren of basen, maar ook doen ze mee bij condensatie, bij de vorming van esters of peptiden.
      In zuur milieu gebracht (bij lage pH-waarden dus), is een aminozuur positief en in basisch milieu (bij hoge pH) is het aminozuur negatief geladen.
      Ergens tussen dat hoog en laag moet zich dus een pH-waarde bevinden waarbij de aminozuurmoleculen gemiddeld neutraal zijn.
      Deze bijzondere pH-waarde noemt men het iso-elektrisch punt: het I.E.P.
      
      In het iso-elektrisch punt kan het aminozuurmolecuul als een zgn dubbelion voorkomen.
      
      Zuur-base-indikator
      Sommige ingewikkelde (aromatische) organische zuren hebben dank zij hun structuur een bepaalde kleur, die verandert als er één of meer protonen worden afgesplitst. Deze stoffen zijn geschikt als zuur-base-indikator.
      
      HIn H⁺ + In^-
      kleur 1              kleur 2
      
      Fenol
      Er is een bijzonder type OH-groep die als zwak zuur kan functioneren. We hebben het dan niet over de gewone alifatische OH-groep, maar over de aromatische OH-groep, die aan een benzeenring vastzit.
      Een benzeenring met een OH-groep noemen we "fenol". Je vindt het ook op wikipedia.
      
      

      C6H5OH	+	OH-		C6H5O-	+	H2O
      zuur		base		geconjugeerde base	+	geconjugeerd zuur

      
      In structuren zie je dat fenol op de volgende manier afstaat:
      
      fenol                                             fenolaat
      
      Het bijzondere is dat in fenolaat alle valentie-elektronen van zuurstof, samen met de elektronen van het type π in de ring, in een zgn resonantie-toestand komen.
      Het negatieve ion wordt daardoor een stuk stabieler.
      De consequentie is dat het fenol daaraan de neiging overhoudt om een H⁺ af te staan, veel sterker dan een gewone alifatische OH-groep.
      
      Hydroxigroep (zuur)
      We weten al dat een OH-groep alleen dán H⁺ kan verliezen/afstaan (reageren als zuur) als dat C-atoom tegelijk ook verbonden is met een O (dan hebben we het dus over een carboxylgroep).
      
      De alifatische hydroxigroep, dat is een alcoholgroep, treedt normaal gesproken niet op als zuur en ook niet als base.
      De normale alcoholgroep is dus niet basisch en niet zuur.
      
      Slechts in het geval we een zeer agressieve, reactieve stof toepassen, zoals het metaal Natrium, kan het gebeuren dat de OH-groep zijn H laat afpakken.
      
      CH₃ – CH₂ – OH + Na· CH₃ – CH₂ – O^- + Na⁺ + H·
      
      Zodra er 2 H·-radikalen bestaan, vormt zich een H₂-molecuul en dus een gas.
      Het andere product noemt men natriumethanolaat, een sterk basische stof.
      
      In structuren:
      
      
      
      CH₃ – CH₂ – O^- (+ Na⁺ ) heeft een zeer sterk basisch karakter.
      
      Amfolyten (koolstofchemie)
      Er zijn organische moleculen die aan hun koolstofketen zowel een carboxylgroep (zuur) hebben alsook een aminogroep (base). Je hebt al gezien dat dit een aminozuur is. Zo'n aminozuur is dus een amfolyt.
      
      Biochemie
      Over de scheikundige processen in levende wezens.
      Het geheel en de samenhang van al die reacties in een levend wezen noemen we ook wel: het metabolisme.
      Het gaat vooral over het maken én het afbreken van al die stoffen die een mens, een dier of een plant nodig heeft of juist kwijt wil.
      In de biochemie treden heel veel "organische" verbindingen op - het woord zegt het al - van eenvoudig tot buitengewoon ingewikkeld.
      Opvallend is dat zo'n 95% van alle stoffen in het menselijk lichaam opgebouwd zijn uit de elementen waterstof, koolstof, zuurstof en stikstof.
      Verder is net zo goed opvallend dat datzelfde lichaam voor meer dan de helft eenvoudigweg water is.
      De meest specifieke onderwerpen zijn: De sacchariden, de proteïnen, de vetten en de nucleínezuren; ook wel genoemd: koolhydraten, eiwitten, vetten en DNA/RNA.
      
      Een interessante website over inleiding in enkele biochemische onderwerpen vind je hier
      
      In principe komen we in de biochemie net zulke reacties tegen als in de algemene scheikunde en zeker als in de koolstofchemie. Denk daarbij met name aan zuur-base reacties, redoxreacties, hydrolyse, condensatie en polymerisatie.
      
      Zomaar een voorbeeldtekst uit de biochemie:
      IJzer komt het menselijk lichaam binnen in de vorm van ionen, via voeding. Het Fe³⁺ kan zich omzetten in Fe²⁺ in zuur milieu en met een reductor, bijvoorbeeld ascorbaat. Het Fe²⁺ komt de pancreas binnen bij een pH van 7 en waar Fe²⁺ weer Fe³⁺ wordt. Transferrine transporteert Fe³⁺; Ferritine slaat de IJzerionen op. Heem bevat Fe²⁺.
      
      
      
      Proteïne Eiwit
      De oude Nederlandse naam voor proteïnen is eiwitten. Je vindt ze in alle levende wezens, dus ook in onszelf.
      Ze zijn het belangrijkste bestanddeel van de weefsels van ons lichaam (huid, vlees, nagels, haar, en meer) en worden door het lichaam zelf geproduceerd.
      Maar daarvoor zijn wel de bouwstenen nodig: aminozuren. Die moeten van buiten komen via het voedsel, tenminste de meeste daarvan. Sommige aminozuren kan het lichaam zelf bouwen.
      Om genoeg aminozuren binnen te krijgen heeft de mens als voedsel vlees, bonen, vis, noten, gelatine en andere producten nodig.
      Let op: behalve voor weefsels zijn de proteïnen ook absoluut noodzakelijk in de vorm van enzymen.
      
      
      Aminozuren (amfolyt) Dubbelion
      Aminozuren bevatten een aminogroep, meestal NH₂, en een carboxylgroep, -COOH.
      Daarom kan een aminozuur met basen reageren én met zuren. Het aminozuur is een amfolyt.
      Als het aminozuur per molecuul 1 aminogroep en 1 carboxylgroep bevat zal de pH van de oplossing van dit aminozuur ongeveer neutraal zijn (6 - 8) Een aminozuur met extra carboxylgroepen zal een lagere pH veroorzaken en een aminozuur met extra aminogroepen zal een hogere pH veroorzaken.
      
      Het kan heel goed gebeuren dat een aminozuur zich in een omgeving bevindt waar de carboxylgroep zijn H⁺ afstaat aan een aminogroep.
      Dat kan een aminogroep zijn van een ander aminozuurmolecuul, maar soms ook de aminogroep van hetzelfde aminozuurmolecuul. In dat laatste geval is er dus sprake van interne proton-overdracht.
      Aan één kant is dat molecuul dan --COO^- geworden en aan de andere kant ---NH₃⁺. Eenzelfde molecuul heeft dan dus zowel een positieve alsook een negatieve lading gekregen en we noemen zo'n deeltje ook wel een "dubbel-ion".
      Kortom: een aminozuur kan - afhankelijk van het milieu waarin het zich bevindt - op twee manieren neutraal zijn, of positief of negatief zijn.
      
      Hemoglobine
      Hemoglobine dankt zijn rode kleur aan de heemgroep. Condensatie (aminozuur) Aminozuur (condensatie) Peptidebinding
      Behalve in zuur-base reacties kunnen de aminozuren ook prima meedoen aan een ander reactietype: Condensatie. Daarbij wordt de aminogroep van het ene molecuul gekoppeld aan de OH-groep van een ander molecuul, onder afsplitsing van een watermolecuul. Op deze manier worden twee aminozuren aan elkaar gekoppeld d.m.v. een "peptidebinding".
      
      Proteïne (synthese)
      In scheikundige termen zeggen we: de proteïnen worden gevormd in een "polycondensatieproces", waarbij de aminozuren de "monomeren" zijn.
      
      Je mag proteïnen (eiwitten) beschouwen als een co-polymerisatieproduct omdat er vrijwel altijd verschillende aminozuren meedoen (er zijn zo'n 20 verschillende aminozuren) aan het proces.
      Je kunt die hele synthese van eiwitten ook nog op een andere manier bekijken, namelijk als een proces dat gecontroleerd wordt door DNA/RNA. Dat onderwerp behandelen we verderop.
      
      In het volgende schema zie je de deelnemende aminozuren als dubbel-ionen, wat het condensatieproces in het geheel niet beïnvloedt.
      
      
      
      
      Aan de twee uiteinden van zo'n dipeptidebinding bevinden zich nog steeds: een amino groep en een carboxylgroep. Oftewel, de mogelijkheid om door te gaan blijft aanwezig.
      Opnieuw kunnen die groepen 'condenseren' met andere aminozuren en tri-, tetra-, oligo- of polypeptiden vormen.
      
      Een eiwit (proteïne) kan bestaan uit 50 tot 2000 aan elkaar gekoppelde aminozuren en de molecuulmassa varieert van 5.000 tot 20.000
      
      Optische isomerie (aminozuren) Aminozuur (optische isomerie)
      In de natuur heb je maar één soort aminozuren, dat zijn de α-aminozuren. Dit heeft te maken met het onderwerp "optische isomerie".
      Alle aminozuren die in de natuur voorkomen hebben een aminogroep in de α-positie t.o.v. de carboxylgroep.
      
      
      
      
      In de afbeeldingen zien we Alanine. Boven α-alanine (twee keer; de twee structuren zijn gelijk en ze zijn niet elkaars spiegelbeeld).
      Onder zie je α-alanine en β-alanina, en deze twee zijn optische isomeren (ze zijn niet idenktiek in driedimensionale zin, maar de twee zijn wel elkaars spiegelbeeld).
      
      Penicilline
      Hieronder zie je de structuur van penicilline.
      
      Let op de belangrijke functionele groepen: peptide en carboxyl en het thiazol (waar S een O vervangt).
      
      Cysteïne
      Er bestaat een aminozuur (Cysteïne) dat een ander soort binding kan maken, namelijk een zwavelbrug (S-S).
      De Helix van een eiwit kan - op zijn beurt - zich weer opvouwen tot een driedimensionale structuur, die we dan de tertiaire eiwitstructuur noemen. Cysteïne kan zwavelbruggen maken tussen twee plekken in het lange molecuul en zo een tertiaire structuur creëren.
      
      
      figuur: albumine, De volgorde van de aminozuren en de plaatsen van de zwavelbruggen.
      Primaire structuur (eiwitten) Eiwit (primaire structuur)
      De volgorde van aminozuren in de polypeptiden, in de proteïnen, noemen we dus de primaire structuur. Het is de lineaire volgorde van de aminozuren.
      Deze volgorde is buitengewoon belangrijk voor het functioneren van dat eiwit. Vaak zal het vervangen van één aminozuur genoeg zijn om de activiteit van het eiwit in het organisme flink te veranderen, misschien wel met zeer negatieve gevolgen.
      
      
      figuur: albumine, De volgorde van de aminozuren en de plaatsen van de zwavelbruggen.
      
      Albumine
      Het albumine (hoofdbestanddeel van eiwit van een ei) heeft één enkele opgerolde polypeptidestructuur.
      Insuline
      Insuline (zie wikipedia) echter, het hormoon dat in de pancreas wordt gemaakt en het gehalte aan glucose in het bloed controleert, wordt samengesteld uit twee polypeptidestructuren.
      
      Proline
      Het aminozuur Proline dat ergens opduikt in een polypeptideketen verbiedt of verstoort de vorming van de α-helixen. Gevolg: er kunnen geen waterstofbruggen worden gevormd (wegens gebrek aan de juiste polariteit).
      
      Cikkelcelanemie
      
      
      Sikkelcelanemie is een erfelijke anemie (iets wat ontbreekt) en wordt veroorzaakt doordat één bepaald aminozuur ergens in de polypeptideketen van hemoglobine vervangen is door iets anders. (zie ook figuur) Het juiste aminozuur ontbreekt.
      De primaire structuur is bij cikkelcelanemie niet goed.
      Secundaire structuur (proteïnen) Eiwit (secundaire structuur)
      De polypeptideketens krullen zich op volgens een soort schroefdraad; we spreken ook wel van een "helix". Dat noemen we de secundaire structuur van het eiwit.
      
      De krachten die de vorming van secundaire en tertiaire structuren mogelijk maken zijn:
      1. Waterstofbruggen
      2. vanderWaals krachten
      3. dipolaire krachten
      4. Zwavelbruggen (Cisteíne)
      
      Tertiaire structuur (proteïnen) Eiwit (tertiaire structuur)
      Een lange polypeptideketen die al een helix gevormd heeft, dan nog steeds zo lang zijn dat die helix zich gaat opvouwen op een driedimensionale manier: de tertiaire structuur.
      
      De krachten die de vorming van secundaire en tertiaire structuren mogelijk maken zijn:
      1. Waterstofbruggen
      2. vanderWaals krachten
      3. dipolaire krachten
      4. Zwavelbruggen (Cisteíne)
      
      Quaternaire structuur (proteïnen) Eiwit (quaternaire structuur)
      De zeer grote eiwitmoleculen zijn samengesteld uit meerdere tertiaire bollen: quaternaire structuur.
      
      Voorbeeld:
      In het geval van hemoglobine van het bloed worden vier polypeptideketens, die elk al een tertiaire structuur hadden gevormd, samengevoegd tot één groot geheel: de quaternaire structuur.
      
      
      
      Proteïnen (indeling)
      Je kunt eiwitten indelen naar vorm en dan heb je eiwitten in vezelvorm en in globulaire vorm.
      
      1. Vezeleiwitten - toch zeker 10 x zo lang als breed. Zo heb je bijvoorbeeld in de nagels, in huid en huiden: Keratine.
      2. Globulaire proteïnen - zijn veel ronder van vorm, dus lengte en breedte verschillen niet veel. Voorbeelden: enzymen, antilichamen, membraanproteïnen, hemoglobine, chlorofyl, en meer.
      Deze indeling heeft direct te maken met de twee belangrijkste functies van proteïnen:
      1. vorming van weefsel (spieren, huid, been, colageen, enz.)
      2. katalyse (controle van de reacties, transmissie van zenuwimpulsen, immuunbescherming)
      
      
      Letten we op de molecuulsamenstelling van de eiwitten, kun je de proteïnen indelen in: eenvoudig en complex.
      
      1. Eenvoudige proteïnen of homoproteïnen: - zijn uitsluitend opgebouwd uit aminozuren en niks anders. Voorbeelden: insuline, albumine, keratine, fibrinogeen (dat zich bevindt in het bloedplasma en dat meedoet aan de bloedstolling).
      2. Complexe eiwitten of heteroproteïnen: - zijn gekoppeld met niet-eiwitstructuren, zoals de prostetische groepen.
      
      Voorbeelden van groep B:
      1. Chlorofyl, waarvan de prostetische groep Mg is
      2. Hemoglobine waarvan Heem met Fe de prostetische groep is
      3. kaseíne (in melk), waarvan de prostetische groep fosfaat is
      4. kerneiwitten: - voornamelijk in de ribosomen en waarvan de prostetische groep een ribonucleínezuur is (RNA) of (DNA)
      5. glycoproteïnen, waarvan de prostetische groep een saccharide is; lipoproteïnen met lipiden als prostetische groep
      
      
      1. Complexe proteïnen worden ingedeeld naar hun prostetische groep.
      2. Als de prostetische groep een bepaalde kleur heeft, wordt ook wel gesproken van chromoproteïnen.
      
      
      Eiwitdenaturatie Denatureren (eiwit)
      D.w.z.: het molecuul wordt verwarmd tot bij de negentig graden Celcius. De quaternaire, de tertiaire en zelfs de secundaire structuur gaan dan geheel of gedeeltelijk verloren. Je kan zeggen dat het resultaat is: een losse lange draad van aminozuren. De primaire structuur is als enige behouden.
      Dikke kans dat bij afkoelen een goed deel van die moleculen weer hun oude structuren terugkrijgen.
      
      
      Ureumcyclus
      Hoofddoel van deze cyclus is de vorming van ureum, een belangrijk eindproduct dat als afvalstof wordt uitgescheiden uit het lichaam. Via deze cyclus raakt het lichaam - beetje bij beetje - overtollig stikstof kwijt.
      Normaal gesproken komt stikstof het lichaam in via aminozuren.
      Deze cyclus is verbonden met de Krebs-cyclus (verbranding van suiker in vele stappen) en deze samenwerking levert een metabolisme op (een sterk katabolisme, een stivige afbraak van grote moleculen in het lichaam).
      
      
      
      De ureumcyclus dient tegelijk ook voor de afbraak van afgewerkt aminozuur.
      Het afvalproduct ureum verlaat het lichaam via de urine.
      
      
      
      Koolhydraten Sacchariden Suikers
      (zie ook wikipedia)
      Koolhydraten, ook sachariden genoemd, zijn een bepaald type verbindingen van koolstof-, waterstof- en zuurstofatomen waarbij de waterstof- en zuurstofatomen in een verhouding 2:1 voorkomen: algemene formule C_n(H₂O)m. Ze kunnen oppervlakkig als een hydraat van koolstof worden beschouwd.
      
      De naam 'Koolhydraten' baseert zich op een oud wetenschappelijk misverstand. De brutoformule suggereert misschien wel de aanwezigheid van watermoleculen, maar in werkelijkheid zijn die er niet.
      Lang niet alle verbindingen in de levende natuur die als koolhydraten zijn geclassificeerd beantwoorden evenwel aan deze verhoudingsformule. Ook derivaten met andere atoomtypen en andere verhoudingen worden tot de omvangrijke groep van de koolhydraten gerekend zolang ze dezelfde basisstructuur hebben. Zo worden ook desoxyribose (C₅H₁₀O₄) en glucosamine (C₆H₁₃O₅N) tot de koolhydraten gerekend, melkzuur (C₃H₆O₃) daarentegen niet.
      
      Koolhydraten zijn leveranciers van de voor het leven benodigde energie en vormen als zodanig het belangrijkste voedingsbestanddeel van vele dieren en de mens. In planten worden zij door fotosynthese gevormd uit kooldioxide en water, in andere organismen ontstaan zij uit wat complexere koolstofverbindingen van ten minste twee of drie koolstofatomen. In de stofwisselingsprocessen van levende organismen nemen de afbraak en synthese van koolhydraten een centrale plaats in.
      
      Suiker is in het dagelijks gebruik de naam van een zoetsmakende chemische verbinding die veel in de keuken wordt gebruikt. Deze verbinding wordt beschreven onder sacharose.
      
      
      lineair en cyclisch Cyclisch en lineair
      Je kunt in onderstaande schema zien hoe glucose de lineaire en de cyclische vorm kan aannemen:
      
      
      De lineaire structuur kan gemakkelijk geoxideerd worden (bezit een aldehydegroep), dus met een zwakkere oxidator; vaak gebruikt men:
      Ag⁺ ammoniakale zilveroplossing = reagens van Tollens. Ook Fehlings' reagens werkt prima (Cu²⁺)
      
      De cyclische vorm wordt niet gemakkelijk geoxideerd (er is geen =O binding, geen aldehydegroep, beschikbaar). Het is in de praktijk nu eenmaal zo dat de twee structuren, de lineaire en de cyclische in oplossing met elkaar in evenwicht zijn, dus dat de lineaire structuur er altijd bij zit en die laat zich goed oxideren.
      Omdat de lineaire tijdens dat proces verdwijnt en in evenwicht is met de cyclische, zal de cyclische vorm steeds meer overgaan in lineaire vorm, oftewel, alles wordt uiteindelijk toch geoxideerd.
      
      Glucose en fructose komen op twee manieren voor, de lineaire en de cyclische. De twee vormen zijn - in watermilieu, altijd in evenwicht met elkaar.
      Toch heeft alleen de lineaire structuur de juiste groep om te oxideren (de reductorgroep, de aldehydegroep).
      Tijdens het redox-proces verdwijnt toch niet alleen de lineaire vorm, maar ook de cyclische vorm (vanwege het evenwicht).
      
      
      
      
      De oxideerbaarheid van een cyclische structuur van disacchariden hangt af van de plaats van de O (zuurstofatoom) tussen twee ringen.
      Als zo'n C - O binding in de ring gemakkelijk is te openen (waarbij de lineaire structuur ontstaat) dan is oxidatie mogelijk.
      
      
      
      Monosacchariden
      De monosacchariden kunnen zich bevinden in lineaire of in cyclische vorm (hieronder zie je alleen cyclische vormen).
      
      
      
      
      
      Je kunt in onderstaande schema zien hoe glucose de lineaire en de cyclische vorm kan aannemen:
      
      
      Glucose en fructose komen op twee manieren voor, de lineaire en de cyclische. De twee vormen zijn - in watermilieu, altijd in evenwicht met elkaar.
      
      
      
      
      Disacchariden
      
      
      
      Saccharose kan niet geoxideerd worden met Ag⁺ of met Cu²⁺.
      Maltose en lactose kunnen wel geoxideerd worden met Ag⁺ of met Cu²⁺.
      
      
      Amide, zetmeel wordt niet geoxideerd met Ag⁺ of met Cu²⁺.
      
      Polysacchariden
      Amide of zetmeel heeft een helix-structuur als het zich in natuurlijke vorm bevindt.
      In dat geval maakt het met I₃^--ionen een donkerblauw gekleurd complex.
      
      
      
      
      
      Amide, zetmeel wordt niet geoxideerd met Ag⁺ of met Cu²⁺.
      Sacchariden (indeling)
      Eenvoudige indeling van de sacchariden:
      1. Mono-sacchariden: glucose, fructose, galactose(C₆H₁₂O₆)
      2. Di-sacchariden: saccharose (suiker), lactose, maltose (C₁₂H₂₂O₁₁)
      3. poly-sacchariden: amide (zetmeel), amilose, cellulose( (C₆H₁₀O₅)_n)

      Monosacchariden

      De monosacchariden kunnen zich bevinden in lineaire of in cyclische vorm (hieronder zie je alleen cyclische vormen).
      
      
      
      
      
      Je kunt in onderstaande schema zien hoe glucose de lineaire en de cyclische vorm kan aannemen:
      
      
      Glucose en fructose komen op twee manieren voor, de lineaire en de cyclische. De twee vormen zijn - in watermilieu, altijd in evenwicht met elkaar.
      
      
      
      
      

      Disacchariden

      
      
      
      
      Saccharose kan niet geoxideerd worden met Ag⁺ of met Cu²⁺.
      Maltose en lactose kunnen wel geoxideerd worden met Ag⁺ of met Cu²⁺.
      
      De oxideerbaarheid van een cyclische structuur hangt af van de plaats van de O (zuurstofatoom) tussen twee ringen.
      Als zo'n C - O binding in de ring gemakkelijk is te openen (waarbij de lineaire structuur ontstaat) dan is oxidatie mogelijk.
      
      
      
      

      Polysacchariden

      Amide of zetmeel heeft een helix-structuur als het zich in natuurlijke vorm bevindt.
      In dat geval maakt het met I₃^--ionen een donkerblauw gekleurd complex.
      
      
      
      
      
      Amide, zetmeel wordt niet geoxideerd met Ag⁺ of met Cu²⁺.
      Fehlings' Reagens
      
      CuSO₄(aq) + 2NaOH(aq) Cu(OH)₂(s) + Na₂SO₄(aq)
      
      Cu(OH)₂(s) Cu²⁺ + 2OH^-( = evenwicht 1)
      Cu²⁺ + e^- Cu⁺
      
      De toevoeging van NatriumKaliumTartraat: de tartraat-ionen grijpen de Cu²⁺-ionen van evenwicht 1 waardoor het neerslag Cu(OH)₂ verdwijnt; tegelijk verschijnt er een transparante oplossing met donkerblauwe kleur = Fehlings' Reagens (FR).
      FR bezit dus in basisch milieu opgeloste Cu²⁺-ionen die een reductor kunnen oxideren (bijvoorbeeld de aldehydegroep), door een elektron te pakken en een ion Cu⁺ te vormen.
      Deze ionen Cu⁺ zullen in een vervolgreactie met OH^- het oranjerode neerslag Cu₂O(s) vormen.
      Dit wordt wel gebruikt als een bewijsreactie voor de aanwezigheid van monosacchariden.
      
      Let op: Om de aanwezigheid van glucose (bijvoorbeeld in urine) te onderzoeken, bestaat er een specifieker methode dan Fehlings' Reagens: de enzymatische methode met glucose-oxidase.
      Enzymen - hier het oxidase - zijn vele malen specifieker dan gewone chemische stoffen. Fehlings Reagens reageert met veel meer zwakke reductoren.
      Aspartaam
      Aspartaam is een stof die wordt gebruikt door mensen die willen afvallen.
      Ze willen voorkomen dat ze vet worden van te veel suiker of ze mogen om andere redenen geen suiker hebben.
      Het is nu eenmaal zo dat alle suikers nogal veel energie bevatten. In plaats van suiker in de koffie gebruikt men dan vervangers zoals aspartaam, maar er zijn ook andere.
      Veel suikerhoudende producten (bijvoorbeeld jam en coca-cola) hebben ook zogenaamde dieetproducten, d.w.z. zonder suiker, maar met vervangende zoetstoffen.
      
      Het geheim is dat aspartaam het lichaam in gaat zonder aan het metabolisme mee te doen, zonder enige energie-waarde, zonder enige vetvorming.
      Maar een waarschuwing is wel nodig: sommige suikervervangers blijken inmiddels, als je ze erg veel gebruikt, niet zo gezond omdat ze kanker kunnen veroorzaken.
      
      Energie (biochemie) Fotosynthese Ademhaling
      In principe zijn de regels voor exotherme en endotherme reacties in de biochemie gelijk aan de regels voor de scheikunde in het algemeen. Die gelden dus ook voor de chemische reacties in levende wezens. Ook daar vinden chemische reacties plaats die energie opleveren of energie kosten.
      Wel is het zo dat de energie in levende wezens vaak gedragen en overgebracht wordt via speciale stoffen, zoals ATP (Adenosine Tri Phosphaat), een molecuul dat vaak om de hoek komt kijken bij reacties die gepaard gaan met energieoverdracht.
      
      De meeste levende wezens moeten ademhalen, waarbij het gaat om het binnenkrijgen van zuurstof (respiratie).
      
      Groene planten hebben nóg een mogelijkheid: de fotosynthese die ongeveer het tegenovergestelde is van ademhaling. Bij de fotosynthese wordt zuurstof gemaakt in plaats van verbruikt.
      Respiratie en fotosynthese zijn niet de enige biochemische processen met stevig energie-effect; in feite zijn ALLE biochemische reacties exotherm of endotherm, maar daarover gaan we het hier niet hebben.
      
      Fotosynthese en ademhaling zijn twee tegengestelde processen in de natuur:
      
      1. de respiratie: C₆H₁₂O₆ + 6O₂ 6CO₂ + 6H₂O     exotherm(ΔH < 0)
      2. de fotosinthese: 6 CO₂ + 6H₂O C₆H₁₂O₆ + 6O₂       endotherm (ΔH > 0)
      Niet alleen mensen en dieren, maar ook planten "ademen"!
      In tegenstelling tot de fotosynthese, geldt voor de ademhaling dat er chemische energie van buiten (in de vorm van zuurstof en bijvoorbeeld suikers) moet worden toegevoerd.
      De fotosynthese daarentegen produceert juist chemische energie.(bijvoorbeeld ATP en de suikers die bij de ademhaling weer worden verbruikt).
      Planten hebben dus beide mogelijkheden, overdag domineert de fotosynthese (o.i.v. licht) en 's nachts de ademhaling.
      
      Citroenzuurcyclus Krebs-cyclus
      Net als de Ureumcyclus, vindt ook de Krebscyclus plaats op de mithogondria (de energiefabriekjes in de cellen).
      De oxidator (zuurstof, O₂) helpt bij de 'decarboxylering' van het citroenzuur, tijdens het verloop van al die reacties van deze cyclus.
      Eén complete omgang door de cyclus houdt een reductie in met twee koolstofatomen die overgaan zijn 2CO₂).
      De bijgehorende waterstofatomen verbinden zich aan energiedragers: FAD en NAD, die meteen daarna ATP vormen. ATP mogen we beschouwen als een soort brandstof in de levende wezens.
      De ATP-moleculen zitten vol chemische energie.
      
      De hele cyclus is opgebouwd uit negen stappen, deelreacties, met als totaalreactie:
      
      

      Citraat				oxaal acetaat
      C6H5O72-	+	H2O		C4H2O52-	+ 2CO2 + 5H·

      
      FAD- en NAD-moleculen pakken de H-radikalen op (neutrale eenzame H-atomen) en verkrijgen daarmee flink veel energie.
      Daarna reageren deze H-atomen met zuurstof en vormen water H₂O (zeer exotherme reactie).
      Water en koolzuurgas zijn de eindproducten.
      De hoofdfunctie van de cyclus is het verkrijgen en opslaan van chemische energie.
      
      Vetten Lipiden Glyceriden
      In de natuur komen we vetten vooral tegen in dierlijk vet en plantaardige olie. Die twee kunnen heel goed dienen als voedsel voor mens en dier.
      Ze vormen zich in een condensatieproces van gycerol met vetzuren. Glycerol heeft drie OH-groepen en als die alledrie meedoen aan het condensatieproces heten de producten: "triglyceriden".
      
      
      Vetzuren
      Vetzuren hebben een chemische structuur met uiteraard een carboxylgroep (het zijn zuren immers) + een koolstofketen van zo'n 15 tot 20 C's.
      Meestal komen de vetzuren voor in verbinding met glycerine, maar hier en daar komen ze ook vrij voor (bijvoorbeeld, stearinezuur = kaarsvet = , C₁₇H₃₅COOH).
      
      
      
      In de figuur zie je de structuren van drie vetzuren.
      Eén daarvan in stearinezuur (kaarsvet); de ander heeft een dubbele binding, dus is onverzadigd; de derde heeft meerdere dubbele bindingen, dus is meervoudig onverzadigd.
      De volgende afbeelding toont vier modellen: drie modellen van onverzadigd vetzuur + één model van glycerine.
      De drie vetzuren gaan reageren, elk met één OH-groep van het glycerine, onder gelijktijdige vorming van drie moleculen water.
      
      
      
      En in de volgende afbeelding kun je de producten zien: een vetmolecuul + de drie gevormde watermoleculen:
      
      
      
      
      Onverzadigd vet Verzadigd vet Vet (verzadigd) Olie (onverzadigd)
      In de natuur zijn de lipiden (vetten) de mono-, di- en tri-glyceriden van vetzuren, of ook: esters van glycerol en vetzuren.
      
      "Vet" is verzadigd.
      Gebruiken we onverzadigde vetzuren: dan wordt het vette karakter minder en het olie-karakter meer.
      Olie-achtige stoffen zullen over het algemeen onverzadigd zijn en vette stoffen verzadigd.
      
      Onverzadigde stoffen hebben één of meer dubbele bindingen in de keten die verzadigd kunnen worden, bijvoorbeeld met Broom (Br₂)
      
      
      Een laag met onverzadigde olie (gele kleur) laag met vet (troebel)
      Een laag met Br₂(aq) (gele kleur) laag van water zonder broom (kleurloos)
      
      Nucleïnezuren Kernzuren
      Onderstaande inleiding komt grotendeels uit wikipedia.
      
      Hieronder een sterk vereenvoudigd model van een dubbelstrengig nucleïnezuur.
      
      
      Geel = fosfaat; groen = pentose; rood = stikstofhoudende base.
      De doorgaande lijnen vertegenwoordigen de covalente bindingen en de onderbroken lijnen de waterstofbruggen.
      
      Een nucleïnezuur of kernzuur is een complex biochemisch macromolecuul waarin een groot aantal bouwstenen, de nucleotiden, aan elkaar geschakeld zijn. Nucleïnezuren hebben een hoog molecuulgewicht. De volgorde van de nucleotiden bepaalt de genetische informatie.
      De meest voorkomende natuurlijke nucleïnezuren zijn desoxyribonucleïnezuur (DNA) en ribonucleïnezuur (RNA).
      
      De naam 'nucleïnezuur' werd gegeven omdat deze moleculen het eerst ontdekt werden in de celkern (nucleus).
      
      

      Ribonucleïnezuur

      Ribonucleïnezuur of RNA is een nucleïnezuur waarin de suiker ribose voorkomt. Het speelt een grote rol bij het overbrengen van genetische informatie van het desoxyribonucleïnezuur (DNA) naar de ribosomen. Op basis van de genetische informatie kunnen proteïnen gemaakt worden.
      Er zijn drie types van RNA afhankelijk van hun functie: tRNA (transfer), mRNA (messenger) en rRNA (ribosomaal).
      
      

      Desoxyribonucleïnezuur

      In desoxyribonucleïnezuur vervult de suiker desoxyribose de functie van ribose in RNA. DNA komt voor in alle levende organismen en bevat de erfelijke informatie van het organisme. De DNA-segmenten die genetische informatie bevatten worden genen genoemd. Andere delen hebben een structureel doel of spelen een rol bij de transcriptie van de genetische informatie.
      
      
      Ribonucleïnezuur
      Ribonucleïnezuur of RNA is een nucleïnezuur waarin de suiker ribose voorkomt. Het speelt een grote rol bij het overbrengen van genetische informatie van het desoxyribonucleïnezuur (DNA) naar de ribosomen. Op basis van de genetische informatie kunnen proteïnen gemaakt worden.
      Er zijn drie types van RNA afhankelijk van hun functie: tRNA (transfer), mRNA (messenger) en rRNA (ribosomaal).
      
      Desoxyribonucleïnezuur
      In desoxyribonucleïnezuur vervult de suiker desoxyribose de functie van ribose in RNA. DNA komt voor in alle levende organismen en bevat de erfelijke informatie van het organisme. De DNA-segmenten die genetische informatie bevatten worden genen genoemd. Andere delen hebben een structureel doel of spelen een rol bij de transcriptie van de genetische informatie.
      
      Nucleosiden
      Als een van de vijf basen zich koppelt aan een suiker(ring), heet dat een nucleoside.
      
      Nucleotiden
      Wanneer een fosfaatgroep aan een nucleoside wordt toegevoegd, krijg je een nucleotide.
      Nucleotiden zijn de monomeren van DNA en RNA.
      
      Nucleïnebasen Baseparen (DNA) DNA (basen)
      Er zijn 4 + 1 basen, basisstoffen, bouwstenen voor de nucleïnezuren, die het Desoxiribonucleïnezuur (DNA) en het Oxiribonucleïnezuur (RNA) construeren, samenstellen.
      • DNA wordt opgebouwd door en is dus samengesteld uit Adenine, Guanine, Thimine en Cytosine (A,G,T,C)
      • RNA: Adenine, Guanine, Uracil e Cytosine (A,G,U,C)
      • Het verschil tussen Thymince en Uracil is slechts één methylgroep.
      
      
      
      Nucleïnebasen zijn complementair en vormen basenparen.
      Volgende paren zijn mogelijk:
      • cytosine-guanine (C-G) (bij DNA en RNA)
      • adenine-thymine (A-T) (bij DNA)
      • adenine-uracil (A-U) (bij RNA)
      De binding tussen cytosine en guanine heeft drie waterstofbruggen, terwijl het A-T-paar twee waterstofbruggen vormt.
      
      
      De dubbele helix van DNA, schematisch en in model:
      In zo'n (super)makromolecuul van DNA gaan twee zeer lange helixen samen (zie figuur). Altijd is er die aantrekking tussen G en C of A en T.
      
      

      "DNA"

      
      
      
      
      
      
      Nucleosiden
      Als een van de vijf basen zich koppelt aan een suiker(ring), heet dat een nucleoside.
      
      Nucleotiden
      Wanneer een fosfaatgroep aan een nucleoside wordt toegevoegd, krijg je een nucleotide.
      Nucleotiden zijn de monomeren van DNA en RNA.
      
      
      Binnen de dubbele helix nemen de moleculen A, G, T, C e U deel aan de bindingen tussen de twee stringen van die dubbele helix.
      Elke brug moet eenzelfde afstand overbruggen en daarom combineren altijd: A en G met T, C en U
      
      
      Genetische informatie Transcriptie Translatie
      We gaan hier niet het hele biologische proces behandelen, maar wel, in het kort, enkele scheikundige karakteristieken bij de vorming van de eiwitten in levende wezens.
      Een samenvatting:
      De informatiestroom gaat eerst van DNA naar RNA (transcriptie).
      Het RNA, op zijn beurt, vertaalt haar codes voor het juiste eiwit (translatie)
      
      DNA (transcriptie) RNA (translatie / vertaling) proteïnen
      
      De basevolgorde van een gen (een deel van DNA of RNA) loopt parallel aan de aminozuurvolgorde van het product dat dat gen gaat maken (een polypeptide / eiwit).
      De gencode ligt helemaal vast in de volgorde van de basen (A, C, T en U) en wel op zodanige manier dat elke drie opeenvolgende basen één aminozuur bepalen.
      Dus (even vereenvoudigd): als een gen 600 basen heeft dan kan daaruit een eiwit van 200 aminozuren worden geproduceerd. Of eigenlijk moeten we hier niet het woord 'produceren' gebuiken, maar 'bepalen'.
      Je zult begrijpen dat het van groot belang is om bij de juiste base te starten. Zo zijn er voor starten voor stoppen ook tripletcodes (codons).
      
      Er zijn vier basen in het erfelijk materiaal, de genen, en daarmee kun je 4³ verschillende aminozuren bepalen / definiëren. Maar je weet dat in levende wezens ongeveer 20 verschillende aminozuren worden gebruikt, geen 64.
      Drie worden er gereserveerd voor het stoppen en starten van de productie, maar dan nog zijn er 61 over; nog steeds veel meer dan nodig.
      In de praktijk kunnen meerder codes eenzelfde aminozuur bepalen en zulke codes (codons) worden ook wel synomieme codes genoemd.
      
      
      Je weet dat het eiwitmolecuul (dus ook een enzym) gevormd wordt uit aminozuren in een polycondensatieproces.
      De functie van proteïnen, in het bijzonder van enzymen, is buitengewoon belangrijk in het levende organisme, ook voor het metabolisme. Elk foutje in zo'n enzym kan tot gevolg hebben dat er stagnatie optreedt in het metabolisme. Dat kan ernstige (erfelijke) afwijkingen veroorzaken of zelfs het leven onmogelijk maken.
      Dus is het controlemechaniek van het lichaam om toch vooral de juiste eiwitten / enzymen aan te maken zeer goed ontwikkeld. De informatie én de controle komt van het DNA, dat zich in de celkernen bevindt.
      Dat DNA gaat niet zelf naar het plasma (de ribosomen) om die controle uit te voeren. Daarvoor stuurt hij kopiebrokken van zichzelf (RNA) (proces heet transcriptie) naar buiten, naar de ribosomen waar ook de aminozuren naar toe gesleept worden om daar in de juiste volgorde aan elkaar te worden gekoppeld.
      
      Het volgende schema toont ongeveer zo'n gebeurtenis:
      
      
      Bij de transcriptie worden delen van het DNA (genen) in de kern gekopieerd (met bijna dezelfde vier types nucleínezuren).
      
      Bij de vertaling, de translatie, bij de ribosomen, worden de aminozuren (20 types in gebruik) aan elkaar gekoppeld tot eiwitten.
      
      
      T, na de transcriptie van DNA naar RNA, ondergaat een kleine wijziging naar U, oftewel, de volgorde in DNA, bijvoorbeeld - C - T - G - A - zal in RNA: - C - U - G - A - worden
      
      Enzymen (geschiedenis)
      Louis Pasteur (1822 -1895) was een van de eerste wetenschappers die reacties onderzocht die gekatalyseerd worden door enzymen. Hij geloofde dat gist of levende bacteriën nodig waren voor zulke reacties, die hij "gisting" noemde. Bijvoorbeeld ook de omzetting van glucose in alcohol.
      In 1897 maakte Eduard Büchner een filtraat zonder cellen dat afgezonderde enzymen bevatten. Daartoe behandelde hij gistcellen met fijn zand.
      De enzymen die zich in dat filtraat bevonden waren prima in staat om glucose om te zetten in alcohol.
      Zo bewees hij dat voor enzymactiviteit niet de aanwezigheid van levende cellen vereist is.
      Büchner ontving hiervoor de Nobelprijs voor de scheikunde in 1907.
      
      Enzymen
      Kwantitatief gezien, dus in hoeveelheden, zijn er veel meer structuureiwitten in een levend wezen, dus eiwitten die de weefsels vormen: huid en haar, vlees, en dergelijke.
      Echter, een ander type van eiwitten dat niet zozeer in grote hoeveelheden voorkomt, maar toch minstens zo belangrijk is, zo niet belangrijker, zijn de katalysatoren van de biochemische processen: de biokatalysatoren, de enzymen.
      
      Enzym (specificiteit)
      Twee algemene karakteristieken van enzymen:
      1. Het structuurdeel van enzymen is een eiwit. Opmerking hierbij: elke proteïnestructuur kan gedenatureerd worden, in het bijzonder onder invloed van pH en temperatuur.
      2. Enzymen zijn (bio)katalysatoren en buitengewoon specifiek en efficiënt; het holo-enzym = apo-enzym + co-enzym/prostetische groep.
      
      
      De werkzaamheid van biokatalysatoren hangt sterk af van de molecuulvorm, de ruimtelijke vorm, in het bijzonder het oppervlak van dat molecuul.
      
      Bij voorbeeld: Stel je voor dat bepaalde moleculen van het substraat (de reagentia) willen reageren om een product te vormen. Dat zal alleen mogelijk zijn als die moleculen met elkaar in contact komen en dan nog zo dat ze op de juiste manier met elkaar in contact komen. (twee treinstellen koppelen ook alleen maar op één bepaalde manier aan elkaar).
      Als die moleculen moeten wachten tot ze toevallig een keer botsen en dan ook nog op de juiste manier, dan kunnen ze lang wachten.
      Maar dan komen de katalysatoren, de enzymen eraan om te helpen. Die halen moleculen naar zich toe, die passen in hun oppervlak en zo worden die moleculen precies op de goede manier naast elkaar gelegd om gemakkelijk en snel te reageren.
      Als die moleculen eenmaal aan elkaar zitten, zal het enzym de boel weer loslaten en het nieuwe molecuul is gevormd.
      
      Nogmaals: een substraat wil reageren. Het past precies in het oppervlak van het enzym, bij het actiecentrum. Eenmaal daar aangekomen kan het substraat prima reageren (met behulp van de plaatsen a, b en c).
      
      
      
      De reactievergelijking ziet er als volgt uit:
      E + S ES E+P
      
      S = substraat, P = product
      
      
      
      Het functioneren van de enzymen heeft dus alles te maken met het oppervlak van haar moleculen.
      Als iets of iemand dit oppervlak ook maar een beetje verandert, kan dat de werkzaamheid van het enzym lelijk verstoren.
      
      Elk enzym heeft zijn temperatuur en pH waarbij de activiteit het grootst is: de optimale pH en temperatuur.
      
      In het volgende schema zie je nóg een type van enzymkatalyse.
      
      
      
      Fouten in het DNA (mutaties) kunnen verwarring stichten in het (menselijk) lichaam. Misschien worden er dan foute enzymen aangemaakt, dus met een onjuiste ruimtelijke vorm.
      Zulke foute enzymen maken de normale biochemische reactie in het metabolisme moelijk of zelfs onmogelijk. Zo iemand lijdt dan aan een ziekte.
      
      Enzymstructuur
      De twee substraten S₁ en S₂ verbinden zich heel specifiek aan het enzym. Andere moleculen passen gewoon niet (ruimtelijk gezien)
      Regelmatig, maar niet in alle gevallen, bevindt zich in het actiecentrum van het enzym een co-enzym (zwak gebonden) of een prostetische groep (sterk gebonden).
      Veranderingen van de vorm van het actiecentrum kan de enzymactiviteit sterk beïnvloeden, zelfs stil leggen.
      Het centrum bevindt zich vaak in een soort spleet waarbinnen het vaak apolair is.
      
      Coenzymen en prostetische groepen ( ) verbeteren de enzymactiviteit.
      
      Het complete enzym, inclusief de cofactoren en prostetische groepen, noemen we het holo-enzym,
      Het enzym zonder cofactoren en prostetische groepen noemen we het apo-enzym.
      
      Regelmatig is het co-enzym een vitamine, en hetzelfde co-enzym kan verschillende enzymen bedienen.
      Sommige enzymen vereisen een anorganisch gedeelte, zoals een metaalionen (bijvoorbeeld, Ca²⁺, Mg²⁺ of Zn²⁺).
      Deze anorganische component is een 'activator'. Funktioneel gezien is een activator gelijk aan een co-enzym, maar de anorganische componenten noemt met niet: co-enzymen.
      
      Het enzym is - structureel gezien - een gewoon proteïne met:
      • een primaire structuur, geproduceerd onder controle van DNA = de volgorde van de aminozuren
      • een secundaire structuur, = de  α-helix (schroef) van de primaire structuur
      • een tertiaire structuur, = het resultaat als de α-helix zich opvouwt tot een driedimensionale vorm die de specificiteit van het enzym bepaalt evenals de manier waarop dit enzym geremd kan worden..
      • een kwaternaire structuur (niet altijd aanwezig) is de samenvoeging van (vier) gelijke tertiaire structuren
      
      
      Enzymsoorten
      Meestal begint de naam van een enzym met het substraat + direct daarna de activiteit van dat enzym + uitgang -ase

      Oxireductases	katalyseren redoxreacties (bijvoorbeeld:. glucose-oxidase)
      Transferases	transporteren functionele groepen van een gever naar een ontvanger.
      Hydrolases	splitsen moleculen (voorbeeld: peptidases, proteases)
      Liases	onttrekken of voegen juist toe: bepaalde functionele groepen (voorbeeld. decarboxilase)
      Isomerases	veranderen isomeren (mutase)
      Ligases	verbinden verschillende moleculen met elkaar (piruvaatcarboxilase)

      
      
      Enzym-optimum Enzym-denaturatie
      Proteïnen, en zeker de enzymen, zijn zeer gevoelig voor het milieu waarin ze zich bevinden, met name w.b. de pH en de temperatuur. Die hebben grote invloed op de driedimensionale vorm.
      Denaturatie bijvoorbeeld is desastreus: het enzym (een eiwit) verliest zijn tertiaire structuur en daarmee zijn ruimtelijke vorm. Dat enzym doet niets meer.
      Dus wijk je af van de optimale pH en temperatuur, dan zal dat meteen de werkzaamheid van het enzym beïnvloeden.
      
      
      
      Een paar mogelijkheden om het milieu van het enzym te wijzigen:
      • Verwarming geeft meer beweging van atomen, deeltjes in het algemeen en op bindingen. De toegenomen beweging kan vanderWaals bindingen en polaire aantrekkingen lelijk verstoren. Degelijke covalente bindingen gaan niet zo gemakkelijk stuk bij verwarming.
        Als de denaturatie veroorzaakt werd door temperatuursverhoging is die verandering irreversibel (niet omkeerbaar). Zo'n enzym kun je weggooien.
      • Het toevoegen van zuur of alcohol kan de waterstofbruggen breken. Dan zal de tertiaire en misschien ook de secundaire structuur verloren gaan.
        Je kunt zo de pH veranderen of op een andere manier het milieu anders maken door verdunnen of toevoegen van alcohol of zouten.
        Het is mogelijk dat zulke denaturatie nog (gedeeltelijk) te herstellen is (reversibel).
      In beide gevallen zal de tertiaire en misschien ook de secundaire structuur verloren gaan.
      
      
      De figuren tonen de gevoeligheid van de enzymactiviteit voor temperatuur en pH. (de enzym-activiteit vind je op de y-as)
      
      Hoge temperaturen zijn desastreus voor enzymen. Dit 'koken' is irreversibele denaturatie, onherstelbaar. Denk maar aan een gekookt ei.
      Voorzichtige en bescheiden temperatuursverlaging verlaagt alleen maar de activiteit, zonder dat er sprake is van denaturatie.
      Ga je vanuit de verlaagde temperatuur terug naar de normale temperaturen van 30 - 40°C, dan komt de activiteit terug. (ideetje: voor je dood gaat je lichaam invriezen in de hoop dat het over honderd jaar weer tot leven kan worden gebracht)
      
      Het merendeel van de enzymen functioneert het beste bij pH-waarden van ongeveer 7 (neutraal dus). Maar er zijn een paar uitzonderingen zoals pepsine, dat een optimale pH-waarde heeft bij 1 - 2.
      Ook sterke pH schommelingen kunnen het enzym denatureren. Dat kan reversibel zijn, maar niet altijd.
      
      Voorbeelden:

      Pepsine	1,5	in de maag
      Amilase	6,6	in speeksel
      Lipase	8,0 resp. 7,0	in de pancreas resp. in de darmen
      Saccharase	7,0	in de maag

      
      
      Je weet dat de enzymactiviteit afhangt van het enzymoppervlak. Denaturatie houdt in dat de vorm, dus ook het oppervlak van het enzym verandert.
      
      Enzym (spijsvertering)
      Tijdens de spijsvertering in het menselijk lichaam doen diverse enzymen mee, die elk zijn eigen pH-optimum heeft:

      waar:	enzym	pH-optimum
      in het speeksel	amilase e maltase	6,6
      in de maag	peptase, rennase	1,5 - 4
      in de pancreas	amilase, lipase, tryptase, polypeptidase	6,6 - 9
      in de ingewanden	maltase, saccharase, lactase, ereptase	6,6 - 8,5

      
      
      Enzymregulatie Regulering (enzymen)
      Niet gekatalyseerde reacties, die je bijvoorbeeld uren moet koken, zelfs al is er sterk zuur of base aanwezig, kunnen soms in een paar seconden bij fatsoenlijke temperatuur verlopen als het juiste enzym er bij zit, bij de optimale pH en temperatuur.
      De enzymen treden op als katalysatoren door sterk de benodigde activeringsenergie te verlagen van deze specifieke biochemische reactie.
      De verlaagde activeringsenergie staat toe dat zo'n proces dan verloopt op lichaamstemperatuur en met hoge snelheid
      
      Er zijn diverse manieren om de enzymactiviteit te reguleren:
      Verschillende enzymen staan niet meteen klaar om te functioneren, maar bevinden zich in een 'pre-enzym fase', of ook: de zymogene fase. Dit kan nodig zijn om het kwetsbare enzym te beschermen.
      Het kan ook zijn dat het een enzym betreft dat pas nodig is in geval van ongelukken.
      Zo hebben we in de maag pepsinogeen, dat het enzym pepsine kan vormen bij lage pH. Als het eenmaal is gevormd, kan het pepsine niet meer terug. Het pepsinogeen verliest een stuk keten van 44 aminozuren.
      
      Het product zelf kan (als het hoge concentraties bereikt heeft) terugreageren en zo een enzym verbieden zijn activiteit voort te zetten.
      
      Als het enzym bekend is kunnen specifieke stoffen worden toegevoegd die de enzymactiviteit beïnvloeden (remmers = moleculen met een structuur die lijkt op het normale substraat, maar toch niet helemaal gelijk is).
      Zo maken die remmer het enzym (tijdelijk) inactief. Dus weer een vorm van regulering.
      Eigenlijk hebben we het hier over drugs, geneesmiddelen die - bijvoorbeeld - gebruikt worden bij de chemotherapie door het metabolisme van tumoren te verbieden.
      
      Sommige enzymen hebben naast een actiecentrum nóg een plek waar bepaalde groepen zich kunnen aanhechten: een zgn. allosterisch centrum.
      Stoffen die in zo'n alosterisch centrum passen kunnen de driedimensionale vorm van het enzym wijzigen, inclusief het actiecentrum, en zo de specificiteit van dit enzym veranderen, en daarmee haar activiteit. Dat kan een positieve invloed zijn (actiever), maar ook een negatieve.
      
      
      
      Meestal zijn biochemische reacties tevens evenwichtsreacties. Dat betekent dat de vorming van het product na enige tijd de maximum snelheid bereikt op het moment dat het evenwicht is bereikt.
      Zonder katalysator (zie module 7) kan dat akelig lang duren: uren of zelfs dagen of helemaal nooit.
      In aanwezigheid van een katalysator (een enzym) wordt dat evenwicht veel sneller bereikt. Dat wil dus niet zeggen dat je méér product krijgt, maar wel dat het sneller wordt gemaakt, mogelijk nu in een paar seconden.
      
      Het enzym, de biokatalysator, versnelt meestal het chemisch proces met een factor 10⁶ of meer.
      
      
      
      Het substraat vormt een complex met een enzym. Dit complex wordt genoemd: de overgangstoestand. Het substraat verandert in product.
      
      Vervolgens scheiden het product en het enzym zich van elkaar.
      
      S + E  ES P  +  E
                             a           b
      
      De vorming van het complex (a)is ook een evenwichtsreactie; de laatste reactie (b) is dat niet.
      Het enzym versnelt het bereiken van het evenwicht, maar verandert het evenwicht zelf niet. Wel de voming van het product.
      
      
      Michaelis Menten
      Elke reactie verloopt met zijn bepaalde reactiesnelheid V en met zijn eigen reactiesnelheidskonstante k
      
                     k₁        k₃
      
                     k₂
      
      Uitgaande van drie vooronderstellingen die een ideale / optimale situatie veronderstellen, mag je beweren dat de snelheid maximaal zal zijn, V_max
      
      
      Die drie vooronderstellingen zijn:
      1. een stationaire toestand (steady state) waarin de concentratie van het intermediair ES niet verandert; de vorming van het ES complex vindt plaats met dezelfde snelheid als waarmee ES verdwijnt.
      2. Alle aanwezige enzym doet mee;
      3. Het systeem bevindt zich in een optimale omgeving (verzadigd met S, de beste pH, de beste temperatuur);
      Op deze manier bereikt de snelheid van de reactie V haar maximale waarde V_max
      
      
      over de vormingssnelheid van het intermediair ES:
      
      
      
      over de snelheid van het doorreageren / verdwijnen (in twee richtingen) van dat intermediair ES:
      
      
      
      
      
      K_M is de konstante van Michaelis
      
      K_M geeft de affiniteit van het enzym voor het substraat; een lage K_M betekent veel ES, oftewel, veel substraat S,
      en dat bekent: een lage K_M wil zeggen: een grotere snelheid.
      
      De verhouding tussen de reactiesnelheid en de K_M kun je zien in de Michaelis Menten vergelijking:
      
      
      
      De waarden van K_M   kunnen variëren van 0 tot duizenden.
      
      Voor een bepaalde standaardhoeveelheid hexokinase of glycokinase meten we de vormingssnelheid (V) van glucosefosfaat (het product G6P) als functie van de glucoseconcentratie [S].
      De resultaten tonen aan dat V_max van de twee enzymen aan elkaar gelijk zijn (er vormen zich ±100 nmol G6P per minuut), maar dat de K_m-waarden flink verschillen:
      K_m van hexokinase  = 0,1 mM, K_m da glucokinase = 10 nM (factor 100)."
      
      Kijk nog eens goed naar het volgende evenwicht met de tussenstof SE:
                     k₁         k₃
      
                     k₂                 Michaelisconstante
      geeft de affiniteit van het enzym voor het substraat.
      
      
      De vergelijking van Michaelis-Menten geeft de relatie tussen K_M en de reactiesnelheid.
      
      We kennen diverse types van enzymremmers:
      1. productremmers
      2. drugsremmers
      3. allosterische remmers
      
      
      
      
      Chemische analyse Analytische chemie
      Zie ook: analytische chemie
      
      Analytische scheikunde is het onderdeel van de scheikunde dat zich bezig houdt met het analyseren, het onderzoeken, van chemische verbindingen en mengsels.
      
      Analytisch onderzoek is in onze maatschappij onmisbaar. Ze neemt een vooraanstaande plaats in de wereld van wetenschappelijke, technische en medische en zeker ook criminele bedrijvigheid:
      Dagelijks moeten grondstoffen, (bij)produkten, afvalstoffen, enz. onderzocht worden op kwaliteit en kwantiteit. Zulk onderzoek wordt gedaan bij allerlei chemische industriëen (plastic, kunstmest, konsumptieartikelen, brandstoffen, metalen enz.); in het bedrijfsleven speelt analytische chemie een voorname rol evenals bij forensisch onderzoek.
      Bedrijven willen natuurlijk graag weten welke samenstelling hun grondstoffen, half- en eindproducten hebben. De analytische chemie heeft een scala aan technieken en methoden voorhanden om deze informatie te verschaffen. De complexe procedures in de analytische chemie worden door bedrijven veelal in eigen beheer uitgevoerd.
      Er verandert in het vakgebied van analytische chemie veel, maar verouderde methodes zijn nog te vaak gemeengoed.
      
      

      "Grote bedrijven redden zich in het algemeen prima, want zij hebben de mankracht om zich te blijven ontwikkelen.
      Vooral kleinere bedrijven hebben geen uitgebreide laboratoriumstaf en dan vindt er vervolgens te weinig vernieuwing van processen plaats."

      Kenniscentrum voor analytische chemie, Hogeschool Brabant

      Maar ook de overheid en de consumentenorganisaties controleren dagelijks de kwaliteit en de samenstelling van allerlei producten die op de markt gebracht worden. Milieuverontreiniging en forensisch onderzoek zijn hiervan slechts twee voorbeelden.
      Denk hierbij aan het meten van verontreinigingen in rivierwater of geneesmiddelen in bloed, maar ook bij forensisch onderzoek naar DNA-materiaal, drugs, giftige stoffen speelt analytische chemie een belangrijke rol. Het toepassingsgebied is werkelijk heel breed.
      

      "Simpel gezegd komt het er op neer dat je meet hoeveel van wat er in iets zit."

      
      

      Je kunt de chemische analyse indelen in twee soorten onderzoek:
      1	de kwalitatieve analyse:	welke stof(fen)?
      2	de kwantitatieve analyse:	hoeveel van elke stof?

      
      
      Kwalitatieve Analyse
      De hoofdzaak van de kwalitatieve analytische chemie zou je kunnen indelen in de volgende twee activiteiten:
      
      1.
      Als je een mengsel hebt, welke stoffen zitten er dan in; wat zijn de componenten?
      
      Om dat te onderzoeken is meestal een scheidingstechniek nodig. In de praktijk zal een mengsel eerst worden gescheiden in de componenten om vervolgens elke component afzonderlijk te onderzoeken.
      Er bestaan echter ook technieken die in staat zijn om afzonderlijke stoffen vergaand te onderzoeken terwijl ze zich nog in het mengsel bevinden.
      
      

      Hieronder verwijzingen naar de belangrijkste analytische scheidingsmethoden:

      Scheidingsmethoden module 5

      Chromatografie

      Gaschromatografie

      Vloeistofchromatografie

      Gel-chromatografie

      Extractie

      Filtratie

      Verdamping

      Destillatie

      
      2.
      Als je een zuivere stof hebt, uit welke elementen is die dan opgebouwd en welke atomen zitten daar in en hoe zitten die bij elkaar?
      
      

      Kwalitatieve analyse van een zuivere stof wordt meestal uitgevoerd in twee fasen, twee werkgebieden die elkaar in principe opvolgen, maar vaak ook overlapping vertonen:
      1	EEN VOORONDERZOEK
      2	HET SCHEIKUNDIG-ANALYTISCH ONDERZOEK

      n.b.
      
      Eigenlijk zijn bovenstaande methodes ouderwets. Heel veel reacties die vroeger in het (nat)lab werden uitgevoerd met retorten, reageerbuizen, spatels enzovoort, enzovoort, die worden tegenwoordig volledig automatisch uitgevoerd met moderne apparatuur. Maar voor een goed begrip van de onderliggende onderzoeksreacties is het toch heel verstandig (nodig eigenlijk) dat je daar het nodige vanaf weet.
      
      Vaste stof
      Als een stof vast is, kan hij blijkbaar een roosterstructuur maken, dus zijn de deeltjes niet zo heel erg beweeglijk.
      Anders gezegd: deeltjes die er van houden mekaar stevig vast te houden, sterk aan te trekken, die zullen weinig bewegingsvrijheid overhouden.
      Als ook nog eens blijkt dat het smeltpunt hoog is (gemakkelijk te onderzoeken) is het vast geen molecuulrooster, maar een metaal of ionrooster.
      Is het smeltpunt laag, dus smelt hij vrij gemakkelijk, dan is er waarschijnlijk een molecuulrooster met daarin vrij zware moleculen, die regelmatig van vorm zijn en/of enigzins polair.
      
      Smelttraject
      Soms heeft een stof niet een smeltpunt, maar een smelttraject. Dit wijst er op dat je niet met een zuivere stof te doen hebt, maar waarschijnlijk met een mengsel van stoffen. Eenzelfde opmerking kan gemaakt worden voor kookpunten en kooktrajecten.
      Als de stof niet zuiver is, dan is zuivering (scheidingsmethode) nodig.
      
      Vooronderzoek analyse Analytisch vooronderzoek
      Bij dit vooronderzoek ligt de nadruk - evenals bij de meeste scheidingsmethoden - wat meer op de natuurkundige dan op de chemische eigenschappen van de stoffen.
      Er worden nog geen echte scheikundige reakties uitgevoerd.
      Bij het vooronderzoek moet je letten op een aantal stofeigenschappen zoals:
      • uiterlijke kenmerken,
      • wat zie je bij verhitting?
      • oplosbaarheid in verschillende oplosmiddelen,
      • geleidbaarheid
      • e.d.
      Het gaat hierbij om de eigenschap(pen) van de stof(fen) die tamelijk rechtstreeks te bepalen zijn, soms op het eerste gezicht; dat zie je zo!), soms met behulp van instrumenten.
      Kennis over het smeltpunt of kookpunt van een stof wordt ook wel 'thermische analyse' genoemd. Vaak is het heel eenvoudig een stofje in een reageerbuis te doen en even te verhitten. Goed kijken! Wat gebeurt er? Wat zie je? Ruik je iets?
      Uiterlijke kenmerken van een stof bij kamertemperatuur (25ºC) en bij normale druk (1 atm) kun je direkt waarnemen. De stof is vast, vloeibaar of gas en heeft een bepaalde geur of kleur. Een paar gegevens hierover vind je in tabel XVII.
      
      Als een stof vast is, kan hij blijkbaar een roosterstructuur maken, dus zijn de deeltjes niet zo heel erg beweeglijk.
      Anders gezegd: deeltjes die er van houden mekaar stevig vast te houden, sterk aan te trekken, die zullen weinig bewegingsvrijheid overhouden.
      Als ook nog eens blijkt dat het smeltpunt hoog is (gemakkelijk te onderzoeken) is het vast geen molecuulrooster, maar een metaal of ionrooster.
      Is het smeltpunt laag, dus smelt hij vrij gemakkelijk, dan is er waarschijnlijk een molecuulrooster met daarin vrij zware moleculen, die regelmatig van vorm zijn en/of enigzins polair.
      
      Soms heeft een stof niet een smeltpunt, maar een smelttraject. Dit wijst er op dat je niet met een zuivere stof te doen hebt, maar waarschijnlijk met een mengsel van stoffen. Eenzelfde opmerking kan gemaakt worden voor kookpunten en kooktrajecten.
      Als de stof niet zuiver is, dan is zuivering (scheidingsmethode) nodig.
      
      Een gas of een stof die zeer gemakkelijk verdampt, bestaat waarschijnlijk uit lichte moleculen en/of die moleculen hebben weinig of geen dipoolkarakter. Ze trekken elkaar zeker niet sterk aan.
      
      Vloeistoffen met een hoog kookpunt, zullen sterk polair zijn en/of ze hebben lange en beweeglijke moleculen. Ook kan het zijn dat de moleculen (meervoudig) onverzadigd zijn.
      
      In tabel XVII vind je enkele kookpunten en smeltpunten (afgerond) en in tabel V vind je de kookpunten en smeltpunten van alle elementen. Gegevens over de oplosbaarheid van zouten in water vind je in tabel XI.
      
      Je kunt stofeigenschappen ook onderzoeken m.b.v. optische analysemethoden. Daarbij gaat het erom dat je goed observeert, met name met behulp van speciale apparatuur. Welke verschijnselen doen zich voor bij bestraling, verhitting, e.d. Hierbij moet je denken aan apparatuur als een spectrofotometer.
      
      
      Spectroscopie kun je grofweg (er zijn meer mogelijkheden) als volgt indelen:
      • Atoomspectroscopie
      • Absorptiespectroscopie
      • Emissiespectroscopie
      • Molecuulspectroscopie
      • Microgolfspectroscopie
      • Infraroodspectroscopie
      • Ramanspectroscopie
      • Ultravioletspectroscopie
      • Kernspinresonantie-spectroscopie
      • Massaspectrometrie
      
      
      
      Optische analysemethoden
      Je kunt stofeigenschappen onderzoeken m.b.v. optische analysemethoden. Daarbij gaat het erom dat je goed observeert, met name met behulp van speciale apparatuur. Welke verschijnselen doen zich voor bij bestraling, verhitting, e.d. Hierbij moet je denken aan apparatuur als een spectrofotometer.
      
      
      Spectroscopie kun je grofweg (er zijn meer mogelijkheden) als volgt indelen:
      • Atoomspectroscopie
      • Absorptiespectroscopie
      • Emissiespectroscopie
      • Molecuulspectroscopie
      • Microgolfspectroscopie
      • Infraroodspectroscopie
      • Ramanspectroscopie
      • Ultravioletspectroscopie
      • Kernspinresonantie-spectroscopie
      • Massaspectrometrie
      
      
      Vooronderzoek (zuivere stof)
      
      1. Algemeen:
         1. Noteer de kleur van de stof (zie ook tabel XVII)
         2. Doe de vlamkleuring (tabel XIIX)
         3. Noteer het gedrag bij verhitting (sommige stoffen ontleden bij verhitting, waardoor smeltpunten of kookpunten niet bepaald kunnen worden)
         
         
      2. Vaste stoffen (s):
         1. als je de stof polijst krijg je een metaalglans. Ook blijkt de stof geleidend: Het moet een metaal zijn, een stof dus met een metaalrooster.
            Voorbeelden: rood: koper, geel: messing of goud, bruinrood: brons, sterk aangetast / roestig: (zeer) onedel
         2. de stof heeft een laag smeltpunt en is niet geleidend:
            Het moet een molecuulrooster zijn
            • onderzoek de oplosbaarheid van de stof in verschillende (a)polaire oplosmiddelen.
            • onderzoek vervolgens d.m.v.:
            • indicator (indien aq)
            • spectrometrie
            • chromatografie
         3. de stof heeft een hoog smeltpunt en is niet geleidend:
            Het zal een ionrooster zijn.
            • Meng de stof met water en onderzoek:
              • de oplosbaarheid
              • de geleidbaarheid
              • met een indikator
              • doe spectrometrie (o.a. de vlamreaktie)
              • doe chromatografie
         
         
      3. De stof is vloeibaar.
         Denk hierbij aan een aantal mogelijkheden:
         • polaire/apolaire moleculen
         • kleine/grote/langwerpige moleculen
         • waarschijnlijk geen roosters
         • onverzadigde koolstofketens
         Onderzoeksmogelijkheden:
         1. mengen met (a)polaire vloeistoffen
         2. viscositeit
         3. kookpunt
         4. spectrometrie
         5. (gas)chromatografie
         
         
      4. Je moet een gas (g) onderzoeken.
         De stof zal opgebouwd zijn uit kleine, lichte moleculen met weinig dipoolkarakter
         Onderzoeksmogelijkheden:
         1. oplosbaarheid in vloeistoffen
         2. gaschromatografie
      
      Aangeslagen toestand Grondtoestand
      Eén elektron neemt energie op gaat daardoor naar een verder naar buiten gelegen schil. De energie zit nu dus nog in het atoom, dat daardoor niet stabiel is. Hoe meer energie een deeltje heeft, des te onstabieler is het.
      Dat onstabiele deeltje bevindt zich in de zgn. AANGESLAGEN TOESTAND. Elektronen met teveel aan energie zullen snel (binnen fracties van een seconde) weer terugvallen in hun oorspronkelijke stabiele GRONDTOESTAND.
      Dat terugvallen kan eventueel in etappes, via tussenliggende (onder)schillen, plaats vinden. Bij elk terugsprongetje moet dat elektron overtollige energie afgeven in de vorm van elektromagnetische straling van bepaalde golflengte.
      De manier waarop elektronen terugvallen is voor elk atoom verschillend, dus ook de uitgezonden straling is dan verschillend. Die uitgezonden straling kan opgevangen en gemeten worden; soms zelfs met het blote oog te zien als de golflengte tussen de 400 en 700 nm ligt.
      Spectrometrie
      Als je aan de deeltjes van een stof (atomen, ionen, moleculen) extra energie toevoegt door ze bijvoorbeeld te verhitten of te bestralen dan kan de stof een deel van die energie opnemen.
      Waar blijft die energie? (want: "energie gaat nooit verloren, toch?")
      Die opgenomen energie kan op verschillende manieren in zo'n deeltje terechtkomen en worden opgeslagen:
      1. De energie wordt opgenomen door de elektronen van een bepaald atoom.
         Hoe meer energie elektronen bezitten, des te "zelfstandiger" ze zijn;
         met andere woorden:
         Hoe verder elektronen van de kern zijn verwijderd, des te meer ze 'op zichzelf' kunnen zijn en des te meer eigen energie hebben ze.
         Als dus die toegevoerde (voldoende) energie bij de elektronen terechtkomt, dan zullen die elektronen overspringen naar een verder van de kern liggende schil (zie B).
         Zelfs is het mogelijk dat zo'n elektron zoveel energie verkrijgt dat het het atoom verlaat; er ontstaat dan een positief ion (zie A).
         1. Eén of méér elektronen nemen zoveel energie op dat ze zich volledig verwijderen van het atoom; dit heet ionisatie en levert geen spectrum op.
         2. Eén elektron neemt energie op gaat daardoor naar een verder naar buiten gelegen schil. De energie zit nu dus nog in het atoom, dat daardoor niet stabiel is. Hoe meer energie een deeltje heeft, des te onstabieler is het.
            Dat onstabiele deeltje bevindt zich in de zgn. AANGESLAGEN TOESTAND. Elektronen met teveel aan energie zullen snel (binnen frakties van een sekonde) weer terugvallen in hun oorspronkelijke stabiele GRONDTOESTAND.
            Dat terugvallen kan eventueel in etappes, via tussenliggende (onder)schillen, plaats vinden. Bij elk terugsprongetje moet dat elektron overtollige energie afgeven in de vorm van elektromagnetische straling van bepaalde golflengte.
            De manier waarop elektronen terugvallen is voor elk atoom verschillend, dus ook de uitgezonden straling is dan verschillend. Die uitgezonden straling kan opgevangen en gemeten worden; soms zelfs met het blote oog te zien als de golflengte tussen de 400 en 700 nm ligt.
         
         
      2. De energie wordt opgenomen door de moleculen.
         Binnen moleculen zijn de atomen ten opzichte van elkaar in trilling, elk molecuul en elk atoom op zijn eigen manier. Als de toegevoerde energie niet groot genoeg is om elektronen naar een andere schil te sturen, dan komt deze mogelijkheid ter sprake. Vaak worden daarvoor de moleculen met infraroodlicht bestraald. Als het molecuul de energie van die straling (gedeeltelijk) kan opnemen zal het bijvoorbeeld wat heviger of in een andere richting gaan trillen en geraakt ook op die manier in een soort aangeslagen toestand, die weer niet stabiel is. Het aangeslagen molecuul zal snel weer terugvallen in de oorspronkelijke grondtoestand onder uitzenden van nieuwe straling. Deze nieuwe straling kan weer gemeten worden met spectrometers en daaruit kunnen dan conclusies getrokken worden omtrent de aard van de onderzochte stof.
         
         
      3. De energie wordt opgenomen door de atoomKERN.
         Ook de kerndeeltjes zijn in staat bepaalde energie op te nemen en even later weer af te staan. En ook dit levert een spectrum op (NMR). Hierbij speelt het magnetisch veld een belangrijke rol.
      
      
      Er zijn twee soorten spectra te onderscheiden:
      1. Een absorptiespectrum
      2. Een emissiespectrum
      Een lichtbundel met bepaalde (variërende) golflengte wordt door de te onderzoeken stof gestuurd (valt door de stof). Bij sommige golflengtes zal de stof een hoeveelheid van het licht absorberen met als gevolg dat de doorvallende bundel armer is aan straling van die golflengte(s). Dit wordt opgemerkt door een stralingsdetektor. Dit kan een piek (naar beneden) in de grafiek betekenen.
      
      De aangeslagen moleculen zijn niet stabiel en zullen (snel) terugvallen in de grondtoestand. Bij dat terugvallen wordt nieuwe straling uitgezonden (in alle richtingen). Ook deze emissiestraling kan met een detektor (in de tekening onder een hoek van 90 graden) worden gemeten en in een grafiek worden uitgezet. Je ziet pieken naar boven.
      
      Aan het patroon van een spectrum is vaak te herkennen om welk molecuul het gaat. Het zijn een soort vingerafdrukken van moleculen en atomen.
      
      
      Spectrum
      
      
      Er zijn twee soorten spectra te onderscheiden:
      1. Een absorptiespectrum
      2. Een emissiespectrum
      Een lichtbundel met bepaalde (variërende) golflengte wordt door de te onderzoeken stof gestuurd (valt door de stof). Bij sommige golflengtes zal de stof een hoeveelheid van het licht absorberen met als gevolg dat de doorvallende bundel armer is aan straling van die golflengte(s). Dit wordt opgemerkt door een stralingsdetektor. Dit kan een piek (naar beneden) in de grafiek betekenen.
      
      De aangeslagen moleculen zijn niet stabiel en zullen (snel) terugvallen in de grondtoestand. Bij dat terugvallen wordt nieuwe straling uitgezonden (in alle richtingen). Ook deze emissiestraling kan met een detektor (in de tekening onder een hoek van 90 graden) worden gemeten en in een grafiek worden uitgezet. Je ziet pieken naar boven.
      
      Aan het patroon van een spectrum is vaak te herkennen om welk molecuul het gaat. Het zijn een soort vingerafdrukken van moleculen en atomen.
      
      Chromatografie
      Chromatografie is een analysemethode, die vaak ook gebruikt wordt om mengsels te scheiden; je kunt er dus mee onderzoeken welke stof je hebt, en bovendien kun je er de verschillende componenten mee uit elkaar halen.
      
      Als je met een viltstift een lijn trekt op een stuk filtreerpapier en vervolgens laat je een vloeistof in dat papier trekken vanaf é én kant, dan zul je zien dat die lijn een eind met die vloeistof meeloopt en ook dat de inkt samengesteld was uit meerdere kleurcomponenten. De ene kleur loopt harder met de vloeistof mee dan de andere.
      Elke kleurcomponent moet voortdurend kiezen of ze in op dezelfde plaats in het papier zal blijven zitten of dat ze met de bewegende vloeistof mee zal trekken. Dat laatste noemt men wel de "affiniteit van de component tot de twee fasen.
      In dit geval heb je twee fasen:
      • het papier is de vaste fase
      • de vloeistof is de mobiele fase
      Als een bepaalde kleurstof dus een grote affiniteit heeft voor de mobiele fase, dan verplaatst die kleurstof zich over een grote afstand; die komt het verst.
      
      Definitie
      Chromatografie is een scheidingsmethode die berust op (het verschil in) de affiniteit van de te onderzoeken stof(fen) ten opzichte van twee fasen, een bewegende en een vaste fase.
      
      De naam chromatografie is afkomstig van het feit, dat deze methode aanvankelijk alleen werd gebruikt voor het scheiden van kleurstoffen, die via extraktie uit planten werden gehaald.
      Tegenwoordig zijn er heel wat technieken om ook kleurloze stoffen terug te vinden, maar de naam chromatografie is toch gehandhaafd.
      Behalve kleurstoffen kan men ook onderzoeken en scheiden:
      1. organische en anorganische moleculen
      2. vele soorten ionen
      3. biologisch actieve stoffen, zoals: eiwitten, nucleïnezuren en virussen.
      
      Bij chromatografie is er dus sprake van twee fasen. Een van die fasen is de stationaire of vaste fase, dus op zijn plaats blijft. De andere fase, de mobiele of bewegende fase, beweegt zich langs die stationaire fase; er is een intensief kontakt tussen beide fasen. De te onderzoeken stof(fen) zijn van te voren ergens op de stationaire fase aangebracht en moeten zich over de beide fasen gaan verdelen als de mobiele fase langs komt.
      
      De stationaire fase kan (s) of (l) zijn.
      De mobiele fase kan (l) of (g) zijn.
      Zo kun je vier chromatografische technieken onderscheiden:
      

      	vaste fase	(s)	(l)
      mobile fase
      (l)		(s) + (l)	(l) + (l)
      (g)		(s) + (g)	(l) + (g)

      
      
      Als de stationaire fase (l) is, dan is er een zgn. drager nodig.
      
      Een ander onderscheid dat je in de chromatografie kunt maken berust of de uitvoeringstechniek.
      Twee technieken moet je in elk geval kennen:
      1. dunnelaagchromatografie
         De boven beschreven scheiding van kleurstoffen in een vel filtreerpapier behoort tot de dunnelaagchromatografie. Het papier is dan de stationaire fase (of bevat de stationaire fase). Een andere mogelijkheid is dat een dunne laag vaste stof (de stationaire fase) vast gezet wordt op een stevige aluminiumfolie. De mobiele fase is hier altijd (l) die door de poriën van de stationaire fase zich verplaatst (door diffusie).
         
         
      2. kolomchromatografie
         Bij kolomchromatografie vult men een glazen buis (dik of dun) met een stationaire fase; bovenin wordt de mobiele fase (l) of (g) ingeleid en onderaan die buis ontsnapt die mobiele fase.
         Een voordeel van deze methode is dat de doorstroomsnelheid van de mobiele fase zeer goed te regelen is én dat m.b.v. een detektor onder aan de buis direkt kan worden opgemerkt of er een stof doorkomt en zelfs hoe veel.
         Een ander en zeer veel toegepaste methode van kolomchromatografie is de GASCHROMATOGRAFIE. Een draaggas (inert of edel) beweegt zich door een lange poreuze kolom en neemt met verschillende snelheden een ingebracht gasmengsel met zich mee.
      
      
      Kwalitatieve analyse Analyse (kwalitatief)
      Dit gedeelte van het analytisch onderzoek is zeer scheikundig van aard in die zin dat er chemische reakties worden uitgevoerd.
      Elke stof heeft door zijn chemische structuur en samenstelling de mogelijkheid bepaalde reakties te vertonen die alleen bij die stof behoren (alleen edelgassen vertonen helemaal geen reakties.
      Als dan tijdens die reakties iets zichtbaar wordt zoals een kleur, een gas, een neerslag, warmte of iets anders, dan kan een onderzoeker daaruit konklusies trekken ontrent de aard van de stof.
      
      Dit onderzoek volgt op het vooronderzoek, dat meer natuurkundig is van aard en dat op vorige bladzijden is beschreven.
      
      De volgense reacties kunnen worden uitgevoerd:
      Reakties bij verhitting. Oxidatie van metalen. Fehlings' & Tollens' Reagens Verzeping Reacties met moleculen Reacties met ionen

      3.1 Reakties bij verhitting.

      1. Wanneer men de te onderzoeken stof in een droge, vuurvaste buis verhit heeft dat soms tot gevolg dat de stof gaat ontleden. De stof heeft dan dus geen smeltpunt/kookpunt. We spreken van thermolyse.
         Soms kun je daarbij waarnemingen doen die duidelijk informatie geven over de stof die je onderzoekt en kun je konklusies trekken over de aard van die stof. Je moet de zuivere stof eerst voorzichtig en daarna sterk verhitten in een vuurvaste buis en goed opletten:
         Als er waterdamp vrij komt, kan dat betekenen dat de stof een gehydrateerd zout was zoals kopersulfaat of soda, maar ook kan de stof een hydroxide geweest zijn.
         voorbeelden:
         • CuSO₄.5H₂O (blauw) CuSO₄ (wit) + 5H₂O(g)
         • Cu(OH)₂(s)(blauw) CuO(s)(zwart) + H₂O(g)
         • 2CuOH(s)(groen) Cu₂O(s)(roodbruin) + H₂O(g)
         • 2AgOH(s)(bruin) Ag₂O(s)(zwart) + H₂O(g)
      2. Als er na sterke verhitting een zwarte troep overblijft, (verkoling) betekent dit dat de onderzochte stof koolstof bevatte en dat dus de kans groot is dat het een organische stof was, een stof uit de koolstofchemie.
         C₆H₁₂O₆(s) > C(s) + gassen (o.a.H₂O, CO₂, C_xH_y)
      3. Sommige zouten gaan bij verhitting over in het metaaloxide en é én of meer gassen. Zo kunnen uit bijvoorbeeld nitraten de zogenaamde 'nitreuze dampen' ontstaan en uit carbonaten vormt zich koolzuurgas.
         
         • Pb(NO₃)₂(s)(wit) PbO(s)(oranje) + NO₂(g) + NO(g) + O₂(g) (bruine nitreuze dampen)
         • CaCO₃(s)(wit) CaO(s)(wit) + CO₂(g)
      
      
      
      

      3.2 Oxidatie van metalen.

      Alle metalen zijn in neutrale vorm reduktoren (zie tabel X). Een vuistregel daarbij is dat een redoxreaktie van een metaal met een oxidator alleen verloopt als in die tabel de oxidator hoger staat dan het metaal.
      Op grond hiervan kun je de metalen als volgt indelen:
      1. Zeer ondele metalen reageren met water. Na(s) + H₂O(l) NaOH(aq) +H₂(g) [het H₂ is brandbaar!]
      2. Een gewoon onedel metaal reageert niet met water, maar wel met zoutzuur. Fe(s) + 2HCl(aq) FeCl₂(aq) + H₂(g) [H₂ is brandbaar!]
      3. Een halfedel metaal reageert niet met zoutzuur, maar wel met verdund of geconcentreerd salpeterzuur. 3Cu(s) + 8HNO₃(aq) 3Cu(NO₃)₂(aq) + 2NO(g) + 4H₂O(l) [(koper was rood) (koperionen blauw) (NOgas bruin)
      4. Edele metalen lossen alleen op in koningswater: een mengsel van geconcentreerd salpeterzuur en geconcentreerd zoutzuur.
      
      
      
      Molecuulrooster (analyse) Analyse (molecuulroosters)
      Molecuulroosters worden gevormd door stoffen met alleen atoombindingen. Een stof met een molecuulrooster zal daarom meestal alleen of voornamelijk uit nietmetalen zijn opgebouwd. Als een stof een metaal bevat is er haast altijd sprake van ionroosters.
      molecuulroosters tref je aan bij o.a.: zwavel, witte fosfor, vele koolstofverbindingen zoals sacchariden, benzeenderivaten, vetten e.d.
      
      Mogelijkheden tot nader onderzoek zijn hier:
      1. De stof volledig verbranden (zo mogelijk) en kijken of de vrijkomende gassen koolzuurgas en/of waterdamp bevatten; je weet dan of in de oorspronkelijke stof de elementen koolstof en waterstof aanwezig waren.
      2. Ook kun je proberen de stof te verzepen met loog; als dat lukt, dan wijst dit op een ester/vet.
      3. Een positieve reactie op het Reagens van Fehling of op de Ammoniakale Zilveroplossing (het reagens van Tollens) wijst op een aldehydegroep (bijvoorbeeld in een saccharide).
      Fehlingsreagens
      zilverspiegel
      
      Analyse ionrooster Ionroosters (analyse)
      Als je weet dat een stof een ionrooster heeft, dan heb je meestal ook al onderzocht of dit rooster in water oplost; tabel XI geeft dan al aanwijzingen over een aantal (on)mogelijkheden.
      Om er achter te komen welke ionen er in een onbekende stof zitten moet je heel wat van de scheikundige reacties kennen en toepassen.
      Op de afzonderlijke positieve en negatieve ionen kunnen de zogenaamde herkenningsreacties worden uitgevoerd. Daarbij is het verstandig eerst aan de droge stof te onderzoeken of er ammoniumzouten of carbonaten of sulfides aanwezig zijn. Meestal moet de te onderzoeken stof bij het onderzoek naar ionen eerst opgelost worden in water of zuur.
      Voor een overzicht van een aantal herkenningsreacties moet je verderop kijken in een overzicht.
      
      
      Vloeistoffen (analyse)
      Een onbekende vloeistof bevat meestal geen ionen, dus meestal ook geen metalen; dat weet je dan alvast.
      Heel veel vloeistoffen behoren tot de koolstofchemie (organische stoffen: ethers, esters, aminozuren, alkanolen, enz. enz.). Er zijn natuurlijk ook een aantal anorganische vloeistoffen zoals water, broom, zwavelzuur e.d. Of je met een organische stof te maken hebt kon je al ontdekken bij 2.1
      
      Ook hier leveren organische vloeistoffen bij verbranding koolzuurgas en water op, die onderzocht kunnen worden met kalkwater en watervrij kopersulfaat (1)
      Alkanalen kunnen weer aangetoond worden met Fehlings' Reagens (2)
      Primaire en secundaire alkanolen met bichromaat of permanganaat (3)
      Onverzadigde verbindingen met broomwater (4).
      
      Gasanalyse Analyse (gassen)
      Een gas kan soms herkend worden aan de kleur of de geur.
      Herkenningsreacties gassen:
      1. Als in een kleurloos, reukloos gas een gloeiende houtspaander gaat opgloeien, dan is het zuurstof
      2. Koolzuurgas maakt kalkwater troebel doordat er calciumcarbonaat ontstaat
      3. Als loodacetaatpapier (wit) door een gas zwart gemaakt wordt dan was dat gas waterstofsulfide(3)(wat je waarschijnlijk al lang had geroken).
      4. Ammoniakgas kleurt vochtig rood lakmoespapier blauw of geeft met HCl(g) een witte rook
      5. Als een gas broomwater of joodwater ontkleurt dan was het een reducerend gas (bijv. SO₂)maar het kan ook op additie wijzen zodat je eerder aan kleine, onverzadigde verbindingen moet denken
      6. Een aantal gassen zijn brandbaar zoals waterstof en koolwaterstofgassen.
      
      Herkenningsreacties (ionen)
      NH₄X(s) + NaOH(aq) (NH₄OH) + NaX(aq)
      (NH₄OH) = NH₃.H₂O NH₃(g) + H₂O
      Het ammoniak komt alleen bij verwarming vrij en kan dan aangetoond worden m.b.v. vochtig lakmoespapier(wordt blauw) of met HCl(g) waarbij een witte rook ontstaat van NH₄Cl(s).
      
      MCO₃(s) + H₃O⁺(aq) M⁺(aq) + (H₂CO₃)
      (H₂CO₃) = H₂O + CO₂ H₂O + CO₂(g)
      Het koolzuurgas kan worden aangetoond als men het gas leidt door kalkwater of barietwater:
      CO₂ + Ca(OH)₂(aq) CaCO₃(s) + H₂O
      Het CaCO₃(s) is wit troebel
      
      MS(s) of MS₂(aq) + H₃O⁺(aq) M⁺(aq) + H₂O + H₂S(g)(stinkt!)
      
      H₂S-gas kan behalve aan de geur herkend worden aan de reactie met loodacetaat(wit)papier:
      PbAc₂(s) + H₂S(g) PbS(s)(zwart) + 2HAc
      
      MSO₃(s) of SO₃^2-(aq) + H₃O⁺(aq) M⁺(aq) + (H₂SO₃)
      (H₂SO₃) H₂O + SO₂(g)
      SO₂(g) kan een oplossing van bichromaat in zuur milieu in kleur doen veranderen van oranje naar groen. Sulfietionen kunnen ook direkt een bichromaatoplossing die kleurverandering doen vertonen.
      
      Ag⁺(aq) en Cl^-(aq) tonen elkaar aan: AgCl(s)(wit; maar na verloop van tijd en onder invloed van licht krijgt het neerstag een violette kleur)
      Het gevormde zilverchloride(s) lost weer op in ammonia onder vorming van het ion: zilverdiammoniumion:
      AgCl(s) + 2NH₃(aq) Ag(NH₃)₂+(kleurloos) + Cl^-(aq)
      
      Op eenzelfde manier reageert ook een slecht oplosbare koper(II)verbinding; het koper(II)ammoniakcomplex is echter donkerblauw.
      Cu²⁺(aq) + 2NaOH(aq) Cu(OH)₂(s)(lichtblauw) + 2Na⁺(aq)
      Cu(OH)₂(s) + 4NH₃(aq) Cu(NH₃)₄²⁺(aq)(donkerblauw)
      
      Br^-(aq) en I^-(aq) vormen met Ag⁺(aq) ook een neerslag, net als chlorideionen.
      Een verschil is echter dat AgBr en AgI niet wit, maar (licht)geel zijn van kleur.
      
      IJzer(II) en ijzer(III)ionen kunnen worden aangetoond door de vorming van BERLIJNS BLAUW(s)
      Fe²⁺ + [Fe(CN)₆]^3- + K⁺ KFe[Fe(CN)₆](s)
      Fe³⁺ + [Fe(CN)₆]₄^2- + K⁺ KFe[Fe(CN)₆](s)
      
      Lood(II)ionen (Pb²⁺(aq)) worden vaak aangetoond m.b.v. chloride-ionen, aanwezig in verdund zoutzuur. Lood(II)chloride lost namelijk bij kamertemperatuur vrij slecht op, maar goed bij 100ºC.
      Dus moet het aanvankelijke neerslag weer oplossen als er gekookt wordt.
      
      Nitraationen kunnen worden aangetoond met de bruine-ring-reactie. De te onderzoeken vloeistof (ongeveer 2 ml.) wordt eerst vermengd met eenzelfde volume geconcentreerd zwavelzuur.
      Dat mengen met zwavelzuur moet je heel voorzichtig en onder koelen uitvoeren. Geconcentreerd zwavelzuur is zo hygroscopisch (wateraantrekkend) dat een beetje water in gec. zwavelzuur meteen dat water aan de kook brengt. Waterdamp ontsnapt met grote kracht, alsof de boel ontploft.
      
      Vervolgens wordt een een andere buis een verzadigde oplossing van ijzer(II)sulfaat gemaakt. Deze oplossing wordt voorzichtig "gelegd op" de zure oplossing. Als er nitraat aanwezig was, dan zal op het grensvlak een bruine ring ontstaan.
      
      Atoommassa
      
      

      Deeltje	Massa  (g)	Massa   (u.m.a)	Lading
      Elektron	9,1*10-28	0	-1
      Neutron	1,67495*10-24	1	0
      Proton	1,67254*10-24	1	+1

      
      De massa van elektronen stelt niets voor in vergelijking met de massa van nucleonen (kerndeeltjes). Om de massa van een atoom vast te stellen hoef je alleen maar het aantal kerndeeltjes te tellen: dat geeft de atoommassa.
      Daarom zal een atoom dezelfde massa hebben als het bijbehorende ion.
      
      Bij een kernreactie kan een neutron overgaan in een proton + een elektron (β-straling).
      Daarbij veranderen de massa's een heel klein beetje.
      
      Atomaire massa-eenheid (ame) De atomaire massa-eenheid = a.m.e. = 1 u(nit)
      
      
      
      De waarden van atoommassa's kun je normaal in tabellen vinden.
      zie bijvoorbeeld tabel V, kolom 4
      De atoommassa baseert zich op de massagetallen van de verschillende isotopen die het element heeft.
      
      Chloor bijvoorbeeld heeft, naast het atoom 35, nog een isotoop met 20 neutronen, dus met massagetal 37.
      
      Het gemiddelde is niet 36, want in de natuur komt er drie keer zoveel ³⁵Cl voor als ³⁷Cl.
      
      Uiteindelijk kun je berekenen dat de gemiddelde atoommassa van Chloor ongeveer 35,5 is.
      Omdat elektronen voor de massa niet meetellen zit de atoommassa dus geconcentreerd in de atoomkern. Als je het aantal kerndeeltjes van een atoom kent, dan ken je automatisch ook de massa van dat atoom in u(nits).
      Neem je dan vervolgens van die stof één mol (6.10²³) atomen, dat weet je daarvan de massa in grammen.
      
      Voorbeeld: Calcium (http://nl.wikipedia.org/wiki/Calcium)
      • Calcium (⁴⁰Ca)heeft 20 protonen en 20 neutronen; samen 40 a.m.e.
      • 1 atoom Ca weegt dus 40 u.
      • 6 x 10²³ atomen Ca wegen dus 6.10²³ x zoveel;
      • 1 mol calciumatomen wegen 6.10²³ x 40 u = 40 gram
      In de tabel vind je voor de atoommassa van Calcium het getal 40,1 (is dus een gevolg van isotopen).
      40 is het aantal kerndeeltjes van een normaal calciumisotoop met 40 nucleonen)
      Het getal 40,1 (atoommasse) op micro én op macronivo toepassen:
      • één atoom calcium weegt gemiddeld: 40,1 u(nits){micronivo}
      • één mol calcium weegt: 40,1 gram {macronivo}
      
      Isotoop Massagetal
      Elk atoom heeft zijn eigen massagetal: de som van de kerndeeltjes.
      
      Het Chlooratoom kan 17 protonen en 18 neutronen bevatten, ofwel: het massagetal van deze chloor-isotoop is 35.
      
      Een element kan diverse isotopen hebben, deeltjes dus met gelijk atoomnummer, maar verschillend massagetal. De gemiddelde atoommassa wordt dan bepaald door de verhouding tussen die isotopen.
      De waarden van atoommassa's kun je normaal in tabellen vinden.
      zie bijvoorbeeld tabel V, kolom 4
      De atoommassa baseert zich op de massagetallen van de verschillende isotopen die het element heeft.
      
      Chloor bijvoorbeeld heeft, naast het atoom 35, nog een isotoop met 20 neutronen, dus met massagetal 37.
      
      Het gemiddelde is niet 36, want in de natuur komt er drie keer zoveel ³⁵Cl voor als ³⁷Cl.
      
      Uiteindelijk kun je berekenen dat de gemiddelde atoommassa van Chloor ongeveer 35,5 is.
      
      6.10²³ kerndeeltjes (die samen dus 6.10²³ u wegen) samen de massa hebben van één gram.
      1 gram bevat dus 600.000.000.000.000.000.000.000 kerndeeltjes (nucleonen, dus de protonen en neutronen samen)
      
      De gemiddelde massa van één kerndeeltje is gelijk aan 1,7.10^-24 gram.
      
      

      getal van Avogadro = 6.1023

      MOL
      De superkleine massa van één atoom is natuurlijk op een gewone weegschaal niet af te wegen. Dit soort massa's kunnen alleen via omwegen en met (ingewikkelde) apparatuur worden bepaald.
      Het enorm grote getal 6.10²³ is in de scheikunde een standaardaantal geworden, dat veel wordt gebruikt. Het werd voor het eerst gebruikt door Avogadro; men noemt het ook wel:
      
      

      getal van Avogadro = 6.1023

      
      
      Men heeft twee nieuwe eenheden ingevoerd:
      1. een micro-eenheid voor de zeer kleine deeltjes (atomen, moleculen, ionen, elektronen). Deze micro-eenheid is een eenheid van massa: de UNIT (de atomaire massa-eenheid = a.m.e.)
      2. een macro-eenheid voor zodanig grote aantallen kleine deeltjes dat ze te wegen zijn op een gewone weegschaal. Deze eenheid, MOL, is een eenheid van aantal.
         

         Eén MOL is 6.1023

         
         N.B.
         Let er op dat je het scheikundig begrip MOL niet verwart met het biologische begrip; het meervoud van mol is in de scheikunde molen. Ook moet je in je schrift of ergens anders het woord molecuul niet afkorten tot mol, want ook dat kan vergissingen veroorzaken.
         De schrijfwijze: (MOL en mol) worden allebei wel gebruikt.
         
         Fase-overgangen
         
         
         Gasvolume
         Er is een fundamenteel verschil tussen gassen enerzijds en vaste stoffen en vloeistoffen anderzijds: Het eigenaardige van gassen is dat alle gasdeeltjes los zijn van elkaar, zich op afstand van elkaar bevinden. Daarom hangt het volume van een gas niet af van de grootte van de gasmoleculen.
         Het gaat er maar om hoe ver al die moleculen van elkaar af zitten. Hoe groot is de onderlinge afstand tussen die moleculen? Daar gaat het om.
         
         Bij vaste stoffen en vloeistoffen zitten of bewegen alle moleculen tegen elkaar aan. Dus bij (s) of (l) gaat het wel om de vraag: hoe groot zijn die moleculen? hoe groter, hoe meer volume ze innemen. Maar zo is het dus niet bij gassen!!
         
         Het volume van een gas, dus eigenlijk de onderlinge afstand tussen de gasmoleculen, wordt dan ook in de eerste plaats en vrijwel uitsluitend bepaald door druk en temperatuur:
         1. Bij hogere druk zitten de gasmoleculen dichter op elkaar en is de onderlinge afstand kleiner en krijg je méér moleculen per liter en dus ook meer mol per liter. Ook wordt daardoor het gas zwaarder.
         2. Bij hogere temperatuur (d.w.z. de deeltjes bewegen dan feller) gaan de gasmoleculen wat verder uit elkaar zitten. Je krijgt zo minder moleculen gas per liter en dus minder mol/l. Een liter warm gas is ook lichter dan een liter koud gas.
         Bij 0°C en 1 atm.druk is het volume van 1 mol gas 22,4 liter ongeacht welk gas het is. Bij een andere temperatuur en druk is dat volume anders, maar wel voor elk gas weer hetzelfde (dus: bij 100°C heeft elk gas een volume van bijv. 27 liter).
         
         M.b.v. de algemene gaswet kun je berekenen hoeveel liter een mol gas is bij bepaalde temperatuur en druk. We hebben daarvoor een wiskundige formule.
         
         Als je van twee gassen een gelijk volume neemt bij gelijke temperatuur en druk, dan bevinden zich daarin een gelijk aantal mol en een gelijk aantal moleculen, welk gas je ook neemt (zie fig).
         
         Molberekening
         Bij het omrekenen van eenheden staat altijd bij de scheikundige berekeningen het begrip MOL centraal. Je moet het onderstaande schema uit je hoofd leren en snel toe kunnen passen:
         
         
         Instrumenten
         • weegschaal
         • pipet
         • maatkolf (zie ook http://nl.wikipedia.org/wiki/Maatkolf)
         • buret (zie ook http://nl.wikipedia.org/wiki/buret)
         • maatcylinder (zie ook http://nl.wikipedia.org/wiki/maatcylinder)
         • gasmeetspuit
         Bestudeer ook onderstaande foto's van glaswerk:
         
         
         
         
         
         
         
         Elementenanalyse van koolstofverbindingen
         Een koolstofverbinding (organische chemie) bevat altijd C, vaak H en soms O.
         Andere elementen zoals N en S laten we hier buiten beschouwing.
         De formule van de te onderzoeken stof is bijvoorbeeld: C_xH_yO_z
         
         Bij de elementenanalyse bepaal je de hoeveelheid C en H in (milli)gram.
         Omdat je van te voren de massa van de totale stof hebt bepaald, kun je automatisch zien of er ook O in zat en zo ja, hoeveel.
         
         
         
         
         1. Je weegt dus zeer zorgvuldig en nauwkeurig een bepaalde hoeveelheid van de te onderzoeken organische stof af (een monster).
            Vervolgens wordt deze stof met veel zuurstof volledig verbrand; alle C wordt omgezet in CO₂ en alle H in H₂O.
         2. De hoeveelheid koolzuurgas en water wordt gewogen.
         1. Uit de hoeveelheid koolzuurgas bereken je de hoeveelheid C.
         2. Uit de hoeveelheid water bereken je de hoeveelheid H.
         3. Nu kun je nagaan of in de oorspronkelijke stof ook nog O(zuurstof) zat; zo ja, dan kun je die hoeveelheid O nu ook opschrijven.
            Als de oorspronkelijke hoeveelheid afgewogen stof méér is dan C + H samen, dan moet er dus ook O in zitten.
         
         Je kent nu de massaverhouding C : H (: O)
         Die massaverhouding moet je omzetten in de molverhouding door te delen door de bijbehorende atoommassa's van C, H (en O).
         Je krijgt op die manier de verhouding x : y : z
         
         Let op: op deze manier kun je slechts de verhoudingsformule (C_xH_yO_z)_n bepalen en niet de echte molecuulmassa C_xH_yO_z.
         
         Het koolzuurgas en het water dat bij de elementenanalyse moeten worden bepaald, kunnen als volgt worden opgevangen en gewogen:
         
         1. Eerst wordt het water(g) opgevangen door een hygroscopische stof die voor en na de proef wordt gewogen.
            Daarvoor kan bijvoorbeeld gebruikt worden: watervrij calciumchloride of watervrij kopersulfaat.
         2. Daarna wordt het koolzuurgas opgevangen bijvoorbeeld door een sterke base als kalk.
            Ook dat kalk wordt voor en na de proef gewogen. Het verschil is dan het opgenomen gas.
         
         Concentratie Molariteit
         Alle mengsels zijn samengesteld uit twee of meer componenten. Als de componenten niet van elkaar te onderscheiden zijn, spreekt men van een homogeen mengsel: alle deeltjes van het mengsel zijn zeer gelijkmatig over de hele ruimte verdeeld. Bij gasmengsels is dit altijd het geval, bijv. lucht.
         Als één van de componenten (l) is en dit mengsel is helder (transparant), dan heb je een homogene oplossing; bijv. suikerwater. De vloeistofcomponent die de hele ruimte vult en die tevens het grootste deel van het mengsel is, noemt men het oplosmiddel; de andere component(en) is (zijn) de opgeloste stof(fen), die op zichzelf (s), (l) of (g) kunnen zijn.
         
         Als de deeltjes van een component niet gelijkmatig over de ruimte zijn verdeeld, dan spreekt men van een heterogeen mengsel.
         Voorbeelden: krijt in water, rook, olie + water, piepschuim.
         
         Alleen als de deeltjes van een component gelijkmatig over de ruimte verdeeld zijn (homogeen), kan men van die component een concentratie berekenen:
         elke liter van het oplosmiddel bevat dan evenveel moleculen van de opgeloste stof, waar je die liter ook weghaalt uit het mengsel. Anders gezegd: overal is de concentratie gelijk.
         
         Voor heterogeen verdeelde stoffen kan men dus geen concentratie berekenen.
         
         In de scheikunde neemt men als eenheid van concentratie meestal mol/liter = mol.l^-1
         Als men de concentratie van een stof in de formule wil aangeven wordt dat gedaan met vierkante haakjes: [NaCl]; [O₂]
         
         Een ander veelgebruikt woord voor mol/liter (concentratie) is molariteit. Een veel gebruikte afkorting bij de formules is .....M.
         Stel dat je een zoutzuuroplossing hebt met een concentratie van 0,4 mol HCl per liter water, dan zegt men wel: deze zoutzuuroplossing is 0,4 molair;
         de molariteit is 0,4 en men schrijft: 0,4M HCl.
         
         Als de concentratie van een oplossing bekend is én ook de hoeveelheid oplosmiddel, dan kun je berekenen hoeveel opgeloste stof er totaal in zit:
         10 ml 0,1M HCl bevat 0,01 x 0,1 mol HCl (10 ml=0,01 l)
         5 liter 0,02M NaCl bevat 5 x 0,02 mol NaCl
         
         Bij concentratieberekeningen moet je altijd op minstens twee stoffen letten:
         1. de opgeloste stof wordt gegeven in molen.
         2. Het oplosmiddel wordt gegeven in liters.
         
         
         Bovendien moet je goed kunnen omrekenen van mol naar mmol, van liter naar ml en omgekeerd:
         1 ml = 10^-3 l
         1 l = 10³ ml
         1 mol/l = 10^-3 mol/ml
         
         Als ergens scheikundige analyse wordt gedaan blijkt dat de concentraties van vele onderzochte stoffen ver beneden de 1 M te liggen, bijvoorbeeld: 10^-3M 3.10^-9M enz.
         Om met zulke kleine concentraties snel en gemakkelijk te kunnen werken, maakt men in de scheikunde gebruik van de zgn. p-waarde. Wiskundig betekent dit: -log; Men laat het teken én het grondgetal 10 gewoon weg:
         
         p..... = 3 wil dus zeggen: [.....] = 10^-3 mol/liter
         
         Opdracht 22
         Wat betekent dus:
         1. pNaCl = 2
         2. pNH₃= 6
         
         Soms wordt ook de stof zelf verkort opgeschreven; ladingen worden weggelaten, soms nog meer:
         
         • pH = 5 betekent: [H₃O⁺] = 10^-5 mol/l
         • pOH = 7 betekent: [OH^-] = 10^-7 mol/liter
         Molecuulmassa (bepaling)
         
         • Micronivo: 1 molecuul van een stof weegt M u(nit).
         • Macronivo: 1 mol van een stof weegt M gram.
         • 1 u(nit) is de gemiddelde massa van één kerndeeltje.
         Het rechtstreeks wegen van 1 molecuul is onmogelijk, dus moet molecuulmassa M altijd indirect, via omwegen, worden bepaald.
         Eén mol afwegen kan wel, maar dan moet de molecuulmassa M al bekend zijn. Het gaat er nu om hoe je de molecuulmassa van een stof kan bepalen.
         
         De bepaling van M van een onbekende stof begint vaak met nauwkeurig afwegen van een bepaalde hoeveelheid grammen; daar doet men dan proeven mee.
         
         De methode die men toepast is afhankelijk van de toestand van de stof:
         1. methode I passen we toe als de stof vast of vloeibaar is.
         2. methode II passen we toe als de stof een gas is.
         
         Als de stof (s) of (l) is, moeten de moleculen homogeen verdeeld worden.
         Daartoe wordt die stof...:
         1. opgelost in een geschikt oplosmiddel; van het mengsel (de oplossing) bepaal je vervolgens het vriespunt of het kookpunt.
            (dit is Methode I)
         2. verdampt. (dit is Methode II)
         
         
         Methode I:
         Opgeloste stoffen beïnvloeden het vriespunt en het kookpunt van een oplosmiddel; een vloeistof kookt en bevriest moeilijker als er vreemde deeltjes in de vloeistof aanwezig zijn.
         
         
         1. Bij bevriezen moet altijd een rooster worden gemaakt (bijvoorbeeld een ionrooster).
            De vorming van een rooster wordt bemoeilijkt als er vreemde, dus niet in het rooster passende deeltjes aanwezig zijn, dus als er een stof is opgelost. De roostervorming wordt verstoord.
            Om toch een rooster te vormen is dan een lagere temperatuur nodig: VRIESPUNTSVERLAGING (v.p.v. of v.p.d.)
         2. Bij koken van een vloeistof moeten de moleculen aan het oppervlak uit die vloeistof kunnen ontsnappen.
            Als er vreemde deeltjes van een opgeloste stof aanwezig zijn, dan nemen die een deel van het totale oppervlak in bezit.
            Het wordt dan moeilijker voor de oplosmiddelmoleculen om uit die vloeistof te ontsnappen: k.p.v. = KOOKPUNTSVERHOGING.
         
         Deze effecten (v.p.v. en k.p.v.) zijn niet zozeer afhankelijk van de aard van de opgeloste deeltjes, dus het is niet belangrijk wat voor deeltjes het zijn (bijv. ionen, atomen, grote of kleine moleculen), maar vooral van de hoeveelheid opgeloste deeltjes (het aantal mol dus).
         
         Opmerkelijk is dat men bij deze bepalingen niet de gebruikelijk eenheid mol/liter gebruikt, maar mol/100 gr oplosmiddel. Vraag me niet waarom; het is zo gegroeid.
         De hoeveelheid onbekende stof die je afweegt (bijv. p gram) wordt opgelost in een afgewogen hoeveelheid bekend oplosmiddel (bijv q gram).
         Als je dan het vriespunt of het kookpunt van het mengsel meet (bijvoorbeeld met een zeer nauwkeurige Beckmannthermometer), én je kent het vriespunt/kookpunt van het zuivere oplosmiddel, dan ken je v.p.v. of k.p.v.
         De (onbekende) molecuulmassa van de opgeloste stof noemen we M.
         Het aantal opgeloste deeltjes is p/M. Dit aantal mol deeltjes bepaalt dus de verhoging of de verlaging.
         
         Het aantal opgeloste deeltjes is dus p/M. Dit aantal mol deeltjes bepaalt de verhoging of de verlaging.
         Het aantal mol opgeloste stof is evenredig met de v.p.v. of k.p.v.
         
         v.p.v./k.p.v. ≡ aantal mol opgeloste stof
         
         De hoeveelheid oplosmiddel zal in de praktijk zeker niet altijd precies 100 gram zijn; neem je minder, dan is het effect sterker, neem je meer oplosmiddel (de boel is dan sterker verdund), dan is het effect minder.
         Stel dat je q gram neemt, dan is voor het oplosmiddel een korrektiefaktor nodig: 100/q
         
         v.p.v. 0f k.p.v. ≡ aantal mol opgeloste stof x 100/q
         
         Om van een evenredigheidsteken over te stappen op een = teken, moet een constante worden ingevoerd die we aanduiden met K*.
         Deze constante K* heet de molaire k.p.v. / v.p.v.
         De waarde van K* is per oplosmiddel verschillend en kun je vinden in tabellen.
         
         Let op: Als een stof uit ionen is opgebouwd, dan splitst die stof bij oplossen in water in meerdere deeltjes (zeg: n deeltjes)
         
         v.p.v. of k.p.v. = K* x aantal mol opgeloste stof x 100/q · n
         
         of:
         
         v.p.v. of k.p.v. = K* · p · 100 · n
                                        M · q
         
         Vriespuntsdaling Kookpuntsverhoging
         Methode I:
         Opgeloste stoffen beïnvloeden het vriespunt en het kookpunt van een oplosmiddel; een vloeistof kookt en bevriest moeilijker als er vreemde deeltjes in de vloeistof aanwezig zijn.
         
         
         1. Bij bevriezen moet altijd een rooster worden gemaakt (bijvoorbeeld een ionrooster).
            De vorming van een rooster wordt bemoeilijkt als er vreemde, dus niet in het rooster passende deeltjes aanwezig zijn, dus als er een stof is opgelost. De roostervorming wordt verstoord.
            Om toch een rooster te vormen is dan een lagere temperatuur nodig: VRIESPUNTSVERLAGING (v.p.v. of v.p.d.)
         2. Bij koken van een vloeistof moeten de moleculen aan het oppervlak uit die vloeistof kunnen ontsnappen.
            Als er vreemde deeltjes van een opgeloste stof aanwezig zijn, dan nemen die een deel van het totale oppervlak in bezit.
            Het wordt dan moeilijker voor de oplosmiddelmoleculen om uit die vloeistof te ontsnappen: k.p.v. = KOOKPUNTSVERHOGING.
         
         Deze effecten (v.p.v. en k.p.v.) zijn niet zozeer afhankelijk van de aard van de opgeloste deeltjes, dus het is niet belangrijk wat voor deeltjes het zijn (bijv. ionen, atomen, grote of kleine moleculen), maar vooral van de hoeveelheid opgeloste deeltjes (het aantal mol dus).
         
         Opmerkelijk is dat men bij deze bepalingen niet de gebruikelijk eenheid mol/liter gebruikt, maar mol/100 gr oplosmiddel. Vraag me niet waarom; het is zo gegroeid.
         De hoeveelheid onbekende stof die je afweegt (bijv. p gram) wordt opgelost in een afgewogen hoeveelheid bekend oplosmiddel (bijv q gram).
         Als je dan het vriespunt of het kookpunt van het mengsel meet (bijvoorbeeld met een zeer nauwkeurige Beckmannthermometer), én je kent het vriespunt/kookpunt van het zuivere oplosmiddel, dan ken je v.p.v. of k.p.v.
         De (onbekende) molecuulmassa van de opgeloste stof noemen we M.
         Het aantal opgeloste deeltjes is p/M. Dit aantal mol deeltjes bepaalt dus de verhoging of de verlaging.
         
         Het aantal opgeloste deeltjes is dus p/M. Dit aantal mol deeltjes bepaalt de verhoging of de verlaging.
         Het aantal mol opgeloste stof is evenredig met de v.p.v. of k.p.v.
         
         v.p.v./k.p.v. ≡ aantal mol opgeloste stof
         
         De hoeveelheid oplosmiddel zal in de praktijk zeker niet altijd precies 100 gram zijn; neem je minder, dan is het effect sterker, neem je meer oplosmiddel (de boel is dan sterker verdund), dan is het effect minder.
         Stel dat je q gram neemt, dan is voor het oplosmiddel een korrektiefaktor nodig: 100/q
         
         v.p.v. 0f k.p.v. ≡ aantal mol opgeloste stof x 100/q
         
         Om van een evenredigheidsteken over te stappen op een = teken, moet een constante worden ingevoerd die we aanduiden met K*.
         Deze constante K* heet de molaire k.p.v. / v.p.v.
         De waarde van K* is per oplosmiddel verschillend en kun je vinden in tabellen.
         
         Let op: Als een stof uit ionen is opgebouwd, dan splitst die stof bij oplossen in water in meerdere deeltjes (zeg: n deeltjes)
         
         v.p.v. of k.p.v. = K* x aantal mol opgeloste stof x 100/q · n
         
         of:
         
         v.p.v. of k.p.v. = K* · p · 100 · n
                                        M · q
         
         Dampdichtheid H Molecuulmassa gas (bepalen)
         Indien de stof (g) is, heb je per definitie met een homogene stof te maken; een gas is altijd homogeen over de ruimte verdeeld.
         Ook hier wordt eerst gewogen: een bepaald volume gas wordt gewogen bij bekende temperatuur en druk.
         
         Vervolgens weeg je eenzelfde hoeveelheid waterstofgas bij gelijke temperatuur en druk. Je kunt dan uitrekenen hoeveel keer zo zwaar het onbekende gas is als waterstofgas.
         
         Als je weet dat het gas, waarvan je de M wil bepalen, x keer zo zwaar is als waterstofgas dan noemen we dat getal x: de dampdichtheid D_H.
         
         

         Definitie: DH =    massa van V liter gas (bij t en p)             massa van V liter H2 (bij t en p)

         
         
         Als je bedenkt dat voor gassen bij gelijke t en p altijd geldt dat in een gelijk volume een gelijk aantal moleculen zitten, dan kun je uit die definitie de volgende formule afleiden:
         
         D_H = M(gas)/M(H₂)
         
         of liever:
         
         

         M = 2DH

         
         
         Reactieberekeningen
         Voorbeeld:
         x gr magnesium wordt opgelost in voldoende 1M HCl.
         Het gas dat daarbij ontstaat wordt opgevangen en gemeten in een gasmeetspuit.
         Met die bekende hoeveelheid gas, gemeten bij kamertemperatuur moet berekend worden hoeveel magnesium in het zoutzuur werd opgelost.
         
         Als je chemische reacties laat verlopen, is het belangrijk dat je weet hoeveel van de reactanten nodig is en hoeveel van de producten er kan ontstaan. Dit is zowel chemisch alsook economisch van groot belang.
         
         Het zijn altijd atomen, moleculen of ionen die bij botsing met elkaar reageren; deze deeltjes kunnen heel verschillend zijn in grootte en in massa (hoeft niet!).
         Zo kan bijvoorbeeld een groot en zwaar atoom heel goed reageren met een heel klein ion. Uiteraard heeft dat dan gevolgen voor de massaverhouding.
         
         Voor elke reactie ligt wél vast: hoeveel atomen, moleculen of ionen, dus in welke verhouding ze met elkaar zullen reageren. Dit vaste aantal is af te lezen aan de coëfficiënten van een kloppende reactievergelijking.
         Die coëfficiënten in de reactievergelijking hebben twee betekenissen:
         • de microbetekenis: aantal ionen, atomen e.d.
         • de macrobetekenis: aantal mol
         In de reactie: 2H₂ + O₂ 2H₂O betekenen de coëfficiënten:
         1. (micro): 2 moleculen waterstof reageren met 1 molecuul zuurstof en levert op 2 moleculen water.
         2. (macro): 2 mol waterstof reageert met 1 mol zuurstof en levert op 2 mol water.
         De verhouding 2 : 1 : 2 ligt vast voor deze reactie en heet de molverhouding.
         Een reactieberekening begint dus altijd met een goede reactievergelijking.
         
         Let er op dat een reactie zelf de coëfficiënten bepaalt. De coëfficiënten zijn niet afhankelijk van de hoeveelheid stoffen die je samenvoegt.
         Zelfs al voeg je 100 mol waterstof bij 1 mol stikstof, dan zal toch de molverhouding van de reactie dezelfde blijven:
         
         N₂(g) + 3H₂(g) 2NH₃(g)
         dus molverhouding = 1 : 3 : 2
         
         Stoffen die uit ionen zijn opgebouwd (meestal te herkennen aan het feit dat er een metaal in de verbinding zit) zijn in opgeloste vorm in ionen gesplitst; in vaste vorm hebben deze stoffen een ionrooster.
         Bij reactieberekeningen gaat het meestal om de hoeveelheden ongesplitste stof, die nodig zijn of die ontstaan. Daarom schrijft men bij dit soort berekeningen de formules van die stoffen liever niet in ionen; dit vergemakkelijkt het rekenen.
         Je weegt immers ook de hele stof af en niet slechts één ionsoort; een potje met alleen natriumionen bestaat niet.
         
         Dus:
         Wel in ionen:
         Na⁺ + Cl^- + Ag⁺ + NO₃^- Na⁺ + NO₃^- + AgCl(s)
         
         Niet in ionen:
         NaCl(aq) + AgNO₃(aq) NaNO₃(aq) + AgCl(s)
         
         Bij berekeningen heeft dus de laatste schrijfwijze de voorkeur.
         Noteer ook altijd de aggregatietoestand (de fase):(s) (l) (g) (aq). Dit voorkomt veel fouten.
         
         De reactanten reageren dus in een vaste molverhouding; als die reactanten niet in deze juiste molverhouding worden samengevoegd reageren ze net zo lang tot één van de reactanten op is.
         De rest blijft gewoon over zonder te reageren.
         
         Voor gassen en voor vloeistoffen gebruik je vaak een volume-eenheid: liters of mls.
         Bij de berekening moet je er goed aan denken dat het volume van een vloeistof meestal wordt omgerekend via de soortelijke massa of dichtheid en dat het volume van een gas meestal direct omgezet kan worden in het aantal molen (als je de temperatuur en de druk van het gas kent).
         
         Het is verstandig - voor een goed begrip van de praktijk - om aan te geven of de stoffen (s), (l) of (g) zijn (of (aq)):
         
         Ca_(s) + 2H₂O_(l) Ca(OH)_2(aq) + H_2(g)
         
         Deze berekening is ook een voorbeeld om het voordeel te zien van het gebruik van empirische formules boven ionformules.
         Chemische berekeningen gaan over praktische dingen en in de praktijk haal je geen ionen uit een fles, maar neutrale stoffen in hun geheel.
         Dus ook al doet alleen een Chloride-ion mee, toch weeg je keukenzout af (NaCl).
         
         N.B. Ken je de volgende vergelijking nog: d = g/v?
         
         Reactieberekening (gassen)
         Gassen hebben ook een dichtheid, maar met een volkomen andere definitie dan de dichtheid van (s) en (l).
         Alvast goed om iets te weten over gassen:
         wat voor gas je ook neemt, met grote of kleine moleculen, één mol ervan heeft altijd hetzelfde volume, gemeten bij dezelfde temperatuur en druk.
         Of anders gezegd:
         als je 1 liter neemt van een gas, gemeten bij een vaste temperatuur en druk, is dat bij elk gas een gelijk aantal mol.
         Mol en volume zijn bij gassen dus evenredig.
         Wat bij vaste en vloeibare stoffen echt niet opgaat, geldt wel voor gassen: de coëfficiënten van gassen in een vergelijking kunnen zowel gelezen worden als mol én als liters.
         
         Bij gassen geldt:
         MOLVERHOUDING = VOLUMEVERHOUDING
         
         Als methaan reageert met zuurstof in de verhouding 1:2 (één mol methaan reageert met 2 mol zuurstof), betekent dit tegelijk en automatisch dat, onder gelijke omstandigheden gemeten, 1 liter methaangas reageert met 2 liter zuurstofgas.
         
         Voorbeeldopdracht:
         Wat is de massa en het volume (standaardomstandigheden) van koolstofdioxide dat gevormd wordt bij de volledige verbranding van 4,01 g methaan?

         1	CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
         2	Onderstreep die stoffen waarover je gegevens hebt of waarover iets wordt gevraagd. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
         3	Dus, 1 mol CH4(g) reageert met 1 mol CO2(g) (verhouding is 1:1)
         4	16 gram CH4(g) produceren 44 gram CO2(g) (hier passen we de molecuulmassa's toe)
         5	in werkelijkheid hebben we niet 16 gram, maar slechts 4 gram voor de verbranding. De in te voeren factor is dan: 4/16. 4/16 x 16 gram CH4(g) produceren 4/16 x 44 gram CO2(g) tenslotte: standaardomstandigheden wil zeggen: bij temperatuur van 25°C en druk van 1 atm. Dan is 1 mol gas = 22,4 liter 1/16 x 44 = 11 gram CO2(g) wordt geproduceerd, dat is gelijk aan 4/16 mol = 4/16 x 22,4 liter CO2(g) = 5,6 liter

         
         
         Titraties
                  
                  
                  
         
         
         Zie voor een aardige inleidende beschrijving ook: Titraties op wikipedia
         
         Een titratie is een vrij snelle methode om concentraties van opgeloste stoffen te bepalen.
         Daarbij maken we graag gebruik van apparatuur waarop volumes van vloeistoffen nauwkeurig af te lezen zijn, zoals: pipetten, maatkolven en buretten.
         Je spreekt daarom ook van volumetrie.
         
         Aan een reactievergelijking kun je zien in welke molverhouding de reactanten met elkaar moeten reageren.
         Als de reactanten precies in dié molverhouding worden samengevoegd, spreekt men van equivalente hoeveelheden.
         
         Meestal laat men bij een titratie twee opgeloste stoffen voorzichtig met elkaar reageren en stopt men de reactie meteen op het moment dat equivalente hoeveelheden van de stoffen zijn samengevoegd.
         
         De concentratie van de titreervloeistof (meestal in de buret) moet nauwkeurig bekend zijn.
         De concentratie van de andere stoffen kan daaruit dan berekend worden.
         
         Op het moment dat equivalente hoeveelheden stoffen zijn samengevoegd moet je de reactie stoppen, dus ophouden met toevoegen uit de buret.
         
         Meestal stopt men de reactie iets te laat; met de laatste druppel titreervloeistof wordt iets teveel toegevoegd.
         Het praktische eindpunt van de titratie valt dan dus niet voor 100% samen met het theorethische equivalentiepunt. Je voegt dus automatisch iets te veel toe.
         Voor een betrouwbare bepaling mag de fout niet groter zijn dan 0,5%. In de praktijk betekent dit dat je hoogstens één druppel teveel mag toevoegen op 200 druppels.
         
         

         Om het omslagpunt te kunnen waarnemen, is meestal een indicator nodig
         Bij een zuurbasetitratie:	een zuurbase-indicator
         Bij een redoxtitratie:	een redox-indicator

         Indikator
         Een indikator is meestal....:

         een zwak organisch zuur	een zwakke organische reduktor
         HIn H+ + In-	RedIn n e- + OxIn
         HIn andere kleur dan In-	RedIn andere kleur dan OxIn
         De kleur van het HIn of In-	De kleur van RedIn of OxIn
         is pas duidelijk te zien als het evenwicht voldoende links of rechts ligt.
         De kleur die een indicator aanneemt hangt af van de omgeving: In een zuur milieu(of in een reducerend milieu) liggen bovenstaande evenwichten naar links en overheerst dus de kleur van het HIn (of RedIn). Per indicator kan dit sterk verschillen.

         
         
         
         
         Voor gegevens over nog meer indicatoren moet je tabel VIII opvragen.
         
         Bij zuurbasetitraties hoeft de pH van de eindoplossing niet altijd 7 te zijn; de eind-pH is namelijk afhankelijk van de eigenschappen van de producten.
         Deze producten kunnen op hun beurt weer zwakke zuren of basen bevatten.
         
         De volgende vuistregels kunnen worden toegepast:
         
         

         titratie van sterk zuur met sterke base:	pH = 7
         titratie van sterk zuur met zwakke base:	pH < 7
         titratie van zwakzuur met sterke base:	pH > 7

         
         
         De juiste indicatorkeuze hangt af van de eigenschappen van de producten én van het omslagtraject van de indicator(tabel VIII).
         Je moet de indicator en de titratie op elkaar afstemmen.
         
         Indirecte titratie Titratie (indirect)
         Soms is het niet mogelijk de concentraties van een bepaalde stof direct door titratie te bepalen; bijvoorbeeld als zo'n stof gasvormig is, onstabiel of slecht oplosbaar.
         In zulke gevallen voert men een zgn. indirecte of terugtitratie uit.
         De stof waar het dan eigenlijk om gaat moet je van te voren al laten reageren met iets anders, een vervangende stof. De stof waar het om gaat doet dan aan de eigenlijke titratie niet mee.
         De vervangende stof wordt wél getitreerd en het aantal mol daarvan moet je uitrekenen.
         Daarna kun je, door terug te rekenen, toch bepalen hoeveel van die oorspronkelijke stof aanwezig was.
         
         voorbeeld:
         Marmer bevat een hoog gehalte aan calciumcarbonaat en dat gehalte wil je bepalen.
         Je zou een stof kunnen toevoegen die alleen met het calciumcarbonaat reageert en zo dat carbonaat verwijderen.
         Stel dat je daarvoor Salpeterzuur gebruikt; je moet er dan wel voor zorgen dat je heel nauwkeurig weet hoeveel salpeterzuur je in het begin hebt toegevoegd. Een deel van dat zuur reageert dan met het carbonaat en de rest blijft over.
         Als je dus precies weet hoeveel salpeterzuur je oorspronkelijk hebt toegevoegd en ook precies hoeveel je over hebt, dan is het verschil precies die hoeveelheid salpeterzuur die met het carbonaat heeft gereageerd.
         De rest, dus die hoeveelheid die overbleef, die bepaal je door titratie, bijvoorbeeld met Natronloog.
         
         Een veelgebruikte redoxtitratie is een titratie met het koppel: I₃/S₂O₃^2-(jodium met thio).
         Deze titratie wordt meestal toegepast bij een indirecte titratie waarbij de te onderzoeken stof vervangen wordt door jodium of door thio, afhankelijk van de vraag of die onbekende stof een reduktor dan wel een oxidator is.
         Bij deze zogenaamde jodometrische titraties maakt men gebruik van de goedkope en goedwerkende indicator: zetmeel(aq), een stijfseloplossing.
         Vers zetmeel heeft spiraalvormige moleculen (zie ook module 12, biochemie) waarin de tri-jodideionen precies passen en zorgen voor een donkerblauwe kleur.
         Het tri-jodide zelf heeft ook een kleur (geelbruin), maar het verdwijnen of ontstaan daarvan is veel minder duidelijk waar te nemen dan die donkerblauwe kleur.
         
         pH-meter (titratie) Titratie (pH-meter)
         Als je een zuurbasetitratie wil uitvoeren zonder indicator, dan kun je een pH-meter gebruiken en op die meter gedurende de titratie voortdurend het pH-verloop aflezen: in het equivalentiepunt is de pH-verandering het grootst, een plotselinge pH-sprong treedt op.
         Van het verloop van die pH kun je eventueel m.b.v. een plotter een grafiek laten maken (zie hieronder een voorbeeld).
         
         Steeds na toevoeging van bijv. 0,5 ml lees je de waarde van de zuurtegraad of van de potentiaal af op de meter en noteert die; je kunt dan zelf op grafiekenpapier een titratiekromme tekenen (of de plotter doet dat automaisch) en daaruit de plaats van het equivalentiepunt afleiden.
         
         Ook voor redoxtitraties is iets dergelijks mogelijk, maar dan gebruik je geen pH-meter, maar een potentiaalmeter.
         
         Titratiesoorten
         Er zijn vele titratiemethoden die deels al besproken zijn of die later nog behandeld zullen worden in een aanvulling van deze module.
         Hieronder worden enkele genoemd:
         • neerslagtitraties
         • colorimetrische titraties
         • zuurbasetitraties
         • redoxtitraties
         • complexometrische titraties
         • coulometrische titraties
         • thermometrische titraties
         
         
         p-Waarden Constanten
         
         • log10^-2 = -2 en ook:p10^-2 = 2
         • log 4.10^-2 = log4 + log10^-2 = -2 + log4 = -2 + 0,60= -1,40 en ook:p4.10^-2 = p4 + p10^-2 = 2-log4= 2-0,60 = 1,40
         • pX = 3,7 = 4-0,3 = 4-log2,00 dus ook: X = 2.10^-4
         
         De reden dat men veel met negatieve logarithmen (p-waarden) werkt ligt in het gegeven dat in de scheikunde de concentraties van stoffen zo klein is.
         Als je er eenmaal aan gewend bent, zul je merken dat het veel eenvoudiger is om te schrijven:
         
         pH-berekening pH pOH
         pH = 6 i.p.v. [H₃O⁺] = 10^-6 mol/l
         
         of:
         
         pOH = 8 i.p.v. [OH^-]= 10^-8 mol/l
         
         Altijd als je de concentraties opschrijft, moet je de eenheid mol/l er bij zetten. Als je met de p-waarde werkt hoeft dat niet.
         
         Als de pH en de pOH aan elkaar gelijk zijn, dus de [H₃O⁺] en de [OH^-] zijn aan elkaar gelijk, dan is de oplossing neutraal.
         
         Omdat K_w een constante is (dus pK_w ook) moeten pH en pOH samen altijd 14 zijn
         
         bijvoorbeeld: pH = 5 en pOH = 9. [let op: alleen bij kamertemperatuur!]
         
         Als de pH groter wordt, dan wordt de pOH kleiner en v.v.
         
         • Als je een pH-berekening moet maken, stort je dan niet meteen in de berekening, maar kijk eerst goed om wat voor stof het gaat; welke deeltjes zijn aanwezig? Zijn daar zwakke of sterke zuren of basen bij?
         • Als het bij de berekening om een zure oplossing gaat, reken dan altijd met de pH en/of met de [H₃O⁺].
         • Als het bij de berekening om een basische oplossing gaat, reken dan altijd met de pOH en/of de [OH^-].
         • Zodra je in een formule (bijv. in K_z) een concentratie [...] in moet vullen, dan moet de eenheid mol/l zijn. Zonodig moet je eerst omrekenen.
         
         
         K_w Waterconstante
         Water zelf is een zwak amfolyt, dus een zeer zwakke base én een zeer zwak zuur.
         Als er in water geen andere stoffen zijn opgelost, dan is de pH van dat water bij 25 graden precies 7 en ook de pOH = 7.
         Bij het waterevenwicht (H₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^-) behoort uiteraard ook een evenwichtsvoorwaaarde K:
         
         
         De waterconcentratie is constant = ±55,5 mol/l is
         De watersplitsing verandert daaraan praktisch niets.
         
         K.[H₂O]² = [H₃O⁺].[OH^-] K·55,5 = K_w = 10^-7·10^-7 = 10^-14
         
         Kw noemt men de waterconstante en is bij 25°C : 10^-14
         
         Zoals alle evenwichtsconstanten is ook de waterconstante alleen afhankelijk van de temperatuur.
         
         De bovenstaande formules kun je ook m.b.v. p-waarden opschrijven:
         
         pK_w = pH + pOH
         
         of in getallen:
         
         pK_w = 14 = 7 + 7
         
         Als de pH en de pOH aan elkaar gelijk zijn, dus de [H₃O⁺] en de [OH^-] zijn aan elkaar gelijk, dan is de oplossing neutraal.
         
         Omdat K_w een constante is (dus pK_w ook) moeten pH en pOH samen altijd 14 zijn
         
         bijvoorbeeld: pH = 5 en pOH = 9. [let op: alleen bij kamertemperatuur!]
         
         Als de pH groter wordt, dan wordt de pOH kleiner en v.v.
         
         • Door toevoeging van zuur wordt de [H₃O⁺] groter, dus de pH <.
         • Door toevoeging van base wordt de [OH^-] groter, dus de pOH <.
         
         
         
         Zuurconstante K_A K_B Baseconstante
         Als een zuur(HZ of HA) of een base(Z^- of A^-) in water wordt opgelost, dan stelt zich een evenwicht in.
         HZ is nederlands; HA is engels
         Voor zowel het zuur als voor de base (in water) kan men dan een evenwichtsconstante opstellen:
         
         Omdat de [H₂O] constant is (nl. 55,5 mol/l), wordt deze concentratie ondergebracht bij de evenwichtsconstante K
         
         K_z heet zuurconstante
         K_b heet baseconstante
         
         

         Hoe zwakker een zuur, des te kleiner is de zuurconstante Kz. Hoe zwakker een base, des te kleiner is de baseconstante Kb.

         
         (zie hiervoor ook tabel I)
         
         Een geconjugeerde base hoort bij een zuur dat één proton heeft afgestaan.
         In tabel I staan geconjugeerde zuren en basen naast elkaar. Het verschil tussen links en rechts is steeds één proton.
         
         Bij 25°C is het product van zuurconstante en baseconstante van de geconjugeerde stoffen altijd 10^-14
         
         Berekeningen (zuur-base)
         De manier waarop je te werk moet gaan is bij elke vraagstuk als volgt:
         1. Zorg er voor dat je precies weet hoeveel zuur er gebruikt wordt
         2. Zorg er voor dat je precies weet hoeveel base er begruikt wordt
         3. Onderzoek m.b.v. een kloppende reactievergelijking welke van de twee op gaat en van welke wat over blijft
         4. Bereken hoeveel er overblijft en reken dit om naar een liter
         5. Hou voortdurend in de gaten met welke volumes je werkt
         Buffermengsel
         Een tamelijk geconcentreerd mengsel van een zwak zuur met de geconjugeerde base
         
         
         In een oplossing van een zwak zuur geldt altijd:
         [H₃O⁺] = [Z^-] (die twee ontstaan in gelijke mate uit HZ).
         In een buffermengsel echter is veel extra Z^- toegevoegd, zodat in een buffermengsel die twee concentraties niet meer gelijk zijn.
         
         
         1. Als er aan een buffermengsel een beetje sterk zuur wordt toegevoegd, dan wordt dit opgevangen door de aanwezige zwakke base Z^-.
            
            Bufferformule
            Een buffermengsel heeft tot taak de pH van een oplossing zo stabiel mogelijk te houden, ook al wordt er aan die oplossing sterk zuur of sterke base toegevoegd.
            
            In een buffermengsel worden samengevoegd:
            ongeveer evenveel (zwak) zuur (HZ) als geconjugeerde base (Z); die laatste stof kan bijvoorbeeld worden toegevoegd in de vorm van goed oplosbaar NaZ.
            Het HZ heeft tot functie toegevoegde base op te vangen en het Z^- heeft tot functie toegevoegd zuur op te vangen.
            Hoe méér zwak zuur en geconjugeerde base worden samengevoegd, des te méér sterk zuur of base kan worden opgevangen en des te groter is dan de buffercapaciteit.
            
            

            BUFFERMENGSEL: Een tamelijk geconcentreerd mengsel van een zwak zuur met de geconjugeerde base

            
            
            In een oplossing van een zwak zuur geldt altijd:
            [H₃O⁺] = [Z^-] (die twee ontstaan in gelijke mate uit HZ).
            In een buffermengsel echter is veel extra Z^- toegevoegd, zodat in een buffermengsel die twee concentraties niet meer gelijk zijn.
            
            
            1. Als er aan een buffermengsel een beetje sterk zuur wordt toegevoegd, dan wordt dit opgevangen door de aanwezige zwakke base Z^-.
               
               Uit de bekende formule voor K_z (zie onderwerp 18) moet je de zgn. bufferformule kunnen afleiden:
               nogmaals:
               Nederlandse manier om een zuur aan te geven is vaak: HZ, terwijl in het engels meestal HA wordt gebruikt.
               
               Oplosbaarheidsproduct K_S Oplosbaarheid S
               In tabel XI kun je van een groot aantal stoffen opzoeken of ze oplossen in water (en in andere oplosmiddelen) en zo ja, hoeveel er dan maximaal kan oplossen; dus wanneer ze verzadigd zijn.
               Voor alle stoffen, dus ook voor zouten, is er een verzadigingspunt.
               Slecht oplosbare zouten bereiken dit punt zeer snel, goed oplosbare zouten bereiken dit verzadigingspunt pas veel later.
               
               De oplosbaarheid van een zout wordt meestal aangegeven in de eenheid mol/liter, soms in mol/100 gr.
               
               Als een zout in water (gedeeltelijk) oplost, dan valt het ionrooster (ook gedeeltelijk) uit elkaar; er ontstaan dan meer deeltjes.
               Het oplossen is afhankelijk van de sterkte van het ionrooster, maar ook van de temperatuur. Bij hogere temperatuur valt meer ionrooster uit elkaar.
               
               Slecht oplosbare zouten zijn zouten waarvan het ionrooster slechts voor een (zeer) klein gedeelte uit elkaar valt in water.
               Er is dan sprake van een heterogeen en eenzijdig evenwicht.
               
               Het kleine beetje zilvercarbonaat dat oplost in water(mol/l) heet de oplosbaarheid S bij een bepaalde temperatuur.
               Let er op dat in dit voorbeeld uit S mol zilvercarbonaat dus gevormd worden: 2S mol zilverionen en S mol carbonaationen.
               De ionen verspreiden zich homogeen door de hele oplossing.
               Omdat het vaste en onopgeloste zilvercarbonaat heterogeen aanwezig is mag voor de concentratie daarvan in de evenwichtsvoorwaarde K de waarde 1 ingevuld worden.
               
               De evenwichtsconstante K kan bij deze slecht oplosbare zouten opgevat worden als: het ionenproduct in een verzadigde oplossing.
               
               Het ionenproduct (I.P.) in een verzadigde oplossing van een slecht oplosbaar zout noemt men het OPLOSBAARHEIDSPRODUCT K_S
               
               Opdracht 76
               Leg uit of K_s groter of kleiner wordt bij hogere temperatuur.
               
               
               1. Zolang er nog onopgeloste stof op de bodem ligt is de oplossing verzadigd (I.P.= K_s).
               2. Indien dat niet het geval is, dan kan er nog bij en heet het mengsel onverzadigd (I.P.< K_s).
               3. In bijzondere gevallen kan er ook een oververzadigde oplossing worden gemaakt (I.P. > K_s).
               
               Je moet in staat zijn S te berekenen uit Ks en omgekeerd: Ks te berekenen uit S.
               
               Chemische berekening (schema)

               Een kloppende reactievergelijking opstellen en de aggregatietoestanden aangeven. Onderstreep de stoffen waarover gegevens bestaan en waarover vragen gesteld worden. De andere stoffen hoef je niet mee te nemen. Die gegevens worden soms direct, soms indirect gegeven. De berekening doe je alleen met de onderstreepte stoffen. Noteer de molverhouding. Als je kans ziet om een proef ook echt uit te voeren, dan doe je dat het beste Waar nodig zet je mol om in de juiste eenheden (zie gegevens en het gevraagde) Voer een omrekeningsfactor in om recht te doen aan de werkelijke hoeveelheden, zoals blijkt uit de gegevens.Zo beëindig je de berekening. Kontroleer / Schat of de uitkomst reëel is, of zo'n uitkomst in werkelijkheid zou kunnen.

               
               
               
               Chemische berekening (zuur-base)
               

               Schrijf de formules op van de (opgeloste) stof: [molecuul-,verhoudings-, ionen- en elektronenformules]. Is er een zuur of een base aanwezig? Zo ja, welke? Bewijs dat m.b.v. een indicator. Voer de taak uit. Noteer de waarnemingen. Noteer overzichtelijk alle berekeningen en/of omrekeningen die je hebt gedaan.

               Noteer steeds, terwijl je bezig bent, alles wat je doet, waarneemt en wat je er bij denkt (chemisch dan natuurlijk) en maak achteraf een overzichtelijk uitgewerkt verslag. Zorg er voor dat je van de te onderzoeken stof steeds voldoende in voorraad houdt. Trek uit elke waarneming steeds voorlopige konklusies, waardoor veel onderzoek overbodig zal blijken te zijn.

               
               
               Chemische berekening (titraties)

               Maak in een ruime tekening duidelijk welke handelingen er achtereenvolgens moeten worden verricht. Zet alle gegevens (formules en rekenkundige gevens) in de tekening bij de betreffende stoffen. Schrijf op met welke stof getitreerd wordt. Welk reactietype vindt plaats bij deze titratie? Hoe kun je het eindpunt bepalen? Leg uit waarom. Schrijf alle reactievergelijkingen op bij de juiste plaats in de tekening. Voer de titratie uit. Was het een direkte of indirekte titratie? Start de berekening bij de molariteit van de titreervloeistof, d.w.z. bereken hoeveel mol van de titreerstof uit de buret werd toegevoegd. Kontroleer wat er precies gevraagd wordt. Voer de rest van de berekening uit en let daarbij op: de juiste molverhouding. verdunningen de juiste eenheden (ml, mol, mmol, mg, l, ml, enz.)

               Noteer steeds, terwijl je bezig bent, alles wat je doet, waarneemt en wat je er bij denkt (chemisch dan natuurlijk) en maak achteraf een overzichtelijk uitgewerkt verslag. Zorg er voor dat je van de te onderzoeken stof steeds voldoende in voorraad houdt. Trek uit elke waarneming steeds voorlopige konklusies, waardoor veel onderzoek overbodig zal blijken te zijn.

               
               
               
               Chemische Industrie
               Al die scheikunde uit de voorgaande modules wordt in het dagelijks leven toegepast. Ongelooflijk veel spullen die je regelmatig gebruikt, maar ook elke keer als je energie gebruikt, of nadat je wat gegeten hebt, dat alles heeft met de chemie te maken, vaak zonder dat je het beseft. De economie drijft er voor een belangrijk deel op, wat te zien is aan de chemische industrie.
               
               Onze energie komt nog steeds voor een groot deel uit het verbranden van fossiele brandstoffen, maar ook als het via zonne-energie wordt opgewekt, speelt de scheikundige reactie een essentiële rol.
               Elk schoonmaakmiddel dat je gebruikt, komt van een fabriek die de scheikundige processen kent van het schoonmaken. Zelfs de meeste voedingsmiddelen die je in supermarkt koopt, zijn met chemicaliën behandelt. En ga zo maar door.
               
               In de chemische industrie worden al die onderdelen van de chemie, die je in voorgaande modules kunt vinden, toegepast. Een extra module over de chemische industrie in Nederland mag in deze cursus natuurlijk niet ontbreken. We zullen enkele belangrijke concrete voorbeelden behandelen.
               
               Kolencentrale
               Een mooie beschrijving van de kolencentrale vind je bij wikipedia, op het Internet:
               klik op: Kolencentrale
               Een korte samenvatting volgt hieronder, hier en daar met wat toevoegingen.
               
               Een kolencentrale is een thermische elektriciteitscentrale die met steenkool wordt gestookt.
               De bijbehorende scheikundige reactie is eenvoudig:

               C(s) + O₂(g) CO₂(g)

               Vanzelfsprekend worden alle andere stoffen die in de steenkool zitten, mee verbrand. Daarbij moet je vooral denken aan Zwavel en Stikstof die bij verbranding oxiden opleveren: NO, NO₂ en SO₂. Deze oxiden kunnen in de lucht, met watere (regen) zuren veroorzaken (zure regen).
               Behalve die gasvormige oxiden, ontstaat ook 'fijnstof', een soort vrijwel niet zichtbaar roet, allemaal slechte voor de volksgezondheid.
               En er ontstaan grote hoeveelheden kooldioxide, CO₂, dat niet zozeer de gezondheid schaadt, maar tot de broeikasgassen behoort. CO₂ verhoogt de temperatuur op de aarde.
               Kolencentrales worden om deze redenen als de meest milieuschadelijke vorm van energieopwekking beschouwd.
               
               Op Internet kun je een mooi werkingsschema vinden van een kolencentrale in Zeeland
               Bekijk het filmpje. Hieruit even apart genomen het onderstaande schema, dat je goed moet bestuderen. Zorg dat je precies doorhebt hoe de centrale in elkaar zit.
               
               Zoals je ziet worden de kolen verbrand. Met de hitte die daarbij vrij komt, wordt stoom oververhit waarmee een turbine aan het draaien wordt gezet (een soort stoommachine dus). Aan die turbine zit een generator vast, die meedraait en zo stroom opwekt.
               Maar je ziet dat er ook een grote hoeveelheid chemie aan te pas komt:
               • De steenkool wordt soms van te voren zeer fijn vermalen, maar soms worden ze vergast. Vermalen of in gasvorm wordt de kool dan verbrand met zuurstof.
               • stikstofoxiden worden 'afgevangen', zodat die niet in het milieu komen. Hierbij wordt een katalysator gebruikt
               • as (die bij de verbranding overblijft) wordt opgevangen en afgevoerd
               • zwaveloxiden worden 'afgevangen', zodat die niet in het milieu komen
               Of dat allemaal goed gaat, en over wat er uit de centrale, ondanks al die instrumenten, toch ontsnapt zijn de meningen verdeeld.
               In elk geval komt er heel veel kooldioxide in de atmosfeer, met klimaatveranderingen tot gevolg. Belangrijk is ook waar de steenkool vandaan komt. De kwaliteit ervan kan heel erg verschillen.
               
               Om enig idee te krijgen over hoe enorm die machines zijn, de onderstaande foto, ook van Internet:
               

               

               
               Op Internet vind je nog meer info, en wel over de kolencentrale in Amsterdam:
               Interessant is hier dat ze er trots op zijn de uitstoot van de stikstofoxiden met 35% te verminderen. Bedenk daarbij wel dat dus 65% nog steeds in de lucht komt en dat is nogal wat!
               
               
               
               Hieronder volgen een aantal extra scheikundige aspecten die met bovenstaande te maken hebben.
               
               1.
               Bij de verbranding komen dus stikstofoxiden vrij, vaak aangeduid met NO_x. Die x slaat op het feit dat stikstof verschillende verbindingen met zuurstof kan maken:
               NO, NO₂, N₂O₃, N₂O₄, N₂O₅ en N₂O (lachgas)
               Met name de eerste twee komen nogal eens samen voor en worden 'nitreuze dampen' genoemd. NO₂ is lichtbruin tot rood van kleur, NO is kleurloos en N₂O₄ (dat er soms ook in zit) heeft een lichtbruine kleur. Als je het inademt, merk je dat het verstikkend werkt, net als chloorgas.
               Nitreuze dampen zijn sterk oxiderend en schadelijk voor de gezondheid.
               
               2.
               Bij het verbranden van steenkool kan het ook misgaan als er niet voldoende zuurstof wordt toegevoerd.
               Normaal vormt zich kooldioxide (CO₂), maar bij onvoldoende zuurstof kan ook koolmonoxide ontstaan (CO), een kleurloos en reukloos gas, maar zeer giftig. Het molecuul lijkt zo op zuurstofmoleculen dat de rode bloedlichaampjes "denken" dat het zuurstof is. Maar als CO daar eenmaal zit, wil het niet meer weg en blijft er steeds minder plaats voor zuurstof. Zo komt het zuurstoftransport stil te liggen met als gevolg een langzaam, maar dodelijk inslapen zonder dat je het in de gaten hebt.
               

               2C(s) +O₂(g) 2CO(g)

               
               In de steenkoolcentrales wordt elektrische energie opgewekt, waarbij gebruikt wordt gemaakt van chemische en fysische processen.
               In dit geval is er sprake van een continuproces. De steenkool wordt, eventueel na vergruizing, continu aangevoerd voor verhitting/verbranding. Zo is de leverantie van elektrische stroom is zeer stabiel te regelen.
               De grondstof is natuurlijk steenkool. De belangrijkste hulpstof is water, dat zelf niet mee reageert, maar wel bij de verbranding van steenkool op hoge temperatuur wordt gebracht.
               Helaas zijn er nogal wat afvalstoffen, met name de oxiden van stikstof, zwavel en koolstof.
               
               De chemische technologen zoeken ongetwijfeld naar de veiligste, maar ook naar de meest economische oplossing voor het proces. Alle (regel)apparatuur staat onder hun beheer en toezicht. Ze definiëren en controleren de chemische reacties.
               
               
               Staalproductie Hoogovens
               Zoals gebruikelijk, eerst een link naar wikipedia over de staalproductie in hoogovens.
               Daaruit nemen we enkele gegevens over en voegen er een en ander aan toe:
               
               Een hoogoven is een installatie waarin ijzererts en koolstof worden gemengd en zo sterk verhit dat via een aantal chemische reacties vloeibaar ijzer ontstaat. Het koolstof dient tegelijkertijd als brandstof voor de verhitting en als reductiemiddel van het ijzererts.
               Het (vloeibare) ijzer kan worden afgetapt en bevat een zeker percentage koolstof.
               
               Geschiedenis
               In China bestonden hoogovens vanaf ongeveer de vijfde eeuw voor Chr., in het Westen vanaf de Hoge Middeleeuwen. Hier verspreidde de hoogoven zich vanuit de regio rond de Waalse, aan de Maas gelegen stad Namen.
               In 1491, aan het eind van de vijftiende eeuw werd de hoogoven in Engeland geïntroduceerd. De brandstof die in hoogovens werd gebruikt, was steevast houtskool.
               Toen er gebrek ontstond aan hout(skool), ging men gebruik maken van cokes, aan het begin van de achttiende eeuw. Een eeuw later werd het proces versterkt door voorverwarmde lucht (dus zuurstof) in te blazen.
               
               
               De moderne hoogoven
               De temperatuur in de hoogoven kan zodanig worden opgevoerd, dat het product ijzer in vloeibare vorm kan worden afgetapt. Moderne hoogovens produceren 8.500 tot 12.000 ton ruwijzer per dag. In ons land waren de Hoogovens van IJmuiden beroemd, nu onderdeel van Tata Steel.
               
               
               
               Bovenaan de hoogoven worden afwisselend lagen cokes (2,5) en lagen ruwe ijzererts met toevoegingen (1,6) ingeladen.
               Beneden, aan de blaasmonden, wordt hete lucht (7, ongeveer 1200°C) en poederkool (16) ingeblazen, eventueel verrijkt met zuurstof.

               2C(s) +O₂(g) 2CO(g)

               Zuurstof uit de lucht verbrandt de koolstof uit de cokes en het poederkool; daarbij ontstaat koolstofmonoxide (CO). Het CO gas, dat een temperatuur van ongeveer 2200-2400°C heeft, stijgt op door de lagen cokes en erts heen.
               

               Fe₂O₃(s) + 3CO(g) 3 CO₂(g) + 2Fe(l)  (Reductie van ijzeroxide tot ijzer)

               
               De ijzeroxiden reduceren onder deze omstandigheden tot ijzer, dat bij die hoge temperatuur vloeibaar blijft. Dit vloeibaar ruwijzer sijpelt nu door de cokeslagen naar beneden en verzamelt zich onder in de hoogoven (de zogenaamde haard van de hoogoven).
               
               Wanneer er zich voldoende vloeibaar ruwijzer heeft verzameld in de haard, wordt de hoogoven onderaan opengeboord en stroomt het vloeibaar ruwijzer (9) via het tapgat naar buiten. Daar wordt het opgevangen in mengers (11). Dit zijn treinwagons met een torpedovormig voorraadvat met vuurvaste binnenbekleding.
               Deze worden getransporteerd naar de staalfabriek voor verdere verwerking.
               Wanneer al het ruwijzer uit de hoogoven is afgetapt, wordt het tapgat weer dichtgemaakt. Het aftappen duurt ongeveer 90 minuten.
               
               De ruwe ijzerertsen en hun toevoegingen bevatten - naast ijzeroxides - ook onzuiverheden waaronder calciumoxide (CaO) en siliciumdioxide (SiO₂). Deze materialen vormen slak (8), die samen met het ruwijzer wordt afgetapt (10) en verwerkt in o.a. de cementindustrie.
               
               Voor de productie van 1 ton ijzer in een hoogoven is gemiddeld 0,5 ton cokes nodig en 1,6 ton ijzererts met een ijzergehalte van 60%.
               
               
               Hoogoven te IJmuiden
               
               
               Hieronder nog een paar opmerkingen vanuit de theorie van scheikunde.
               
               Een kernbegrip bij de productie van staal is: reductie.
               In module 10 over redoxreacties komen we tegen dat reductie het omgekeerde is van oxidatie en dat die twee altijd tegelijk voorkomen:
               Elektronen worden overgedragen van de reductor naar de oxidator
               Reductie is dan eigenlijk: dat een stof gedwongen wordt om elektronen op te nemen.
               In het hoogovenproces: IJzererts bevat Fe³⁺. Deze ionen worden gedwongen om per stuk drie elektronen op te nemen en zo neutraal IJzer te worden, Fe.
               

               Fe³⁺ (aanwezig in ijzererts) + 3 e^- Fe (eerst in het vloeibare, later gestolde ijzer)

               
               Die elektronen worden geleverd door de reductor CO, die bij dit proces wordt omgezet in CO₂. Daarover het volgende:
               Je herinnert je het begrip 'oxidatiegetal'?
               Het oxidatiegetal van ijzer(III)ionen is +3 omdat het atoom Fe drie elektronen mist.
               Het Koolstofatoom in CO heeft een ander oxidatiegetal dan in CO₂.
               In CO zit één C vast aan één O. Een O in een verbinding heeft oxidatiegetal -2. Dus moet die ene C oxidatiegetal +2 hebben.
               In CO₂ zit één Koolstofatoom vast aan twee O-atomen (elk 2-) dus moet dat ene Koolstofatoom hier een oxidatiegetal +4 hebben.
               
               Dus is het oxidatiegetal van C tijdens de reactie veranderd van +2 naar +4. Dat kan alleen als het Koolstofatoom twee elektronen heeft afgestaan. Alleen zo kan dat atoom positiever worden. Daar zit dus de oxidator: het deeltje dat elektronen afstaat aan de reductor Fe³⁺.
               Er moeten altijd evenveel elektronen worden afgestaan als opgenomen, dus de verhouding waarin het ijzer en het CO met elkaar reageren moet zijn: 2:3
               Fe₂O₃(s) reageert dan ook met 3CO(g) of: twee ijzerionen reageren met twee koolstofatomen.
               
               
               Kunststoffen
               Heel veel informatie over dit onderwerp komt uit wikipedia. De tekst hieronder komt daar grotendeels vandaan.
               
               Kunststoffen zijn opgebouwd uit zeer grote moleculen (macromoleculen). Die worden in de industrie op grote schaal gemaakt uit bepaalde grondstoffen die veel kleinere moleculen hebben. Je koppelt heel veel kleine moleculen aan elkaar en je krijgt dan 'polymeren'.
               Niet elke kunststof is overigens een polymeer.
               Het zijn hoe dan ook chemische verbindingen die meestal in fabrieken gemaakt worden door middel van scheikundige processen. De macromoleculen / polymeren die in de natuur worden gemaakt, zoals zetmeel of eiwit, reken je niet tot de kunststoffen.
               Uit het Engels komt de naam 'plastic', dat in het Nederlands verwant is met 'plastisch': enigszins vervormbaar. Hier moet meteen bij gezegd worden dat zo'n naam wat misleidend is. Lang niet alle kunststoffen / plastics zijn vervormbaar.
               
               Je kunt drie soorten onderscheiden:
               1. Elastomeren (elastisch materiaal; je kunt het samendrukken, maar gaat toch weer terug naar zijn oorspronkelijke vorm. Een soort kunstrubber, elastiek, pur)
               2. Thermoharders (als je die verhit, worden ze niet zacht, omdat de macromoleculen via dwarsverbindingen aan elkaar vast zitten. De moleculen zitten in een zeer stevig netwerk vast. Soms zijn ze bros. Ze worden ook wel 'duroplasten' genoemd.
                  Het is niet eenvoudig ze te maken; het proces wordt wel spuitgieten genoemd. Thermoharders recycleren (terugwinnen) is moeilijk.)
               3. Thermoplasten (een kunststof die bij verwarming zachter wordt. De macromoleculen van thermoplasten liggen 'los' naast elkaar; dat wil zeggen: ze zijn niet met dwarsverbindingen aan elkaar gekoppeld. Ze hebben daarom enige bewegingsvrijheid t.o.v. elkaar. Ze worden 'plastisch', soepel.) Denk bijvoorbeeld aan vuilniszakken.
               
               
               Polyetheen (PE) Polypropeen (PP) Polyvinylchloride (PVC) Polyetheentereftalaat (PET) Polymethylmethacrylaat (PMMA) Nylon Polyetheen (PE)
               Het polymeer polyetheen is de meest gebruikte kunststof (het meest bekende plastic). Ook de oudere naam polyethyleen wordt nog gebruikt. Het heet zo omdat het gemaakt wordt door etheen te koppelen in ketens.
               
               Productieproces
               Polyetheen wordt gemaakt door polymerisatie van etheen. Etheen wordt verkregen door het afbreken (kraken) van onder andere nafta, een licht derivaat van aardolie. Geschat wordt dat 1,2% van de ontgonnen aardolie gebruikt wordt om polyetheen te produceren.
               Polyetheen wordt gesynthetiseerd door een radicalaire polymerisatie van etheen:
               
               
               
               Giftigheid en milieubelasting
               Zoals in bovenstaande molecuulformule van polyetheen te zien is, bevat het alleen koolstof- en waterstofatomen. Bij volledige verbranding in een afvalverbrandingsinstallatie ontstaan daaruit alleen de niet-giftige stoffen koolstofdioxide en water. Het verbranden van polyetheen levert dan ook geen direct gevaar op voor mens en milieu.
               Echter, vooral bij brand in huis, bestaat het risico dat het polyetheen onvolledig verbrandt, waarbij naast koolstofdioxide het voor mens en dier giftige koolmonoxide ontstaat. Hiervan is bij de meeste organische materialen (stoffen die het element koolstof bevatten) sprake.
               
               Net als andere kunststoffen wordt polyetheen niet snel door bacteriën afgebroken, waardoor het lang in het milieu kan rondzwerven.
               Als het in het oppervlaktewater komt wordt het afgevoerd naar de zee en komt het na jaren in de oceanen terecht bij de zogeheten plasticsoep. Door de zeestroming wordt het afval daar naartoe gebracht en hoopt het zich op.
               Daar staat tegenover dat het goed te recycleren is: het kan worden omgesmolten, want het is een thermoplast. Maar niet elk type polyetheen wordt ook echt gerecycleerd. Soms vindt men het economisch niet rendabel.
               
               Classificatie van polyetheen Polyetheen kan in twee verschillende processen worden gemaakt:
               1. Hogedichtheidpolyetheen (HDPE of PE-HD) wordt gemaakt bij lage druk, met behulp van een katalysator.
                  Bij lage druk ontstaan lineaire ketens waardoor de stof kristallijn is opgebouwd. De dichtheid van HDPE ca. 0,95 tot 0,97 g/cm³. De dichtheid van LDPE ca. 0,91 tot 0,94 g/cm³. De dichtheid van LLDPE ca. 0,93 g/cm³. HDPE kan worden belast tot een temperatuur van 90 graden Celsius.
               2. Lagedichtheidpolyetheen (LDPE of PE-LD) wordt bij hoge druk gemaakt, zo'n 200 MPa (= 2000 bar). Bij hoge druk ontstaat een polymeer met een hoge vertakkingsgraad waardoor de stof weinig kristallijn wordt. Een uitzondering is lineair lagedichtheidpolyetheen (LLDPE) dat wél hoofdzakelijk lineaire ketens bevat. LDPE kan worden belast tot een temperatuur van 70 graden Celsius.
               Let op: Deze namen leiden frequent tot verwarring (merk op dat HDPE niet bij hoge druk wordt geproduceerd en LDPE wel).
               
               UHPE of UHMWPE (Ultra High molecular weight PE) is een vierde variant. Dit type polyetheen wordt onder andere gebruikt voor de supersterke vezels zoals Dyneema®.
               XLPE (Crosslinked polyethene) ontstaat door polyetheen te vulkaniseren, waardoor het eigenschappen krijgt van een elastomeer. XLPE wordt veel toegepast als isolatiemateriaal in elektriciteitskabels.
               
               Toepassingen Door het smelten van de korrel kan men deze omzetten in diverse eindtoepassingen zoals plastic flesjes, plastic zakjes, verpakkingsfilm, mantels van elektrische kabels, water- en gasleidingen en technische vezels.
               Bij toepassing in flexibele waterleidingen met kleine diameter wordt LDPE ook wel aangeduid met 'tyleen'. Leidingen met grote diameter worden doorgaans gemaakt van PE100.
               Steeds vaker zien we in vloerverwarming/vloerkoelingsinstallaties de variant PERT (Polyetheen Raised Temperature) toegepast.
               
               
               Polypropeen
               Polypropeen staat ook bekend onder de oudere benaming polypropyleen. Het is een thermoplastisch polymeer dat een zeer wijde toepassing kent, waaronder Australische bankbiljetten. Eigenschappen Polypropeen kan zeer zuiver worden gemaakt; dit maakt het geschikt voor de halfgeleiderindustrie. Het polymeer is goed bestand tegen chemische oplosmiddelen, basen en zuren. Het is ook bestand tegen bacteriegroei en daarom geschikt voor wegwerpspuiten en andere medische apparatuur.
               Het polymeer kan heet in een vorm worden geperst, maar ook worden gezaagd/gefreesd en gelast.
               
               Toepassingen Polypropeen lijkt op polyetheen en is net zo goedkoop, maar het is veel sterker. In het dagelijks leven komen we het tegen in de vorm van plastic flessen (bijvoorbeeld jerrycans), tapijten, plastic meubelen, kleine open zeilbootjes en in veel auto-onderdelen. Andere toepassingen zijn pijpen, filtermateriaal, en plastic producten die een hogere kwaliteit vereisen dan zijn voorganger polyetheen kan bieden.
               
               Polypropyleen wordt ook gebruikt als touw. Het voordeel van propyleen is dat het blijft drijven op het water. Bij boten is dit zeer handig omdat de lijn dan niet in de schroef van de boot kan komen. De meest voorkomende soort is een driestrengs geslagen lijn. Voor het maken van touw wordt polypropeenfolie in vezels gesneden. Het is een goede vervanger van natuurlijke touwen, als manilla, of hennep, omdat het een natuurlijke kleur heeft, vezelig en stroef is en bovendien blijft drijven op water. Hierom, en omdat het goedkoop en duurzaam is, worden polypropeentouwen vaak gebruikt bij scoutingboten. Polypropeentouwen worden vaak verkocht onder de merknaam Gripolene.
               Polypropeen kan eenvoudig gerecycleerd worden.
               
               Productieproces Het polymeer polypropeen kan worden gemaakt door additiepolymerisatie van propeen.
               
               Reactievergelijking van propeen en polypropeen
                     H         H     H        H                         H     H     H     H
                       \        /       \       /                           |      |      |     |
                  ..+ C  =  C   +   C = C   + ..     ~  C  -  C  -  C  -  C  ~
                       /        \       /       \                           |      |      |     |
                     CH₃      H     CH₃    H                         CH₃   H    CH₃  H
                                         Propeen                          Polypropeen
               
               
               Polyvinylchloride (PVC)
               Polyvinylchloride (pvc), met de systematische naam polychlooretheen, is een thermoplast die ontstaat na polymerisatie van het monomeer vinylchloride (chlooretheen).
               Omdat pvc goedkoop en eenvoudig te bewerken is, wordt het veel toegepast in allerlei takken van de industrie ter vervanging van onder andere hout en beton.
               Pvc is bekritiseerd vanwege de loodhoudende stabilisatoren en de gechloreerde koolwaterstoffen die bij verbranding vrijkomen. Medio 2006 is er een trend gaande om de loodhoudende stabilisatoren in het pvc te vervangen door organische en op tin gebaseerde stabilisatoren. Alle additieven moeten voldoen aan de Europese richtlijn REACH.
               
               Pvc is bij toeval ontdekt in 1838. Er ontstond er een witte vaste stof nadat een fles vinylchloride werd blootgesteld aan zonlicht. In 1926 ontwikkelde Waldo Semon een methode om pvc te plasticeren door verschillende additieven toe te voegen. Het resultaat was een flexibel en eenvoudig te bewerken materiaal, waardoor het breed toepasbaar werd in vele commerciële producttoepassingen.
               
               Synthese
               Polyvinylchloride ontstaat na de polymerisatie van chlooretheen. De productie daarvan bestaat uit twee stappen. Eerst reageert etheen met chloor (Cl₂) tot 1,2-dichloorethaan. Vervolgens wordt dit dichloorethaan geëlimineerd tot chlooretheen en waterstofchloride (HCl).
               Ongeveer 30% van de wereldwijde chloorproductie wordt gebruikt voor deze productie.
               
               Voor de polymerisatie worden chlooretheen en water gemengd in een reactor. Onder hoge druk en temperatuur vindt dan polymerisatie plaats; in dit geval betreft het een poly-additie.
               
               
               Daarna ondergaat het ruwe pvc enkele raffinagebewerkingen om uiteindelijk als poeder (resin) te worden afgeleverd. Dit resin wordt, onder toevoeging van additieven, verder verwerkt tot het eindproduct.
               De verwerking van het ruwe pcv gebeurt bij hoge temperatuur (meestal 180 - 200 °C). Ter voorkoming van afbraak tijdens verwerking wordt een stabilisator toegevoegd. Een stabilisator bestaat uit bijvoorbeeld loodzouten zoals tribasisch loodsulfaat (PTS) of dibasisch loodfosfiet (PDF) (giftige stoffen). Tegenwoordig worden ook veel niet-toxische stabilisatoren (calcium- of zinkzouten) gebruikt.
               Afhankelijk van de toepassing kunnen er andere additieven worden toegevoegd, bijvoorbeeld glijmiddelen (metaalstearaten, stearylstearaat) of vloeiverbeteraars (methacrylaten) voor een soepele verwerking, uv-stabilisatoren (benzofenonen, benzotriazolen) voor de lichtbestendigheid van raamprofielen, slagvastheidsadditieven (ABS) voor profielen of buizen, weekmakers (DEHP) voor tapijten of folies.
               
               Toepassingen Na de Tweede Wereldoorlog heeft het gebruik van pvc een grote vlucht genomen in het dagelijks leven. Bekende toepassingsvoorbeelden van pvc in het huishouden zijn buizen voor elektrische bedrading, behang (vinylbehang) en vloerbedekking zoals zeil. Ook wordt het wel toegepast in beschermende kleding, zoals chemische pakken en regenkleding.
               In de medische wetenschap heeft pvc sinds de jaren vijftig rubber en glas grotendeels verdrongen in vooraf gesteriliseerde componenten. Belangrijkste redenen daarvoor zijn de chemische stabiliteit, inertheid en flexibiliteit.
               Bloedinfuuszakken zijn gemaakt van weekgemaakt pvc met citraten.
               De gebruikte weekmaker (ftalaat) heeft een conserverende werking op het bloed.
               Schadelijke bijeffecten zijn onderzocht waarbij verregaande invloeden van ftalaten op hormonale- en neurale ontwikkeling zijn gevonden. Daarnaast kan het materiaal ook in het lichaam zelf worden gebruikt.
               
               In de bouw- en auto-industrie wordt pvc veelvuldig toegepast in constructies, riolering, beschoeiing, coatings, dashboards en vloeren. Na polypropeen is het in de auto-industrie de meest gebruikte kunststof. Het is slijtvast, licht en herbruikbaar. Pvc is één van de belangrijkste grondstoffen voor kunststofkozijnen in Europa. Na gebruik worden deze kozijnen als grondstof gebruikt voor onder meer kunststof grond- en waterkeringen.
               Omdat pvc in vrijwel elk denkbare vorm kan worden gegoten en in een breed scala aan kleuren te produceren is, wordt het vaak gebruikt in speelgoed. Zolang het materiaal aan strenge normen voldoet en geen schadelijke weekmakers en andere additieven bevat, is het zelfs voor jonge kinderen veilig te gebruiken.
               Tenslotte zijn de verpakkingsindustrie en landbouw grote afnemers van pvc. Ook hier zijn prijs-prestatie-overwegingen veelal van doorslaggevend belang.
               
               Tijdens de verbranding komt waterstofchloride of, afhangend van de zuurstofbalans, chloor, koolstofdioxide en water vrij. Toxicologie en veiligheid van pvc
               Van de meeste van pvc geproduceerde producten wordt aangenomen dat ze veilig te gebruiken zijn. Sommige additieven of weekmakers kunnen wel gevaar voor de gezondheid opleveren. In de EU zijn deze toevoegingen dan ook niet altijd toegestaan. Een en ander is afhankelijk van de toepassing.
               In de jaren zestig is voor het eerst aangetoond dat de grondstof voor pvc, vinylchloride, kankerverwekkend kan zijn. Ook behoort het tot de risicofactoren voor het ontstaan van sclerodermie. Een ander nadeel is dat er bij de verbranding van pvc dioxines kunnen vrijkomen. Alhoewel het hier om zeer kleine hoeveelheden gaat, is bewezen dat dioxinen al in kleine hoeveelheden veranderingen kunnen veroorzaken in de hormoonhuishouding van organismen. Voor Greenpeace is dat reden om te streven naar het volledig uitbannen van pvc.
               In de toepassingen als leidingssystemen (o.a. gas, afvalwater, drinkwater) is de ecologische impact van pvc echter duidelijk lager dan alternatieve materialen, zoals blijkt uit diverse studies.
               Pvc-leidingsystemen hebben een levensduur van minstens 100 jaar. Na gebruik kan het gerecycled en hergebruikt worden.
               
               
               Polyetheentereftalaat (PET)
               
               Structuurformule van polyethyleentereftalaat
               
               PET is een vaste en kleurloze stof met een smeltpunt boven de 250°C en een dichtheid van 1,38 g/cm³
               Let op: PET heeft niets te maken met PE (polyetheen)
               
               Toepassingen
               PET is een thermoplastische polyester, een kunststof die onder andere wordt toegepast voor het maken van petflessen en andere verpakkingen van voedingsmiddelen; voor industriële vezels en textielvezels (bijvoorbeeld: fleece); voor films en platen; voor keukengerei enz.
               Het is een goede thermoplast: het laat zich onder verhitting gemakkelijk vervormen.
               Het grootste voordeel van PET is dat het volledig recycleerbaar is.
               
               Productie van PET
               Polyesters worden bereid door de verestering van een dicarbonzuur met een diol, in dit geval van tereftaalzuur met ethyleenglycol.
               Tereftaalzuur was vroeger moeilijk te verkrijgen in een hoge zuiverheid; daarom werd aanvankelijk de dimethylester (dimethyltereftalaat of DMT) ervan gebruikt.
               Dat oorspronkelijke DMT-proces bestaat uit twee stappen, in aanwezigheid van geschikte katalysatoren.
               1. Eerste stap
                  Eerst gebeurt de reactie van gesmolten DMT met een overmaat ethyleenglycol. Dit is een omesteringsreactie, waarbij methanol vrijkomt. De overmaat ethyleenglycol wordt daarna afgedestilleerd.
                  
                  C₆H₄(CO₂CH₃)₂ + 2 HOCH₂CH₂OH C₆H₄(CO₂CH₂CH₂OH)₂ + 2CH₃OH
               
               
               
               
               2. Tweede stap
                  
                  nC₆H₄(CO₂CH₂CH₂OH)₂ [(CO)C₆H₄(CO₂CH₂CH₂O)]_n + nHOCH₂CH₂OH
                  
                  vervolgens gebeurt de polycondensatie tot hoogmoleculaire (molecuulmassa van 10.000 of meer) polyesters. Hierbij komt ethyleenglycol vrij.
               
               
               In het TA-proces (van terephthalic acid) gebeurt de rechtstreekse verestering van tereftaalzuur met ethyleenglycol, waarbij water in plaats van methanol vrijkomt. De reactie gebeurt op hoge temperatuur (220-260°C, boven het kookpunt van ethyleenglycol), en onder druk (2,7-5,5 bar).
               
               nC₆H₄(CO₂H)₂ + nHOCH₂CH₂OH [(CO)C₆H₄(CO₂CH₂CH₂O)]_n + 2nH₂O
               
               
               Polymethylmethacrylaat
               Molecuulformule: [CH₂C(CH₃)(CO₂CH₃)]_n
               
               Structuurformule (skelet) van PMMA-keten:
               
               
               Deze stof is een polymeer van methylmethacrylaat, C₅H₈O₂
               Molecuulmassa: 100,1 g/mol, dichtheid: 1,2 g/cm³, transparant, maar kan gemakkelijk met kleurstof gekleurd worden, kan ontbranden boven de 250°C, goed oplosbaar in aceton en in ethylacetaat, niet oplosbaar in water.
               Wordt ook wel Perspex of plexiglas genoemd. Het lijkt dus op glas, maar heeft een paar voordelen: lichter, versplintert niet, kan allerlei vormen aannemen, laat meer licht door dan glas. Daartegenover is plexiglas minder hard dan glas; het kan krassen. En het is brandbaar.
               
               Synthese De grondstoffen voor polymethylmethacrylaat zijn aceton, methanol, waterstofcyanide en zwavelzuur. Hoewel dit niet de vriendelijkste stoffen zijn, is het eindproduct onschadelijk. Bij een temperatuur boven de 450 °C verbrandt polymethylmethacrylaat volledig tot koolstofdioxide en water. Het productieproces werd in 1928 in verschillende laboratoria in Europa onafhankelijk van elkaar bedacht en in 1936 werd het op de markt gebracht.
               
               
               Nylon
               Molecuulformule van de monomeer: C₁₂H₂₂N₂O₂, officiële naam: Polyhexametheenadipamide, dichtheid: 1,2 g/cm³ smeltpunt: 263°C
               
               Structuurformule (skelet) en model:
               
               
               Nylon kent vele toepassingen: van panty tot kunstgewricht en van muurplug tot klimtouw. Nylon was de eerste commercieel succesvolle polymeer en is heden ten dage niet meer weg te denken in onze maatschappij.
               
               Synthese
               De meeste nylonsoorten worden gesynthetiseerd door condensatiepolymerisatie (polycondensatie) van een dicarbonzuur en een diamine. Er ontstaat een copolymeer waarbij de beide monomeren elkaar in de polymeerketen afwisselen. De bekendste variant is nylon-6,6: de eerste 6 staat voor de 6 koolstofatomen van het diamine (1,6-hexaandiamine) en de tweede 6 voor de 6 koolstofatomen van het dicarbonzuur (adipinezuur).
               De klassieke laboratoriumsynthese van nylon 6,6:
               
               
               
               Een katalysator is niet echt nodig, maar zuren versnellen de reactie wel. En kijk, één van de reactanten is een zuur.
               Voor meer info over deze reactie, bekijk het reactiemechanmisme
               
               De nylonfilm ontstaat op het grensvlak van een waterige oplossing van 1,6-hexaandiamine en een organische oplossing van adipoyldichloride. Het ontstane polymeer kan met een haakje zacht uit de oplossing getrokken worden, terwijl steeds (doordat het contact tussen te twee lagen voortdurend wordt vernieuwd) verdere polymerisatie optreedt.
               
               De algemene reactie voor de vorming van polyamide uit dicarbonzuur en diamine is:
               
               
               Hierbij wordt naast nylon ook water gevormd.
               In plaats van een dicarbonzuur kan ook een dizuurchloride gebruikt worden, dan wordt waterstofchloride (HCl) in plaats van water gevormd. Hier wordt meestal een base toegevoegd om het vrijkomende waterstofchloride weg te vangen.
               Een andere, veel gebruikte nylonsoort is nylon-6. Deze soort wordt gemaakt door polymerisatie van caprolactam. Deze polymerisatie is geen condensatiepolymerisatie, maar een ringopeningspolymerisatie.
               
               Structuur en eigenschappen
               Belangrijke eigenschappen van nylons zijn de stijfheid en het smeltpunt. Deze worden bepaald door de krachten waarmee de koolstofketens elkaar aantrekken. Hoe sterker de moleculen elkaar aantrekken, hoe dichter ze in kristallijne vorm tegen elkaar zullen liggen en hoe moeilijker het zal zijn om de band tussen de ketens te verbreken met fysieke kracht of temperatuursverhoging. De aantrekkingskracht tussen de koolstofketens wordt mede bepaald door de waterstofbruggen tussen de CO- en de NH-groepen in naburige ketens.
               
               
               Spuitgieten
               Spuitgieten is een techniek om vorm te geven aan thermoplasten, thermoharders en metalen met een laag smeltpunt. Het gaat hier vooral over thermoplasten.
               Met spuitgieten wordt kunststof dat aangevoerd wordt als granulaat of poeder, gesmolten tot een viskeuze massa. Die massa wordt onder hoge druk ingespoten in een matrijs waarvan de holte (of caviteit) de vorm is van het gewenste product. Door afkoeling stolt de kunststof en krijgt men het gewenste product. Spuitgieten is één van de meest gebruikte vormgevingstechnieken voor kunststof onderdelen.
               
               Een spuitgietmachine:
               
               
               
               
               1. Doseerschroef
               2. Granulaat
               3. Inspuitopening (spuitmond)
               4. Matrijs (onderdeel)
               5. Product
               6. Matrijs(bovendeel)
               
               Een schroef (in een cilinder) (1) drukt het kunststof (granulaat) (2) door een kleine inspuitopening (spuitmond) (3) in de matrijs (4 & 6). Hierin bevindt zich een holte (caviteit) (5).
               Het inmiddels gesmolten kunststof stroomt door de inspuitopening en vult de holten van het gereedschap.
               Vervolgens wordt het gekoeld. Hierdoor stolt het materiaal en neemt het de vorm aan van de gereedschapsholten (5). De matrijs wordt, nadat het materiaal voldoende is afgekoeld, geopend door het boven deel (6) horizontaal te verplaatsen.
               Vervolgens wordt het product, door de uitstoters (stiften) uit de geopende matrijs (4) gedrukt.
               Door de zwaartekracht valt het product uit de matrijs in een opvangbak, of bij producten die niet mogen beschadigen pakt een robot ze uit de matrijs. Nadat het weer gesloten is kan aan de volgende productiegang begonnen worden.
               
               
               Aardgas
               Veel informatie over dit onderwerp is te vinden op wikipedia
               
               Aardgas is een van de fossiele brandstoffen. Het ontstaat bij hetzelfde proces dat tot de vorming van aardolie leidt en vertegenwoordigt de lichtere fractie organische producten van dat proces. Aardgas wordt vaak samen met aardolie gevonden, hoewel soms het gas kans ziet in andere aardlagen door te dringen dan de veel zwaardere olie en er zo een scheiding kan zijn ontstaan.
               
               In Europa wordt aardgas vooral in en rond de Noordzee aangetroffen, onder andere onder het noorden van Nederland. Aardgas uit het Groningse Slochteren bestaat voor 81,9% uit CH4 (methaan), voor 3,3% uit hogere gasvormige koolwaterstoffen, en voor de 14% uit stikstofgas en 0,8% kooldioxide.
               Aardgas van andere winplaatsen heeft vaak een andere samenstelling en bevat soms ook waterstofsulfide ("zuur gas").
               
               In het verleden is aardgas vaak als een afvalproduct beschouwd van oliewinning en eenvoudigweg 'afgefakkeld'. Ook nu gebeurt dit nog wel als het erg ver van de bewoonde wereld aangetroffen wordt en het transport naar de consument te veel problemen oplevert. Dit is ecologisch gesproken erg jammer omdat van de fossiele brandstoffen aardgas de schoonste soort is.
               Affakkelen is echter wel beter dan het methaan simpelweg laten ontsnappen naar de atmosfeer omdat de bijdrage aan het broeikaseffect van methaan ca. 25 maal hoger is dan kooldioxide. Nog beter zou het zijn om het gas weer de bodem in te pompen. Dit is bijna altijd mogelijk maar vergt enige extra investering. In arme landen weigeren zowel regeringen als oliemaatschappijen vaak om deze investeringen te doen.
               Methaan levert bij verbranding dubbel zoveel water als kooldioxide terwijl steenkool voornamelijk in kooldioxide wordt omgezet. Bovendien geeft aardgas vrijwel geen roet of as. Het is ook veel gemakkelijker dan steenkool of aardolie te ontdoen van onzuiverheden zoals zwavel met het Clausproces. Het is dan ook onbegrijpelijk dat er nog steeds steenkoolcentrales bestaan.
               
               Geurstof
               Schoon aardgas (ontdaan van de zwavelwaterstof (H₂S) is reukloos. Om ervoor te zorgen dat weglekkend gas snel wordt opgemerkt, voegt men er een stinkstof aan toe. In Nederland wordt hiervoor 18 mg/m³ tetrahydrothiofeen toegepast, dat zorgt voor de welbekende gaslucht. Het spreekt vanzelf dat de geurstof bij verbranding reukloos dient te zijn. Belangrijk is dat men het gas al ruikt voordat het mengsel lucht-aardgas explosiegevaarlijk wordt. Op die manier is men tijdig gewaarschuwd en kan de nodige maatregelen nemen.
               
               Toepassingen
               Aardgas wordt als energiebron gebruikt om op te koken en om te verwarmen. Aardgas heeft in Nederland sinds de jaren zestig het stadsgas en het stoken op steenkool geheel verdrongen. Daarnaast wordt het in grootverbruik toegepast voor elektriciteitscentrales en stadsverwarming.
               Elektriciteit geproduceerd met behulp van aardgas heeft het grootste aandeel in de in Nederland geproduceerde elektriciteit. Sinds een paar jaar (nu is het 2015) neemt het aantal kolencentrales weer toe, wat buitengewoon onverantwoordelijk is met het oog op de klimaatverandering.
               Aardgas wordt ook als grondstof gebruikt in diverse chemische productieprocessen. DSM gebruikt aardgas om ammoniak mee te maken, dat op zijn beurt weer grondstof voor kunstmestfabricage is.
               
               Methaan uit biovergisting
               Het proces waarin methaangas gevormd wordt, hoeft geen duizenden jaren te duren, zoals voor olie en steenkool het geval is. Telkens wanneer organische stoffen anaeroob worden afgebroken, ontstaat methaan, tezamen met gassen als kooldioxide en waterstofsulfide. Dit natuurlijke proces treedt alleen op bij afwezigheid van zuurstof, omdat anders een composteringsproces voorrang krijgt.
               
               Bij compostering ontstaat in principe geen methaangas.
               In de natuur komt dit proces onder andere voor onder de waterspiegel van moerassen. Een andere vorm van dit proces is biovergisting waarbij biogas wordt gevormd, dat vervolgens gebruikt wordt om elektriciteit op te wekken. Daarnaast kan het biogas ook worden opgewerkt tot aardgaskwaliteit en ingevoed worden in het gasnet.
               
               Ondergrondse waterstofopslag
               Ondergrondse waterstofopslag is de opslag van waterstofgas in ondergrondse grotten, zoutkoepels of uitgeputte olie-en gasvelden. De opslag van grote hoeveelheden waterstof in ondergrondse mijnen, zoutkoepels, aquifers of uitgegraven rotsgrotten kan functioneren als energieopslagtechniek die noodzakelijk is voor de waterstofeconomie. In Nederland wordt dit (nog) niet gedaan. Het zou best eens kunnen dat opslag van waterstof in de oude gasbellen bij Groningen de druk daar een beetje op peil houdt en de aardbevingen (verzakkingen door drukverlaging) minder worden.
               
               
               Hydro-treating Waterstofbehandeling
               Lastige atomen (zoals: S, N, O) uit de ruwe aardoliefracties worden verwijderd door een reactie met waterstof waarbij de C-S, C-N en de C-O verbindingen worden gebroken.
               Het doel van hydrotreating is:
               • beschermen van katalysatoren tegen vergiftiging
               • verbetering van de eigenschappen
               • bescherming van het milieu
               Vooral gasolie bevat veel zwavel. Indien deze niet wordt verwijderd treedt er luchtvervuiling op met SO₂ dat zorgt voor zure regen. Deze zwavel moet bovendien verwijderd worden omdat anders een product als bijvoorbeeld nafta onbruikbaar is voor verdere bewerking. De zwavel zit ingebed in zogenaamde thiolgroepen. Door toevoeging van o.a. waterstof en een katalysator wordt de zwavel uit de thiolen gehaald en omgezet in waterstofsulfide dat op zijn beurt weer kan worden verwerkt tot elementair zwavel of tot gips.
               
               Aardolie Petrochemie Raffinaderij
               Veel informatie hierover is te vinden op: wikipedia
               
               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 pas bovenin de toren. Ruwe aardolie wordt hier gescheiden in een aantal verschillende bestanddelen (fracties) met oplopend molecuulgewicht. Dit geschiedt door een bijzondere vorm van destillatie, die fractionatie wordt genoemd.
               Ook worden onzuiverheden uit de aardolie verwijderd. De hierbij ontstane producten dienen hetzij als brandstof, hetzij als basisgrondstof voor tal van producten (petrochemie), hetzij als smeermiddel of als grondstof voor de wegenbouw, dakbedekking, enzovoort.
               
               flowdiagram van een moderne raffinaderij:
               
               
               
               Een (aard)olieraffinaderij is een installatie voor de raffinage van aardolie tot bruikbare producten.
               
               
               
               Geschiedenis
               De oervorm van de aardolieraffinaderij kwam tot stand door de Amerikaan Samuel Kier in 1855. Het was niet meer dan een vat waarvan de inhoud op dezelfde wijze werd gedestilleerd als gebruikelijk in de alcoholindustrie. Het betrof een batchproces waarbij met het energetisch rendement nauwelijks rekening werd gehouden. Doel was de winning van kerosine, dat onder meer als lampolie (petroleum) werd ingezet. De lichtere fracties, voornamelijk benzine, werden als schadelijk en gevaarlijk ervaren. Het residu werd niet verder gefractioneerd, maar gewoonlijk verkocht als brandstof (gasolie).
               Terwijl in Amerika weinig aandacht aan het energetisch rendement en aan de opbrengst werd besteed, omdat er aardolie in relatief grote hoeveelheden werd gewonnen, begon men in Europa aandacht aan dit probleem te schenken. Daar was de brandstof schaars en duur.
               In 1871 werd in Galicië voor het eerst een systeem toegepast waarbij twee vaten bovenop elkaar werden gebruikt: In het onderste vat werd het residu opnieuw gedestilleerd, waarbij de zwaarste fracties (bitumen) werden afgescheiden en verwijderd. Hierbij werd, door Perutz, tevens een stap gezet in de richting van een continu proces. Slechts ééns in de vier dagen moest het proces worden stopgezet om de bitumen uit het benedenste vat te verwijderen.
               In 1875 werd, door Fuhst, een systeem gebouwd dat bestond uit een aantal in serie geschakelde vaten, waartussen zich een systeem van overlooppijpen bevond. Het residu van het ene vat liep aldus in het volgende vat. Ook de koellichamen waren in serie geschakeld, teneinde het koelwater zo efficiënt mogelijk te gebruiken. De fracties hebben immers, naarmate ze zwaarder zijn, een hogere uitstroomtemperatuur aangezien hun kookpunt hoger ligt. De bedoeling van dit alles was tevens om herdestillatie (rectificatie) te vermijden. Dit laatste was nodig aangezien de producten van de primitieve raffinaderijen nog uit te veel verschillende fracties bestonden.
               Het eerste volledig continue raffinageproces startte te Bakoe, in 1873, maar de douaneautoriteiten vertrouwden de zaak niet, daar ze belastingontduiking vreesden. In 1880-1881 bouwde Alfred Nobel een installatie die bestond uit 17 vaten en continu kon werken. Hij vroeg er patent op aan. Vanuit Oost-Europa verspreidde de technologie zich, en weldra werd ze ook in Nederlands-Indië toegepast door de voorlopers van Shell.
               
               Langzamerhand werden negen productgroepen onderscheiden, en wel:
               • Raffinaderijgassen (propaan, butaan, pentaan)
               • Benzine
               • Kerosine of petroleum
               • Smeerolie
               • Smeervet
               • Mineraalolie
               • Paraffine
               • Bitumen
               • Stookolie
               Lang bleef kerosine het belangrijkste product, terwijl een beperkte afzet bestond voor stookolie, smeeroliën en paraffine. Een reeks uitvindingen, waaronder de verbrandingsmotor, zouden dit beeld ingrijpend veranderen. Vanaf het tweede decennium van de 20e eeuw ontwikkelde zich bovendien de petrochemie, waardoor een aantal lichte producten onder de naam nafta (ook: raffinaderijbenzine genaamd) een nuttige bestemming kregen.
               
               Verdere ontwikkelingen
               Een belangrijk kenmerk van een aardolieraffinaderij is haar flexibiliteit. Dit houdt in dat de raffinaderij in staat moet zijn om verschillende soorten ruwe aardolie - die sterk in samenstelling kunnen verschillen - te verwerken en tevens om, afhankelijk van de vraag, de gewenste producten in de juiste verhouding te kunnen leveren. Aangezien de samenstelling van de ruwe olie gegeven is, en slechts beïnvloed kan worden door de diverse soorten te mengen, heeft men ook getracht processen te ontwikkelen waarbij de ene fractie in de andere kan worden omgezet.
               
               Van belang hierbij is het kraken, waarbij met behulp van een katalysator (katalytisch kraken), en waterstof (hydrocracking) de zwaardere koolwaterstoffen in lichtere koolwaterstoffen worden omgezet, bijvoorbeeld met als doelstelling om de opbrengst aan benzine te vergroten.
               Werden deze processen al vanaf het eind van de 19e eeuw ontwikkeld, processen als katalytische reforming (met platina als katalysator) ontstonden vanaf 1940. Dit had mede te maken met de toegenomen behoefte aan benzine tijdens de Tweede Wereldoorlog. Hierbij werd nafta omgezet in complexere verbindingen, zoals aromatische verbindingen en vertakte ketens (isomerisatie). Dit leverde niet alleen benzines met een hoog octaangetal op, doch bovendien ook grondstoffen voor de petrochemische industrie.
               
               Tot de hulpprocessen kunnen worden gerekend: ontzwavelingsinstallaties en waterstoffabrieken, waarbij zware fracties via vergassing in syngas worden omgezet, waaruit het waterstofgas gewonnen kan worden dat in de kraakprocessen wordt gebruikt.
               
               Destillatie van ruwe aardolie
               Elke stof in ruwe olie heeft zijn eigen kookpunt. Daarom wordt de olie verhit tot maximaal ongeveer 350-370°C waarbij de olie overgaat in dampvorm. De oliedampen worden in een destillatietoren (ook: destillatiekolom) geleid. De dampen stijgen op door de destillatietoren en worden tegelijkertijd afgekoeld. De zwaarste stoffen hebben een hoog kookpunt, de lichtere stoffen een laag kookpunt. De zwaardere stoffen zullen dus eerst condenseren. De lichtere stoffen stijgen verder door de toren. Uiteindelijk krijgt men op bepaalde plaatsen in de toren producten die aan de gewenste eigenschappen voldoen.
               
               

               fractie	temperatuur	C atomen per molecuul
               gas	<20°C	1-4
               lichte nafta	20-80°C	5-6
               zware nafta	80-175°C	7-10
               kerosine	175-260°C	10-14
               gasolie	220-350°C	9-25
               residu	>350°C	>25

               
               
               Hydro-treating (behandeling met waterstof)
               Lastige atomen (zoals: S, N, O) uit de ruwe aardoliefracties worden verwijderd door een reactie met waterstof waarbij de C-S, C-N en de C-O verbindingen worden gebroken.
               Het doel van hydrotreating is:
               • beschermen van katalysatoren tegen vergiftiging
               • verbetering van de eigenschappen
               • bescherming van het milieu
               Vooral gasolie bevat veel zwavel. Indien deze niet wordt verwijderd treedt er luchtvervuiling op met SO₂ dat zorgt voor zure regen. Deze zwavel moet bovendien verwijderd worden omdat anders een product als bijvoorbeeld nafta onbruikbaar is voor verdere bewerking. De zwavel zit ingebed in zogenaamde thiolgroepen. Door toevoeging van o.a. waterstof en een katalysator wordt de zwavel uit de thiolen gehaald en omgezet in waterstofsulfide dat op zijn beurt weer kan worden verwerkt tot elementair zwavel of tot gips.
               
               Katalytische reforming
               Met behulp van een platinakatalysator worden ketens vertakt of tot cyclische koolwaterstoffen omgezet.
               
               Kraken
               Meestal omzetting van zware naar lichtere fracties.
               Kraken van zwaardere fracties levert naast lichtere fracties ook gas op. Dit gas is commercieel van minder belang. Daarom worden deze gasvormige koolwaterstoffen gebruikt om benzine te produceren.
               
               Polymerisatie en alkylatie
               
            2. Polymerisatie
            
            Onder invloed van een katalysator worden twee of meerdere olefinemoleculen aan elkaar gekoppeld. Het verkregen reactieproduct bestaat uit een mengsel van isomeren die slechts 1 dubbele binding bevatten. Ze hebben doorgaans een hoger octaangetal dan paraffinehomologen.
            
            
            3. Alkylatie
            
            Alkylatie is een reactie tussen olefinen en isobutaan tot vorming van sterk vertakte alkanen. De bedoeling is de productie van benzine met een hoog octaangetal uitgaande van laagmoleculaire alkenen en isobutaan.
            
            
            De Petrochemie
            zie weer veel informatie hierover op: wikipedia
            
            Petrochemie houdt zich bezig met de verwerking van aardolie en de producten daaruit, verkregen via kraken en destilleren. De eerste commerciële toepassing van een product uit de petrochemie was in 1920 isopropylalcohol, dat voor cosmetica gebruikt wordt. Belangrijke petrochemische bedrijven zijn bijvoorbeeld Shell Chemie met onder meer een vestiging in Moerdijk, ExxonMobil Chemical, met vestigingen in Rotterdam en Antwerpen. DSM ontplooide petrochemische activiteiten van 1970-2002.
            
            Aromaten
            Sommige aardoliesoorten, zoals de Borneo-olie die door de BPM werd gewonnen, waren rijk aan aromatische verbindingen. Zulke verbindingen speelden al een belangrijke rol in de steenkoolteerchemie. Er konden onder meer kleurstoffen, medicijnen, bestrijdingsmiddelen en springstoffen mee worden vervaardigd.
            Omdat nu ook aardolie de grondstoffen hiervoor leverde, trachtte men op aardoliebasis de steenkoolteerchemie na te bootsen. In 1908 werd in Pernis de 'benzine-inrichting' in werking gesteld. Hier werd de in Balikpapan geproduceerde benzine verder gedestilleerd, waarbij ook een fractie ontstond die 60% tolueen bevatte en toluolbenzine werd genoemd.
            In Reisholz bij Düsseldorf werd een fabriek gebouwd, waarbij met behulp van zwavelzuur en salpeterzuur een nitratieproces werd uitgevoerd, dat mononitrotolueen opleverde. Dit was een belangrijke grondstof voor de Duitse kleurstoffenindustrie.
            De Eerste Wereldoorlog leidde tot een grote vraag naar springstoffen, zoals TNT, voor de fabricage waarvan tolueen vereist is. Ook in de Verenigde Staten werd, in de raffinaderij te San Francisco van Standard Oil, tolueen gewonnen voor de TNT-fabricage. Toen na de Eerste Wereldoorlog de behoefte aan aromatische stoffen weer het vooroorlogse niveau bereikte, kon de steenkoolteerchemie weer geheel aan de vraag voldoen.
            
            Een aromatische verbinding of aromaat is in de scheikunde een organische verbinding die voldoet aan de regel van Hückel. Die zegt dat een verbinding aromatisch is als die boven en onder het molecuul een cyclische wolk van gedelokaliseerde p-elektronen (elektronen in een p-orbitaal) heeft en het aantal gedelokaliseerde p-elektronen 4n + 2 is. (n = 0, 1, 2, ... ). Een belangrijk kenmerk van aromatische verbindingen is het feit dat alle atomen in één plat vlak liggen.
            enkele heteroaromaten:
            Wanneer tussen twee atomen niet twee, maar vier elektronen worden gedeeld en zo zorgen voor de chemische binding (een zogenaamde dubbele binding of pi-binding), bevinden zich twee van die elektronen tussen de atomen, en twee andere in een vlak naast de binding. Deze laatste twee worden p-elektronen genoemd. Deze p-elektronen bevinden zich niet alleen tussen de atomen die ze binden, maar ook een beetje ernaast. Wanneer twee dubbele bindingen in een structuur gescheiden zijn door één enkele binding liggen de p-elektronen van de twee dubbele bindingen in hetzelfde vlak, en kunnen de p-elektronen van de ene dubbele binding naar de andere komen. Zulke systemen worden geconjugeerd genoemd, en de elektronen die door het molecuul kunnen bewegen noemt men gedelokaliseerd. Wanneer in een geconjugeerd systeem 4n+2 elektronen zitten (2, 6, 10, 14 of ...) en deze elektronen in ringen gedelokaliseerd zijn, dan levert dit een heel grote extra stabiliteit aan het molecuul. Een molecuul met zo'n systeem wordt aromatisch genoemd.
            
            De eenvoudigste aromatische verbinding is benzeen. Naftaleen bestaat uit twee zesringen met 10 elektronen, daarop volgen met drie zesringen antraceen en fenantreen. Pyreen is een voorbeeld van een aromatisch molecuul met vier zesringen en 18 p-elektronen.
            
            Aromatische verbindingen met een groot aantal ringen worden polycyclische aromatische koolwaterstoffen of PAK's genoemd. Deze verbindingen zijn veelal carcinogeen, omdat ze kunnen intercaleren in het DNA.
            
            Heterocyclische aromaten
            
            
            In een aromatisch systeem zijn veel van de atomen koolstofatomen, maar dat is niet noodzakelijk. Ook andere atoomtypen als bijvoorbeeld zuurstof of stikstof kunnen aan een aromatisch systeem bijdragen. Vaak is het zo dat zulke heteroatomen meer dan één elektron of juist geen enkel elektron aan het aromatische systeem bijdragen. Zo kunnen aromatische systemen waar nog steeds 6 elektronen inzitten uit meer of minder dan 6 atomen bestaan. Een aantal eenvoudige voorbeelden zijn pyridine, chinoline, isochinoline en 1,10-fenantroline met stikstofatomen in het aromatische systeem. De stikstofatomen dragen 1 elektron bij aan het aromatische systeem. Voorbeelden met een zuurstof- en zwavelatoom zijn furaan en thiofeen. Bij deze laatste twee verbindingen dragen de heteroatomen twee elektronen bij aan het p-systeem.
            
            Bij heteroatomen uit de tweede en hogere periode wordt de aromatische stabiliteit minder door de naast koolstof minder gunstige elektronenbanen in deze atomen.
            
            Voorbeelden van heteroaromaten
            Aromatische ionen
            Ook is het mogelijk dat door de extra stabiliteit die wordt gewonnen als er 2, 6 of 10 elektronen in een aromatisch systeem zitten, er uit een geconjugeerd systeem van 3, 7 of 11 elektronen een elektron wordt uitgestoten of in een systeem van 5 of 9 elektronen een extra elektron wordt ingevangen. Een voorbeeld hiervan met 2 elektronen is het cyclopropenyl-kation. Voorbeelden met 6 elektronen zijn het cyclopentadienylanion (extra elektron naast 5 'eigen'): C5H5-, en tropylium-kation (één elektron minder): C7H7+. Azuleen is een isomeer van naftaleen. In plaats van twee zesringen beschikt het molecuul over een vijfring en een ring van 7 koolstofatomen. De vijfring heeft een negatieve lading, de andere ring een positieve.
            
            
            Alifaten
            Bij het kraken ontstonden nevenproducten, waaronder gassen en nafta. Deze producten leverden stoffen als ethyleen, propyleen, buteen en dergelijke. Voorheen werden deze stoffen langs een moeizame weg gevormd, onder meer uit acetyleen, een product dat uit carbid werd verkregen. Vanuit aardoliefracties was de bereiding van ethyleen (etheen), (ethyl)alcohol (ethanol), isopropylalcohol (propanol-2) en aceton (propanon) veel eenvoudiger.
            
            Het belang van ethyleen bleek in 1933, toen bij de Britse firma ICI voor het eerst, onder hoge temperatuur en druk, polyethyleen werd gevormd en de opmars van de plastics (thermoplastische polymeren) begon. In de jaren 60 kwamen de plastics sterk op, waardoor de petrochemische industrie een grote vlucht nam. De ontwikkeling van de kunststoffen, zoals plastics, valt buiten het bereik van de petrochemie, die daartoe slechts de grondstoffen, in de vorm van bepaalde monomeren, levert.
            
            Uit aardolie verkregen butyl werd sinds 1930 toegepast in rubberproducten. Het bleek mogelijk om allerlei tussenproducten, zoals 1,3-butadieen, veel eenvoudiger uit raffinaderijproducten te vervaardigen dan voordien mogelijk was.
            Na de Tweede Wereldoorlog nam niet enkel de consumptie van aardolie als brandstof toe. Naast het reeds genoemde synthetische rubber werden ook bijvoorbeeld synthetische wasmiddelen, bestrijdingsmiddelen, medicijnen en kunstvezels in steeds grotere hoeveelheden vervaardigd uit grondstoffen die verkregen worden uit aardolie. Alifaten
            Bij het kraken ontstonden nevenproducten, waaronder gassen en nafta. Deze producten leverden stoffen als ethyleen, propyleen, buteen en dergelijke. Voorheen werden deze stoffen langs een moeizame weg gevormd, onder meer uit acetyleen, een product dat uit carbid werd verkregen. Vanuit aardoliefracties was de bereiding van ethyleen (etheen), (ethyl)alcohol (ethanol), isopropylalcohol (propanol-2) en aceton (propanon) veel eenvoudiger.
            
            Het belang van ethyleen bleek in 1933, toen bij de Britse firma ICI voor het eerst, onder hoge temperatuur en druk, polyethyleen werd gevormd en de opmars van de plastics (thermoplastische polymeren) begon. In de jaren 60 kwamen de plastics sterk op, waardoor de petrochemische industrie een grote vlucht nam. De ontwikkeling van de kunststoffen, zoals plastics, valt buiten het bereik van de petrochemie, die daartoe slechts de grondstoffen, in de vorm van bepaalde monomeren, levert.
            
            Uit aardolie verkregen butyl werd sinds 1930 toegepast in rubberproducten. Het bleek mogelijk om allerlei tussenproducten, zoals 1,3-butadieen, veel eenvoudiger uit raffinaderijproducten te vervaardigen dan voordien mogelijk was.
            Na de Tweede Wereldoorlog nam niet enkel de consumptie van aardolie als brandstof toe. Naast het reeds genoemde synthetische rubber werden ook bijvoorbeeld synthetische wasmiddelen, bestrijdingsmiddelen, medicijnen en kunstvezels in steeds grotere hoeveelheden vervaardigd uit grondstoffen die verkregen worden uit aardolie. Aromaten
            Sommige aardoliesoorten, zoals de Borneo-olie die door de BPM werd gewonnen, waren rijk aan aromatische verbindingen. Zulke verbindingen speelden al een belangrijke rol in de steenkoolteerchemie. Er konden onder meer kleurstoffen, medicijnen, bestrijdingsmiddelen en springstoffen mee worden vervaardigd.
            Omdat nu ook aardolie de grondstoffen hiervoor leverde, trachtte men op aardoliebasis de steenkoolteerchemie na te bootsen. In 1908 werd in Pernis de 'benzine-inrichting' in werking gesteld. Hier werd de in Balikpapan geproduceerde benzine verder gedestilleerd, waarbij ook een fractie ontstond die 60% tolueen bevatte en toluolbenzine werd genoemd.
            In Reisholz bij Düsseldorf werd een fabriek gebouwd, waarbij met behulp van zwavelzuur en salpeterzuur een nitratieproces werd uitgevoerd, dat mononitrotolueen opleverde. Dit was een belangrijke grondstof voor de Duitse kleurstoffenindustrie.
            De Eerste Wereldoorlog leidde tot een grote vraag naar springstoffen, zoals TNT, voor de fabricage waarvan tolueen vereist is. Ook in de Verenigde Staten werd, in de raffinaderij te San Francisco van Standard Oil, tolueen gewonnen voor de TNT-fabricage. Toen na de Eerste Wereldoorlog de behoefte aan aromatische stoffen weer het vooroorlogse niveau bereikte, kon de steenkoolteerchemie weer geheel aan de vraag voldoen.
            
            Een aromatische verbinding of aromaat is in de scheikunde een organische verbinding die voldoet aan de regel van Hückel. Die zegt dat een verbinding aromatisch is als die boven en onder het molecuul een cyclische wolk van gedelokaliseerde p-elektronen (elektronen in een p-orbitaal) heeft en het aantal gedelokaliseerde p-elektronen 4n + 2 is. (n = 0, 1, 2, ... ). Een belangrijk kenmerk van aromatische verbindingen is het feit dat alle atomen in één plat vlak liggen.
            enkele heteroaromaten:
            Wanneer tussen twee atomen niet twee, maar vier elektronen worden gedeeld en zo zorgen voor de chemische binding (een zogenaamde dubbele binding of pi-binding), bevinden zich twee van die elektronen tussen de atomen, en twee andere in een vlak naast de binding. Deze laatste twee worden p-elektronen genoemd. Deze p-elektronen bevinden zich niet alleen tussen de atomen die ze binden, maar ook een beetje ernaast. Wanneer twee dubbele bindingen in een structuur gescheiden zijn door één enkele binding liggen de p-elektronen van de twee dubbele bindingen in hetzelfde vlak, en kunnen de p-elektronen van de ene dubbele binding naar de andere komen. Zulke systemen worden geconjugeerd genoemd, en de elektronen die door het molecuul kunnen bewegen noemt men gedelokaliseerd. Wanneer in een geconjugeerd systeem 4n+2 elektronen zitten (2, 6, 10, 14 of ...) en deze elektronen in ringen gedelokaliseerd zijn, dan levert dit een heel grote extra stabiliteit aan het molecuul. Een molecuul met zo'n systeem wordt aromatisch genoemd.
            
            De eenvoudigste aromatische verbinding is benzeen. Naftaleen bestaat uit twee zesringen met 10 elektronen, daarop volgen met drie zesringen antraceen en fenantreen. Pyreen is een voorbeeld van een aromatisch molecuul met vier zesringen en 18 p-elektronen.
            
            Aromatische verbindingen met een groot aantal ringen worden polycyclische aromatische koolwaterstoffen of PAK's genoemd. Deze verbindingen zijn veelal carcinogeen, omdat ze kunnen intercaleren in het DNA.
            
            Heterocyclische aromaten
            
            
            In een aromatisch systeem zijn veel van de atomen koolstofatomen, maar dat is niet noodzakelijk. Ook andere atoomtypen als bijvoorbeeld zuurstof of stikstof kunnen aan een aromatisch systeem bijdragen. Vaak is het zo dat zulke heteroatomen meer dan één elektron of juist geen enkel elektron aan het aromatische systeem bijdragen. Zo kunnen aromatische systemen waar nog steeds 6 elektronen inzitten uit meer of minder dan 6 atomen bestaan. Een aantal eenvoudige voorbeelden zijn pyridine, chinoline, isochinoline en 1,10-fenantroline met stikstofatomen in het aromatische systeem. De stikstofatomen dragen 1 elektron bij aan het aromatische systeem. Voorbeelden met een zuurstof- en zwavelatoom zijn furaan en thiofeen. Bij deze laatste twee verbindingen dragen de heteroatomen twee elektronen bij aan het p-systeem.
            
            Bij heteroatomen uit de tweede en hogere periode wordt de aromatische stabiliteit minder door de naast koolstof minder gunstige elektronenbanen in deze atomen.
            
            Voorbeelden van heteroaromaten
            Aromatische ionen
            Ook is het mogelijk dat door de extra stabiliteit die wordt gewonnen als er 2, 6 of 10 elektronen in een aromatisch systeem zitten, er uit een geconjugeerd systeem van 3, 7 of 11 elektronen een elektron wordt uitgestoten of in een systeem van 5 of 9 elektronen een extra elektron wordt ingevangen. Een voorbeeld hiervan met 2 elektronen is het cyclopropenyl-kation. Voorbeelden met 6 elektronen zijn het cyclopentadienylanion (extra elektron naast 5 'eigen'): C5H5-, en tropylium-kation (één elektron minder): C7H7+. Azuleen is een isomeer van naftaleen. In plaats van twee zesringen beschikt het molecuul over een vijfring en een ring van 7 koolstofatomen. De vijfring heeft een negatieve lading, de andere ring een positieve.