Aantekeningen BM3 chemie BML

Chemie BM3
Samantha Russner


Studiemateriaal week 1
15.2, 15.3, 15.5, 15.6, 15.7, 16.2 tm 16.7 - 16.8 en 16.9

Huiswerkopdracht
Hoofdstuk 15: 21, 35, 43, 45

Een chemisch evenwicht is een dynamisch evenwicht
1. De heengaande en teruggaande reactie vinden beide plaats
2. De reactiesnelheid van beide reacties is gelijk
Voorbeeld: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)

Start: alleen H2 en N2
Omzetting: er wordt NH3 gevormd. Reactie gaat heen en terug.
Eind (= evenwicht): alledrie de stoffen zijn aanwezig en concentraties veranderen
netto niet meer. Dit vormt zo een horizontale lijn, er is dus geen netto verandering
meer maar de reacties blijven wel plaatsvinden

De lijn daalt netto veel harder vanwege de molverhouding. Je kan dus zeggen dat de
molverhouding de stijlheid van de grafiek bepaald.



2 NH3(g)  N2(g) + 3 H2(g)
Start: alleen NH3 aanwezig
Omzetting: er worden H2 en N2 gevormd. Reactie gaat heen en terug.
Eind (= evenwicht): alledrie de stoffen zijn aanwezig en concentraties veranderen
netto niet meer, maar de reacties blijven wel plaatsvinden.



Het is niet zo dat wanneer een evenwicht bereikt is alle concentraties van alle stoffen gelijk zijn. de stoffen
zijn netto in verhouding met elkaar, maar er hoeven niet dezelfde concentraties aanwezig te zijn.

Evenwichtsconstante K en evenwichtsvoorwaarde
Deze kan je berekenen wanneer de concentraties van de stoffen veranderen niet meer (= wanneer er een
evenwicht aanwezig is) De evenwichtsconstante is afhankelijk van de druk en temperatuur.
Kc: evenwichtsconstante chemische reactie
- Alleen gasvormige stoffen (g) / stoffen opgelost in water (aq) schrijf je op

cC + dD  aA + bB
bij een grotere waarde van K zijn er minder reactanten (hier C/D)
Dit komt doordat er dan onder de deelstreep een kleiner getal is.

,Als K precies 1.0 is, dan is deze A x B gelijk aan C x D
K > 1 geeft weer dat er veel producten zijn
K < 1 geeft weer dat er veel reactanten zijn

De evenwichtsconstante kan op twee manieren genoteerd worden:
1. Kforward : A + 2 B  3 C
2. Kreverse : 3 C  A + 2 B
Doordat er sprake is van een evenwicht, kan de evenwichtsconstante zich ook omdraaien. Er is niemand
die zegt welke de juiste manier is, want beide evenwichten komen voor.
Let wel op: Kreverse is gelijk aan 1/ Kforward

Wat zijn verschillen tussen een sterk en een zwak zuur?
- Een sterk zuur kan volledig ioniseren, en een zwak zuur maar gedeeltelijk.
Sterk zuur: HCL (aq) + H2O (l) --> H3O+ (aq) + CL- (aq)
Zwak zuur: HF (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + F- (aq)
Je ziet dus dat een zwak zuur een evenwicht krijgt en een sterk zuur een aflopende reactie

Ka = zuurconstante, die de mate van de sterkte van het zuur weergeeft
Voorbeeld met methaanzuur: HCOOH + H2O  HCOO- + H3O+
Ka = ¿ ¿
Hoe sterker het zuur is, hoe meer van het zuur geïoniseerd is.

Oefening – welk zuur is sterker?
Hoe meer er geïoniseerd is, hoe groter het geen is wat boven de deelstreep staat. Het is dus zo dat de Ka
dan groter is.
HF heeft een Ka van 3,5 x 10-4 en HCIO heeft een Ka van 2,9 x 10-8
HF heeft een grotere Ka waarde en is dus een sterker zuur.

Sterke en zwakke basen
- Een sterke base kan volledig ioniseren, en een zwakke base maar gedeeltelijk
Sterke base: NaOH (aq) -> Na+ + OH- (aq)
Zwakke base: NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)
Je ziet hier dat een base een H+ opneemt waardoor er OH - overblijft
Ook hier is het zo dat er een constante is, de base constante genoemd. Deze geeft de mate van de sterkte
van de base weer
NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)
Kb = ¿ ¿

Het is belangrijk dat je de Ka of Kb juist noteert. Je moet dus van tevoren bedenken of je een Kb of Ka gaat
opstellen:
Ka = ¿ ¿ Kb = [ HCOOH ] ∙ ¿ ¿
HCOOH + H2O  HCOO- + H3O+ HCOO- + H2O  HCOOH + OH-
HA (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq) Ka = ¿ ¿ pKa = -logKa

, B (aq) + H2O (l)  OH- (aq) + BH+ (aq) Kb = ¿ ¿ pKb = -logKb

Auto-ionisatie van water
Water is een deeltje wat als zuur en water kan reageren en dit evenwicht vind je dus altijd in water.
H2O (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + OH- (aq)
Als water een pH van 7.0 heeft zijn er evenveel H3O+ als OH- deeltjes aanwezig, hierdoor kan de
waterconstante worden gevormd: Kw = 1,0 x 10-14 bij 25 C° = [H3O+] x [OH-]
Voor neutrale oplossingen geldt dat: [H3O+] = [OH-] = √ Kw = 1,0 x 10-7
pKa + pKb = pKw = 14 pH + pOH = 14

Rekenregels
pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-]
[H3O+] =10 –pH [OH-] = 10 –pOH
pKa= -log Ka pKb = -log Kb
pH + pOH = 14 pKa +pKb = 14
Ka * Kb = 10-14 = Kw

Opgave 1 week 1 – Bereken de pH van een [0,10 M] metaanzuuroplossing
HCOOH + H2O  HCOO- + H3O+
Hier is het zuur dus HCOOH, die een Ka heeft van 1,8 x 10-4
[HA] [A-] [H3O+]
[Begin] 0,10 0 0
+/- -x +x +x
[Eind] 0,10 – x X x

Je weet ook dat er een Ka aanwezig is van 1,8 x 10-4
1,8 x 10-4 = ¿ ¿
1,8 x 10-4 = [x],10 - x
1,8 x 10-4 = [x],10 de x ga je hier verwaarlozen, omdat je anders de ABC formule moet gebruiken
-5 2
1,8 x 10 = [x]
[x] = √ 1,8 ∙10−5
[x] = 4,24 x 10-3
je hebt de X
verwaarloost, maar moet wel controleren of dit mag. Dit doe je door middel van je concentratie te
delen door je beginconcentratie HA: 4,24 x 10-,10 x 100%

De concentratie van x is dan gelijk aan de concentratie H3O+ waardoor je de pH kan uitrekenen:
pH = -log [H3O+]
pH = -log (4,24 x 10-3) = 2,37




Opgave 2 week 1 – Bereken de pH van een [0,20 M] methylamine oplossing
Methylamine = CH3NH2 en heeft een Kb van 4,6 x 10-4