Hoofdstuk 4 Herhaling

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo, vwo
• Leerjaar 3

Hoofdstuk 4 Herhaling

Proefwerkweek

• Hoofdstuk 3 paragraaf 4 (OF MOLBEREKENINGENBOEKJE)
  
• Hoofdstuk 4 paragraaf 1 t/m 3 

Leerdoelen 3.4

• Je kunt uitleggen wat de relatieve atoommassa inhoudt.
  
• Je kunt de molaire massa van een stof berekenen.
  
• Je kunt uitleggen wat de chemische hoeveelheid (de mol) voorstelt.
  
• Je kunt berekenen hoeveel deeltjes er in een aantal mol zitten en omgekeerd.
  
• Je kunt berekenen hoeveel mol deeltjes er in een aantal gram zit en omgekeerd. 

atomaire massa-eenheid

• Atomaire massa-eenheid u: 1 u = 1,66 x 10^-27 kg (BINAS 7B)

atoomnummer en massagetal

• atoomnummer = aantal protonen = aantal elektronen
• massagetal = aantal protonen + aantal neutronen

atoomnummer en massagetal

• Isotopen: atomen van hetzelfde element, die verschillend aantal neutronen in de kern hebben. 
  
• Bijvoorbeeld: chloor kent twee isotopen in de natuur Cl-35 en Cl-37 (massagetal!)
• ** Cl-35 heeft 35-17=18 neutronen, notatie: 
• ** Cl-37 heeft 27-17=20 neutronen

Relatieve atoommassa

• Cl-35 heeft een massagetal van 35,0 u, komt 75,8% voor
• Cl-37 heeft een massagetal van 37,0 u, komt 24,2% voor

• het gemiddelde van de chlooratomen dat voorkomt op de aarde is dus 35,0 x 75,8% + 37,0 x 24,2% = 35,5 u, dit noemen wij de relatieve atoommassa van chloor

Relatieve atoommassa

• het gemiddelde van de chlooratomen dat voorkomt op de aarde is dus 35,0 x 75,8% + 37,0 x 24,2% = 35,5 u, dit noemen wij de relatieve atoommassa van chloor.
• Deze kan je terug vinden in het periodiek systeem.

mol (voorbeeld voor logisch maken)

• 1 dozijn mol NH3-moleculen komt overeen met 6,02∙1023                         NH3-moleculen.
  
• In 1 dozijn mol NH3-moleculen (6,02∙1023 stuks) bevinden zich 1 dozijn mol N-atomen (6,02∙1023 stuks) en 3 dozijn mol waterstofatomen (3 × 6,02∙1023 = 18,06∙1023 stuks).
• De molverhouding =  NH3-moleculen: N-atomen : H-atomen 
•                                         =          1                         :             1         :        3

Getal van avogadro

• Avogadro heeft het aantal deeltjes dat zich in één mol bevindt niet zomaar gekozen. Het is precies het aantal u dat in één gram past:

• 
  

mol

• N = n ∙ N_A       of

Hierin is:

• N het aantal deeltjes;
  
• n de chemische hoeveelheid in mol (mol);
  
• N_A het getal van Avogadro, 6,02∙10²³ deeltjes per mol (mol⁻¹).

mol

• N = n ∙ N_A       of

molaire massa

• De relatieve massa van een atoom of molecuul in u komt dus overeen met de massa van één mol stof in gram. 
• Wanneer je 1,00 mol koolstofatomen afweegt, (12,01 u), zal de weegschaal 12,01 g aangeven. 
• Met andere woorden: de relatieve molecuulmassa Mr in u is gelijk aan de molaire massa (M) in gram per mol (g/mol)

mol

• m = n ∙ M     of

Hierin is:

• m de massa van de stof in gram (g);
  
• n de chemische hoeveelheid in mol (mol);
  
• M de molaire massa in gram per mol (g/mol) (periodiek systeem)

mol

• m = n ∙ M     of

Leerdoelen 4.1 Energie

• Je kunt uitleggen wat de wet van behoud van energie inhoudt.
  
• Je kunt benoemen welke energieomzetting plaatsvindt tijdens een proces en/of chemische reactie.
  
• Je kunt het verschil uitleggen tussen een exotherme en een endotherme reactie.
  
• Je kunt de begrippen reactiewarmte en activeringsenergie uitleggen en toepassen.
  
• Je kunt de reactiewarmte en de activeringsenergie in een energiediagram weergeven.

Wet van behoud van energie

• Energieomzetting: de ene vorm van energie kan worden omgezet in één of meer andere energievormen.

Wet van behoud van energie

• Wet van behoud van energie: Energie kan worden omgezet, maar de totale hoeveelheid blijft gelijk. 
• Alle stoffen bevatten chemische energie.
• In chemische reacties vinden energieomzettingen plaats: 
• - Warmte → temperatuur stijgt.
• - Bewegingsenergie → arbeid wordt verricht.
• - Elektrische energie → elektrische spanning.
• - Stralingsenergie → licht wordt uitgestraald.
• - Chemische energie

energie-effecten

• Energie-effect: Bij elke reactie komt energie vrij óf is energie nodig om de reactie te laten verlopen.
• Dit komt door het verbreken en vormen van (atoom)bindingen:
• - Verbreken van bindingen kost energie.
• - Vormen van bindingen levert energie op.
• De grootte van het energie-effect verschilt per reactie.

Endotherme reacties: energie wordt opgenomen tijdens de reactie.

• Voorbeeld: Fotosynthese → zonlicht levert energie om glucose en zuurstof te vormen.

• Exotherme reacties: energie wordt afgestaan aan de omgeving.
  • Bij een exotherme reactie levert het vormen van bindingen méér energie op dan het verbreken kost..
  • Verbrandingsreacties zijn bijna altijd exotherm.

energie-effecten

Verdampen: bindingen tussen moleculen worden verbroken → kost energie = endotherm proces

• Voorbeeld: Blaas over natte handen → snelle verdamping onttrekt warmte → handen koelen af.

Condensatie: energie komt vrij. = exotherm proces

• Fruittelers gebruiken dit om bloesem te beschermen bij late nachtvorst.

activeringsenergie

• Niet alle reacties starten vanzelf, ook exotherme reacties niet.
• Activeringsenergie (E_act) is de energie die nodig is om de beginstoffen in de geactiveerde toestand te brengen.
• Voorbeeld: Aardgas verbrandt pas na een vonk of vlam, omdat er eerst activeringsenergie nodig is.
• in de geactiveerde toestand hebben beginstoffen voldoende energie opgenomen om te kunnen reageren tot eindproducten

activeringsenergie

Bij een exotherme reactie is minder energie nodig dan vrijkomt:

Bij een endotherme reactie is meer energie nodig dan vrijkomt:

Energiediagram

• Energiediagram: grafische weergave van het optredende energie-effect bij een chemische reactie. 
• Het verloop van de reactie wordt van links naar rechts weergegeven:
• - Beginstoffen staan links.
• - Reactieproducten staan rechts.
• Energiediagrammen zijn schematisch, er is geen schaalverdeling nodig.
  

Energiediagram

reactiewarmte

• ΔE: de reactiewarmte (Δ = ''delta'' = verschil)
• Horizontale lijnen in het diagram tonen de energieniveaus van de beginstoffen en reactieproducten.

Het verschil in energieniveau is de reactiewarmte (ΔE):

• ΔE wordt berekend als: 
• Δ𝐸=𝐸reactieproducten−𝐸beginstoffen

Energiediagram exotherme reactie

• Beginstoffen hebben meer chemische energie dan reactieproducten.
• ΔE < 0 → energie komt vrij (meestal als warmte).
• Voorbeeld: verbranding van aardgas.

Energiediagram endotherme reactie

• Reactieproducten hebben meer chemische energie dan beginstoffen.
• ΔE > 0 → energie wordt opgenomen.
• Voorbeeld: alle ontledingsreacties

Exotherme reactie

Δ𝐸=𝐸reactieproducten−𝐸beginstoffen = <0

Endotherme reactie

Δ𝐸=𝐸reactieproducten−𝐸beginstoffen = >0

Leerdoelen 4.2 Reactiesnelheid

• Je kunt uitleggen wat de reactiesnelheid van een chemische reactie inhoudt.
  
• Je kunt met behulp van het botsende-deeltjesmodel uitleggen welke invloed de factoren temperatuur, concentratie en verdelingsgraad op de reactiesnelheid hebben.
  
• Je kunt uitleggen hoe een katalysator de reactiesnelheid beïnvloedt.

Reactiesnelheid

Reactiesnelheid: 

• geeft aan hoeveel van de beginstof per seconde per liter reactiemengsel verdwijnt 
• OF hoeveel reactieproduct per seconde per liter reactiemengsel ontstaat

Reactiesnelheidfactoren

Er zijn vier factoren die de snelheid van een reactie kunnen beïnvloeden. Een reactie verloopt sneller als:

• de temperatuur wordt verhoogd;
  
• de concentratie van de beginstoffen wordt verhoogd;
  
• de beginstoffen fijner worden verdeeld;
  
• er een geschikte katalysator wordt toegevoegd

Botsende-deeltjesmodel

• Botsende-deeltjesmodel: Deeltjes bewegen constant bij kamertemperatuur en botsen voortdurend.
• Effectieve botsing: Een botsing die leidt tot een chemische reactie.
• Moleculen moeten met voldoende snelheid en op de juiste plek botsen.
• Reactiesnelheid: Hoe meer effectieve botsingen per seconde, hoe sneller de reactie verloopt. 
• Geactiveerde toestand: Kortstondige fase waarin A, B en C tijdelijk verbonden zijn.

Botsende-deeltjesmodel

Niet effectieve botsing:

Verklaring reactiesnelheidfactoren

1. Temperatuur

• Beweging van moleculen: Moleculen bewegen voortdurend in een gas of vloeistof. Toevoer van energie(warmte) verhoogt de bewegingssnelheid en temperatuur.
• Hogere temperatuur → Meer effectieve botsingen → Snellere reactie.

Verklaring reactiesnelheidfactoren

2. Concentratie

• De concentratie van een stof in oplossing geeft aan hoeveel stof per liter oplosmiddel is opgelost.
• Hogere concentratie → Meer botsingen: Grotere kans op effectieve botsingen per seconde en dus hogere reactiesnelheid

Macro-niveau

Micro-niveau

Reactiesnelheidfactoren

3. Verdelingsgraad

• Verdelingsgraad: Hoe fijn de stof is verdeeld
• Contactoppervlak: Hoe hoger de verdelingsgraad, hoe groter het contactoppervlak tussen stoffen.
• Groter contactoppervlak → Meer botsingen per seconde → Meer effectieve botsingen → Snellere reactie.

Reactiesnelheidfactoren

4. Katalysator

• Katalysator: Versnelt een reactie zonder zelf verbruikt te worden. 
• Effect op activeringsenergie: Katalysator verlaagt de benodigde energie voor een effectieve botsing.
• Energiediagram: verschil in activeringsenergie met/zonder katalysator.
• Botsingen: Zachtere botsingen kunnen al effectief zijn, wat de reactiesnelheid verhoogt.
• Constante energieniveaus: Beginstoffen en reactieproducten behouden hun energieniveau → Reactiewarmte (ΔE) blijft gelijk.

Reactiesnelheidfactoren

4. Katalysator

• Toepassing in auto’s: Katalysatoren verminderen de uitstoot van stikstofoxiden.
• Voordelen voor industrie: Lagere reactietemperaturen → Goedkopere, milieuvriendelijkere en veiligere processen.

Leerdoelen 4.3 Massa

• Je kunt op microniveau uitleggen waarom de wet van massabehoud altijd geldt.
• Je kunt molverhoudingen gebruiken om massaberekeningen uit te voeren aan reacties.
• Je kunt uitleggen wat de begrippen overmaat en ondermaat inhouden.

Wet van behoud van massa

• Wet van behoud van massa: Massa van de beginstoffen is gelijk aan de massa van reactieproducten (dat is altijd zo!)
• 4 Al (s) + 3 O₂ (g) --> 2 Al₂O₃ (s)
• Massaverhouding

Molverhouding

• De molverhouding laat zien in welke verhouding in mol de beginstoffen in een chemische reactie met elkaar reageren en de reactieproducten worden gevormd.  
• Molverhouding = stoichiometrische verhouding

• Verbranding van butaan: 2 C₄H₁₀(g) + 13 O₂(g) → 8 CO₂(g) + 10 H₂O(l)
• Molverhouding = C₄H₁₀ : O₂ : CO₂ : H₂O 
•                                     =     2      :  13  :    8    :  10

Molrekenen

• Stap 1: noteer de reactievergelijking
  
• Stap 2: bereken de chemische hoeveelheid (aantal mol) van de gegeven stof
  
• Stap 3: bereken de chemische hoeveelheid (aantal mol) van de gevraagde stof (door de molverhouding van je gegeven stof)
• Stap 4: reken de chemische hoeveelheid om naar de gevraagde grootheid en eenheid (bijvoorbeeld omrekenen naar massa in g)
• Stap 5: controleer de significantie

Leerdoelen 4.3 Massa

• Je kunt op microniveau uitleggen waarom de wet van massabehoud altijd geldt.Je kunt molverhoudingen gebruiken om massaberekeningen uit te voeren aan reacties.
• Je kunt uitleggen wat de begrippen overmaat en ondermaat inhouden.
• Je kunt uitrekenen welke stof bij een reactie in over-/ondermaat aanwezig is.

Overmaat en ondermaat

• Ondermaat: de beginstof die als eerste op is
• Overmaat: de beginstof die na de reactie nog over is. 

• Een overmaat appels: 
•