Reacties van stoffen opgelost in water

De volgende onderwerpen komen aan bod in dit hoofdstuk:

Elektrolyten
Netto Ion-vergelijkingen
Soorten reacties

Neerslag reacties
Zuur-base reacties
Redox reacties

Elektrolyten:

Als suiker (Sucrose) oplost, kun je daar de volgende moleculevergelijking voor opstellen:

C12H22O11(s) à C12H22O11(aq)

Als keukenzout oplost zie de vergelijking er als volgt uit:

NaCl(s) à Na+(aq) + Cl-(aq)

Het verschil is uiteraard, dat keukenzout splitst in de ionen Na+ en Cl- en dat sucrose als geheel molecuul oplost. NaCl is een elektrolyt en C12H22O11 is een non-elektrolyt.

Een elektrolyt is een stof die bij het oplossen splitst in ionen.
Een non- elektrolyt is een stof die oplost als geheel molecuul.

De meeste reacties zijn evenwichtsreacties. Het evenwicht ligt vaak heel erg ver naar één kant. Twee voorbeelden hiervan:

Bij CH3CO2H ligt het evenwicht zeer ver naar de kant van de stof opgelost als geheel , maar hij kan wel opsplitsen in ionen. CH3CO2H is een zwakke elektrolyt. Bij KCl ligt het evenwicht juist heel sterk de andere kant op, naar die van de ionen. KCl is dus een zwakke elektrolyt.

Een stof die bij het oplossen (bijna) helemaal splitst in ionen is een sterke elektrolyt.
Een stof die bij het oplossen maar een klein beetje splitst in ionen is een zwakke elektrolyt.

Netto ionvergelijkingen

Wat een moleculevergelijking is, is bekend:.

Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq)à 2 KNO3(aq) + PbI2(s)

In deze vergelijking zie je dat twee opgeloste stoffen worden samengevoegd en twee nieuwe stoffen vormen, een vaste en een opgeloste stof. De stoffen die opgelost zijn, zijn echter allemaal sterke elektrolyten en zijn dus gesplitst in ionen. Dit kunnen we weergeven met een ionvergelijking:

Pb2+(aq) + 2 NO3-(aq) + 2 K+(aq) + 2 I-(aq) à 2 K+(aq) + 2 NO3-(aq) + PbI2(s)

Een aantal van de ionen vind je zowel links als rechts van de pijl. Deze kun je, net als in een wiskundige vergelijking, tegenover elkaar wegstrepen. Wat je dan overhoud is de netto ionvergelijking:

Pb2+(aq) + 2 NO3-(aq) + 2 K+(aq) + 2 I-(aq) à 2 K+(aq) + 2 NO3-(aq) + PbI2(s)

Pb2+(aq) + 2 I-(aq) à PbI2(s)

In deze netto ionvergelijking vind je alleen de stoffen die daadwerkelijk aan de reactie deelnemen.

Een ionvergelijking is een moleculevergelijking, maar dan zijn alle opgeloste elektrolyten als afzonderlijke ionen opgeschreven.
Een netto ionvergelijking is een ionvergelijking, waarin de ionen die niet aan de werkelijke reactie deelnemen zijn weggelaten aan beide kanten van de pijl.

Neerslagreacties

Het voorbeeld wat gebruikt is bij het uitleggen van de netto ionvergelijking is een voorbeeld van een neerslagreactie. Er worden meerdere opgeloste stoffen samengevoegd, waarna er uit enkele van deze opgeloste stoffen een vaste stof ontstaat. Deze vaste stof wordt zichtbaar in de vloeistof en heet de neerslag.

Kobaltchloride en Natronloog (YouTube: http://www.youtube.com/watch?v=k1xwIu0UGiE)

CoCl2(aq) + 2 NaOH(aq) à 2 NaCl(aq) + Co(OH)2(s)
Netto: Co2+(aq) + 2 OH-(aq) à Co(OH)2(s)

In het filmpje is duidelijk te zien date r een soort groene wolk ontstaat. Dit is de neerslag, welke wordt gevormd omdat Co(OH)2 slecht oplosbaar is en dus een vaste stof wordt.

Of er een neerslagreactie plaatsvindt is dus afhankelijk van hoe goed stoffen oplossen. Wanneer is de oplosbaarheid van een stof goed en wanneer is deze slecht?

Oplosbaarheid van stoffen is goed als de stof deze cationen bevat:

Groep 1A (Li+, Na+, K+, Cs+)
Ammonium ion (NH4+)

Oplosbaarheid van stoffen is goed als de stof deze anionen bevat:

Halogenen (Cl-, Br-, I-, NIET Ag+, Hg2+, Pb2+)
Nitraat (NO3-), perchloraat (ClO4-), acetaat (CH3CO2-), sulfaat (SO42-) NIET Ba2+, Hg2+ en Pb2+ sulfaat

Zoals er hier al tussen staat, zijn er op de bovenstaande regels veel uitzonderingen te bedenken. Een vollediger overzicht vind je in BINAS tabel 45. Hierin staat op het kruispunt van een kolom (cation) en een rij (anion) die bij bepaalde ionen horen of de stof die uit deze twee ionen is opgebouwd goed oplosbaar is of niet.

Een neerslagreactie is een reactie, waarbij opgeloste stoffen een vaste stof (neerslag) vormen.
Of er een neerslagreactie plaats vind is afhankelijk van de oplosbaarheid van stoffen.
Oplosbaarheid is te vinden in BINAS tabel 45.

Zuur-base reacties

Zuren en basen zijn stoffen die als ze opgelost zijn in water op een bepaalde manier reageren. Volgens een klassieke omschrijving is dat op de volgende manier:

Zuur: stof die H+ kan afgeven.

Voorbeeld: HA(aq) à H+(aq) + A-(aq)
Voorbeeldreacties zuur in (en met) water:

HCl(aq) + H2O(l) à H3O+(aq) + Cl-(aq)
CO2(aq)+ 2 H2O(l) (= H2CO3(aq) + H2O(l)) à HCO3- + H3O+

Base: stof die H+ kan opnemen.

Voorbeeld: BOH(aq) + H+ à B+(aq) + H2O(l)
Voorbeeldreacties base in (en met) water:

NH2-(aq) + H2O(l) à NH3(aq) + OH-(aq)
BrO-(aq) + H2O(l) à HBrO(aq) + OH-(aq)

Als een zuur en een base samen in één oplossing zijn, ‘neutraliseren’ zij elkaar. Dit noemen we dan een neutralisatiereactie.

Voorbeeldreactie zuur (zoutzuur) met base(natronloog):

HCl(aq) + NaOH(aq) à H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)

H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) à H2O(l) + NaCl (aq)

Op deze manier zijn dus het (sterke) zuur en de (sterke) base verdwenen. NaOH (aq) splitst in Na+ & OH- en neemt de H+ (ontstaan doordat HCl splitst in H+ & Cl-). Hierdoor onstaan dus water en een zout (in dit geval keukenzout, maar andere zouten komen uiteraard ook voor).

Veel informatie is ook te vinden in BINAS tabel 49. Hierin staan zuren in de linker kolom en basen in de rechter kolom. Daarnaast zijn de sterke zuren bovenin te vinden en de zwakke zuren onderin. Sterke basen staan juist onderin en de zwakke bovenin. Hieruit volgt ook dat als een zuur een H+ afstaan dat het een base vormt: een sterk zuur splitst in een zwakke base en H+. Omgekeerd vormt een sterke base als het een H+ opneemt een zwak zuur: een sterke base vormt een zwak zuur als het een H+ opneemt.

Zuur: stof die H+ kan afgeven.
Base: stof die H+ kan opnemen.
Als een zuur en een base elkaar neutraliseren ontstaan water en een zout.
Veel info over zuren en basen te vinden in BINAS Tabel 49

Redox reacties

Een REDOX reactie is een reactie waarbij elektronen worden uitgewisseld:

A- A + e-

A2- A- + e-

A A+ + e-

A+ A2+ + e-

De naam redox komt van de woorden reductie en oxidatie:

REDuctie: elektronen worden opgenomen .
OXidatie: elektronen worden afgegeven.

Hoe weet je of een reactie een redox reactie is of niet? Om dit te kunnen bepalen moet je redox-getallen toekennen aan de verschillende moleculen, ionen of atomen.

Elementen hebben redoxgetal 0

Na, H2, Br2, S, Ne hebben redoxgetal 0

Ionen hebben een redox getal gelijk aan hun lading

Na+ (+1), Ca2+ (+2), Al3+ (+3), Cl- (-1), O2- (-2)

Het totaal is 0 voor een molecuul en gelijk aan de lading van een samengesteld ion.

H2SO4, ClO4-, NH4+

In moleculen of samengestelde ionen hebben atomen gewoonlijk het zelfde getal als hun vorm als ion.

H-O-H (+1, -2, +1,totaal 0), [O-H]- (-2, +1, totaal -1)

Uitzonderingen:

Waterstof is +1 of -1

Na-H (+1, -1 totaal 0, dus H: -1), H-Cl (+1, -1, totaal 0, dus H: +1)

Zuurstof is meestal -2

H-O-H (+1, -2, +1,totaal 0, dus O: -2 ), H-O-O-H(+1, -1, -1 +1,totaal 0, dus O: -1)

Halogenen zijn meestal -1

Cl-O-Cl (+1, -2, +1,totaal 0, dus Cl: -1 ), H-O-Br

Een reactie is een redox-reactie als van een atoom of ion het redoxgetal na de reactie anders is dan voor de reactie heeft plaats gevonden. In de praktijk kun je herkennen of bepaalde reacties redox-reacties zijn door een stof geforceerd te laten reageren met een stof waarvan je zeker weer dat deze stof reduceert of oxideert. Als één onderdeel van een reactie oxideert, reduceert namelijk een ander deel. Als er dan inderdaad een reactie plaats vindt, is het waarschijnlijk een redox-reactie.

De stof die zelf reduceert en er dus voor zorgt dat een andere stof oxideert is een oxidatie-agent of oxidator. Een stof die zelf oxideert en er dus voor zorgt dat een andere stof reduceert is een reductie-agent of reductor:

IJzer laat men met zuurstof (oxidator) reageren (roesten van ijzer):

De redoxgetallen van Fe en O zijn veranderd, dus is het een redoxreactie.

Met laat ijzeroxide uit ijzererts met koolstof (reductor) reageren (winning van ijzer):

De redoxgetallen van Fe en C zijn veranderd, dus is het een redoxreactie.

Om redoxreacties kloppend te maken kun je ook redoxgetallen gebruiken:

Neem de volgende stappen:

Zorg dat de reactie klopt voor de reeds bekende reactieproducten.
Bepaal van de onjuiste reactievergelijking de redoxgetallen van de verschillende atomen en ionen.
Bekijk wat van de bekende reactieproducten de af- en toename is van het redoxgetal.
Vermenigvuldig het aantal moleculen waarvan het redoxgetal afneemt met het getal van de toename.
Vermenigvuldig het aantal moleculen waarvan het redoxgetal toeneemt met het getal van de afname.
Maak nu de reactie kloppend voor de overige uitgangsstoffen door reactieproducten toe te voegen.
Als laatste maak je de reactie kloppend door bijvoorbeeld nog enkele H+ ionen bij de uitgangsstoffen te voegen.

Een andere manier om de vergelijking van een redoxreactie kloppend te maken is door gebruik te maken van halfvergelijkingen. Enkele voorbeelden van halfvergelijkingen:

Li à Li+ + e-
Mg à Mg2+ + 2e-
Co à Co2+ + 2 e-
Cu à Cu2+ + 2 e-

Deze kun je op de volgende manier gebruiken om vergelijkingen kloppend te maken:

Bepaal uit een niet kloppende reactievergelijking de oxidatie halfreactie en de reductie halfreatie.
Maak de reactievergelijkingen kloppend. Voeg hier eventueel nieuwe reactieproducten en H+ voor toe.
Voeg elektronen toe om de halfreacties helemaal kloppend te maken.
Zorg dat er in beide halfreacties evenveel elektronen voor komen (door een veelvoud van of beide halfreacties te nemen)
Voeg de twee halfreacties samen.
Haal de elektronen uit de uiteindelijke reactie.

Een voorbeeld hiervan:

In BINAS tabel 48 staat een overzicht met halfreacties. Ook vind je in deze tabel informatie over de sterkte van een bepaald molecuul of ion als reductor of oxidator.

Order Now