ALGEMENE CHEMIE
Bachelor II Handelsingenieur
Prof. Martine Leermakers
1. INLEIDENDE BEGRIPPEN
Chemie = de samenstelling en de eigenschappen van de materie
= de veranderingen van de materie ten gevolge van chemische reacties
= de energieveranderingen die hiermee gepaard gaan
Fysisch proces = enkel fysische eigenschappen veranderen, niet de chemische samenstelling
Bv. H2O (vl) -> H20 (g) → enkel de fysieke toestand verandert zonder dat er iets verandert
aan de moleculen
Chemisch proces = bindingen tussen atomen worden afgebroken, nieuwe bindingen worden
gevormd
Bv. 2H₂O (vl) -> 2H₂ (g) + O₂ (g) → de atomen worden afgesplitst waardoor er nieuwe
moleculen ontstaan
Atoomtheorie van Dalton = atomen zijn de bouwstenen van materie, stoffen bestaan uit
atomen die de eigenschappen van de materie bepalen
Chemische reactie = herschikking van atomen
Materie = alle stoffen die er zijn
Zuivere stoffen Mengsels
= verzameling van dezelfde = 2 of meer
zuivere
Moleculen of atomen Homogene mengsels stoffen
= deeltjes niet zichtbaar
Bv. lucht
Enkelvoudige stoffen Heterogene Mengsels Colloïdaal
mengsel
= één soort atomen bv. Au = deeltjes zichtbaar = overgang
tussen
Bv. appelsiensap met pulp beide
Bv. verf
Samengestelde stoffen
= verschillende atoomsoorten bv. NaCl
,Een atoom bestaat uit een kern, met daarin protonen (positief
geladen) en neutronen (niet geladen) , omgeven door een
elektronenwolk met daarin elektronen (negatief geladen).
Nucleonen = deeltjes in de kern, protonen en neutronen
Protonen en elektronen hebben elk een lading van 1,6 x 𝟏𝟎−𝟏𝟗
Coulomb (kleinst bestaande lading) = elektronaire
ladingseenheid (e.l.e.). Er zijn steeds evenveel protonen als
elektronen aangezien een atoom elektrisch neutraal is.
Nuclide = atoomsoort met welbepaald aantal protonen en neutronen, en dus welbepaald
massagetal en atoomnummer
A = Massagetal = aantal nucleonen = aantal protonen + aantal neutronen
Z = Atoomnummer = aantal elektronen = aantal protonen
Absolute massa van een atoom is zeer klein → we gebruiken atomaire massa eenheid (u) of
a.m.e.
1u = 1/12 van de massa van het 12𝐶 isotoop = 1,66 x 10−27 𝐾𝑔
Nu kunnen we de atoommassa uitdrukken in a.m.e. of u bv. 12𝐶 met massa 1,99 x 10−26 kg
m = Ar x u
Relatieve nuclidemassa = Ar:
→ Massa zonder eenheid bv. voor 12𝐶 : 12,00 a.m.e. / 1 a.m.e. = 12,00
Massadefect: massa protonen + neutronen ≠ massa atoom
→ Men ondervindt dat de experimentele massa kleiner is dan de theoretische massa
→ Massadefect = door fusie van kerndeeltjes komt energie vrij (massa omgezet in energie)
Isotopen = atomen met hetzelfde atoomnummer maar een verschillend massagetal
Bv. 126𝐶 , 136𝐶 , 146𝐶
→ Eenzelfde aantal protonen en elektronen maar een verschillend aantal neutronen
→ Isotopen hebben dus ook een verschillende massa
Abundantie = isotopen komen voor in eenzelfde procentuele verhouding
A = nuclidemassa van een atoom uitgedrukt in kg of u
Ar = relatieve nuclidemassa van een atoom (zonder eenheid)
De meeste atomen vormen mengsels van meerdere isotopen
2
,→ Om deze reden maken we een onderscheid tussen de
relatieve nuclide massa van één van de isotopen en de
relatieve nuclide atoommassa van het element
Ar(X) = atoommassa van een element = het (gewogen)
gemiddelde van de Ar’s van alle isotopen rekening
houdend met abundantie (= procentueel voorkomen)
De Ar(X) is af te lezen in het periodiek systeem (meestal onder het element)
Buiten de edelgassen vormen alle atomen verbindingen met andere atomen. Er zijn twee
soorten verbindingen:
1. Covalente bindingen = binding waarin de atomen samen worden gehouden door
een gemeenschappelijk elektronenpaar (vooral niet-metalen)
2. Ionbindingen = bindingen tussen metalen en niet-metalen waarbij er een overdracht
van elektronen is van het ene naar het andere atoom bv. keukenzout
Kation = positief geladen atoom, neutraal atoom dat een elektron heeft afgestaan
Anion = negatief geladen atoom, neutraal atoom dat een elektron opneemt
M = molecuulmassa = massa van een molecuul = som van de atoommassa’s in het molecuul
Mr = relatieve molecuulmassa = molecuulmassa zonder eenheid
bv. Mr van water:
Mol = eenheid voor de hoeveelheid stof = evenveel entiteiten als er atomen zijn in 12g 12𝐶
Getal van Avogadro = Na = 1 mol = 6,02 x 𝟏𝟎𝟐𝟑 deeltjes
Molaire massa = M = het aantal gram per mol van een stof (eenheid = g/mol)
𝒎
n=𝑴
n = aantal mol (mol)
m = massa (g)
M = molaire massa (g/mol)
N = n x Na
N = aantal deeltjes van de stof
n = aantal mol
Na = getal van Avogadro
Brutoformule (van een stof) = de exacte samenstelling van één molecule
van de stof = H2O
Men kan uit de bruto formule de procentuele samenstelling berekenen
van een molecule door de atoommassa’s te delen door de molaire massa.
Structuurformule = geeft aan welke atomen aan elkaar gebonden zijn bv.
→ Een moleculaire formule kan meerdere verbindingen hebben
Voor zuivere stoffen → hoeveelheden uitdrukken in gram en mol
Voor mengsels (meeste stoffen) → kwantitatieve samenstelling uitdrukken in concentraties
3
, Concentratie = geeft aan hoeveel stof aanwezig is in een
hoeveelheid van een mengsel
𝒏
Molaire concentratie (mol/l) = c = 𝑽
𝒎
Massaconcentratie (gram/l) = c = 𝑽
Massaprocent (m%) = aantal gram stof/ 100 g mengsel
Droge stof = massa zonder vloeistof
Volumeprocent (v% of °) = ml/ 100 ml
Massa- volumeprocent (m/v%) = g/ 100 ml
Massadichtheid = verhouding tussen de massa en het
𝒎 𝒔𝒕𝒐𝒇
volume van een stof = ρ = 𝑽 𝒔𝒕𝒐𝒇
Promille = °/˳˳ = per duizend bv. g/1000ml
Parts per million = ppm bv. g/106 g
Parts per billion = ppb bv. g/109 g
𝒏𝑨
Molfractie = Xa = 𝒏𝑻
nA = het aantal mol van de stof
nT = het totaal aantal mol
Molprocent = molfractie x 100
2. ATOOMSTRUCTUREN EN HET PERIODIEK SYSTEEM
Democritus (5e eeuw v.C. – 4e eeuw v.C.) → materie bestaat zeer kleine ondeelbare
eenheden met daartussen lege ruimte + atomen kunnen botsen en iets creëren
Atoommodel van Dalton (19e eeuw) → elementen bestaan uit kleine deeltjes (=atomen),
elementen worden gekarakteriseerd door hun massa en bij het ontstaan van nieuwe stoffen
veranderen de atomen niet maar enkel de manier waarop ze zich verbinden
Atoommodel van Thomson (20e eeuw) → atoom bestaat uit negatieve elektronen die in een
positieve “pudding” liggen
Experiment van Rutherford → beschoot een atoom met kleine deeltjes. Deze deeltjes
gingen door het atoom heen → contradictie met model van Thomson, atoom bestaat
voornamelijk uit lege ruimte
Atoomtheorie van Bohr → elektronen bevinden zich in schillen
rond de kern. Deze schillen kunnen maar een beperkt aantal
elektronen bevatten en elektronen schikken zich op een zo laag
mogelijke schil.
Absorptie (=opname) en emissie (=uitstoot) van licht:
4
Bachelor II Handelsingenieur
Prof. Martine Leermakers
1. INLEIDENDE BEGRIPPEN
Chemie = de samenstelling en de eigenschappen van de materie
= de veranderingen van de materie ten gevolge van chemische reacties
= de energieveranderingen die hiermee gepaard gaan
Fysisch proces = enkel fysische eigenschappen veranderen, niet de chemische samenstelling
Bv. H2O (vl) -> H20 (g) → enkel de fysieke toestand verandert zonder dat er iets verandert
aan de moleculen
Chemisch proces = bindingen tussen atomen worden afgebroken, nieuwe bindingen worden
gevormd
Bv. 2H₂O (vl) -> 2H₂ (g) + O₂ (g) → de atomen worden afgesplitst waardoor er nieuwe
moleculen ontstaan
Atoomtheorie van Dalton = atomen zijn de bouwstenen van materie, stoffen bestaan uit
atomen die de eigenschappen van de materie bepalen
Chemische reactie = herschikking van atomen
Materie = alle stoffen die er zijn
Zuivere stoffen Mengsels
= verzameling van dezelfde = 2 of meer
zuivere
Moleculen of atomen Homogene mengsels stoffen
= deeltjes niet zichtbaar
Bv. lucht
Enkelvoudige stoffen Heterogene Mengsels Colloïdaal
mengsel
= één soort atomen bv. Au = deeltjes zichtbaar = overgang
tussen
Bv. appelsiensap met pulp beide
Bv. verf
Samengestelde stoffen
= verschillende atoomsoorten bv. NaCl
,Een atoom bestaat uit een kern, met daarin protonen (positief
geladen) en neutronen (niet geladen) , omgeven door een
elektronenwolk met daarin elektronen (negatief geladen).
Nucleonen = deeltjes in de kern, protonen en neutronen
Protonen en elektronen hebben elk een lading van 1,6 x 𝟏𝟎−𝟏𝟗
Coulomb (kleinst bestaande lading) = elektronaire
ladingseenheid (e.l.e.). Er zijn steeds evenveel protonen als
elektronen aangezien een atoom elektrisch neutraal is.
Nuclide = atoomsoort met welbepaald aantal protonen en neutronen, en dus welbepaald
massagetal en atoomnummer
A = Massagetal = aantal nucleonen = aantal protonen + aantal neutronen
Z = Atoomnummer = aantal elektronen = aantal protonen
Absolute massa van een atoom is zeer klein → we gebruiken atomaire massa eenheid (u) of
a.m.e.
1u = 1/12 van de massa van het 12𝐶 isotoop = 1,66 x 10−27 𝐾𝑔
Nu kunnen we de atoommassa uitdrukken in a.m.e. of u bv. 12𝐶 met massa 1,99 x 10−26 kg
m = Ar x u
Relatieve nuclidemassa = Ar:
→ Massa zonder eenheid bv. voor 12𝐶 : 12,00 a.m.e. / 1 a.m.e. = 12,00
Massadefect: massa protonen + neutronen ≠ massa atoom
→ Men ondervindt dat de experimentele massa kleiner is dan de theoretische massa
→ Massadefect = door fusie van kerndeeltjes komt energie vrij (massa omgezet in energie)
Isotopen = atomen met hetzelfde atoomnummer maar een verschillend massagetal
Bv. 126𝐶 , 136𝐶 , 146𝐶
→ Eenzelfde aantal protonen en elektronen maar een verschillend aantal neutronen
→ Isotopen hebben dus ook een verschillende massa
Abundantie = isotopen komen voor in eenzelfde procentuele verhouding
A = nuclidemassa van een atoom uitgedrukt in kg of u
Ar = relatieve nuclidemassa van een atoom (zonder eenheid)
De meeste atomen vormen mengsels van meerdere isotopen
2
,→ Om deze reden maken we een onderscheid tussen de
relatieve nuclide massa van één van de isotopen en de
relatieve nuclide atoommassa van het element
Ar(X) = atoommassa van een element = het (gewogen)
gemiddelde van de Ar’s van alle isotopen rekening
houdend met abundantie (= procentueel voorkomen)
De Ar(X) is af te lezen in het periodiek systeem (meestal onder het element)
Buiten de edelgassen vormen alle atomen verbindingen met andere atomen. Er zijn twee
soorten verbindingen:
1. Covalente bindingen = binding waarin de atomen samen worden gehouden door
een gemeenschappelijk elektronenpaar (vooral niet-metalen)
2. Ionbindingen = bindingen tussen metalen en niet-metalen waarbij er een overdracht
van elektronen is van het ene naar het andere atoom bv. keukenzout
Kation = positief geladen atoom, neutraal atoom dat een elektron heeft afgestaan
Anion = negatief geladen atoom, neutraal atoom dat een elektron opneemt
M = molecuulmassa = massa van een molecuul = som van de atoommassa’s in het molecuul
Mr = relatieve molecuulmassa = molecuulmassa zonder eenheid
bv. Mr van water:
Mol = eenheid voor de hoeveelheid stof = evenveel entiteiten als er atomen zijn in 12g 12𝐶
Getal van Avogadro = Na = 1 mol = 6,02 x 𝟏𝟎𝟐𝟑 deeltjes
Molaire massa = M = het aantal gram per mol van een stof (eenheid = g/mol)
𝒎
n=𝑴
n = aantal mol (mol)
m = massa (g)
M = molaire massa (g/mol)
N = n x Na
N = aantal deeltjes van de stof
n = aantal mol
Na = getal van Avogadro
Brutoformule (van een stof) = de exacte samenstelling van één molecule
van de stof = H2O
Men kan uit de bruto formule de procentuele samenstelling berekenen
van een molecule door de atoommassa’s te delen door de molaire massa.
Structuurformule = geeft aan welke atomen aan elkaar gebonden zijn bv.
→ Een moleculaire formule kan meerdere verbindingen hebben
Voor zuivere stoffen → hoeveelheden uitdrukken in gram en mol
Voor mengsels (meeste stoffen) → kwantitatieve samenstelling uitdrukken in concentraties
3
, Concentratie = geeft aan hoeveel stof aanwezig is in een
hoeveelheid van een mengsel
𝒏
Molaire concentratie (mol/l) = c = 𝑽
𝒎
Massaconcentratie (gram/l) = c = 𝑽
Massaprocent (m%) = aantal gram stof/ 100 g mengsel
Droge stof = massa zonder vloeistof
Volumeprocent (v% of °) = ml/ 100 ml
Massa- volumeprocent (m/v%) = g/ 100 ml
Massadichtheid = verhouding tussen de massa en het
𝒎 𝒔𝒕𝒐𝒇
volume van een stof = ρ = 𝑽 𝒔𝒕𝒐𝒇
Promille = °/˳˳ = per duizend bv. g/1000ml
Parts per million = ppm bv. g/106 g
Parts per billion = ppb bv. g/109 g
𝒏𝑨
Molfractie = Xa = 𝒏𝑻
nA = het aantal mol van de stof
nT = het totaal aantal mol
Molprocent = molfractie x 100
2. ATOOMSTRUCTUREN EN HET PERIODIEK SYSTEEM
Democritus (5e eeuw v.C. – 4e eeuw v.C.) → materie bestaat zeer kleine ondeelbare
eenheden met daartussen lege ruimte + atomen kunnen botsen en iets creëren
Atoommodel van Dalton (19e eeuw) → elementen bestaan uit kleine deeltjes (=atomen),
elementen worden gekarakteriseerd door hun massa en bij het ontstaan van nieuwe stoffen
veranderen de atomen niet maar enkel de manier waarop ze zich verbinden
Atoommodel van Thomson (20e eeuw) → atoom bestaat uit negatieve elektronen die in een
positieve “pudding” liggen
Experiment van Rutherford → beschoot een atoom met kleine deeltjes. Deze deeltjes
gingen door het atoom heen → contradictie met model van Thomson, atoom bestaat
voornamelijk uit lege ruimte
Atoomtheorie van Bohr → elektronen bevinden zich in schillen
rond de kern. Deze schillen kunnen maar een beperkt aantal
elektronen bevatten en elektronen schikken zich op een zo laag
mogelijke schil.
Absorptie (=opname) en emissie (=uitstoot) van licht:
4
