Algemene chemie II
Hoofdstuk 1: Oplossingen
Inleiding
Oplossing = opgeloste stof + oplosmiddel
o Mengsel heeft vaak zelfde aggregatietoestand van component met grootste fractie =
oplosmiddel
Oplosbaarheid: maximale hoeveelheid van bepaalde stof, die bij bepaalde temperatuur kan
opgelost worden in welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel
o Oplosbare verbinding indien in grote maten oplossen in bepaalde solvent
o Onoplosbare verbinding indien oplosbaarheid lager dan 0,1 mol/L
Concentratie van oplossing geeft aan hoeveel opgeloste stof in oplossing aanwezig is
o Verdunde oplossing -> weinig opgeloste stof
o Geconcentreerde oplossing -> veel opgeloste stof
o Verzadigde oplossing -> maximale hoeveelheid opgeloste stof
o Oververzadigd -> meer dan maximale hoeveelheid opgeloste stof
Manipulatie van stof of solvent nodig
Het oplossingsproces
Homogene mengsels
o Niet zichtbaar
o Bv: lucht (N, O, edelgassen…); bier (ethanol en water)
Heterogene mengsels
o Zichtbare mengsels
o Bv: olie en water
Oplossen van stof A (opgeloste stof) in een stof B (oplosmiddel)
o Twee soorten krachten nodig bij oplossen van stoffen
Intermoleculaire krachten tussen moleculen A onderling en B onderling moeten
verbroken worden -> energie voor nodig
Nieuwe krachten tussen A en B ontstaan
o Oplossingsproces vlotter indien verschil in attractiekrachten minimaal is
Polaire stoffen lossen best op in polaire middels en apolair in apolair
Bindingen kunnen polair zijn, maar verbindingen kunnen apolair zijn
Voorbeeld solvent water
o Groot vermogen om stoffen op te lossen
o Dankzij tetraëdische structuur -> polaire stof -> kan ionenrooster van zouten afbreken
Ionen worden elektrostatisch omgeven door polaire watermoleculen (ionen
worden afgeschermd) -> gesolvateerd (gehydrateerd)
o Indien geen interactie met water -> hydrofoob
Wel interactie ((partieel) ionair karakter) -> hydrofiel
Ook mogelijk om beide soorten te hebben in 1 molecule (bv: zeep) = detergent
1
, Hydratatie- en oplossingsenthalpie
Molariteit: mol/L -> slaat op de oplossing
Molaliteit: mol/kg -> slaat op oplosmiddel
o Massa oplosmiddel nodig
Te berekenen uit gegeven massadichtheid oplossing en gegeven massa
opgeloste stof -> mopl = mstof + mmiddel
Positieve ionen worden gehydrateerd door vrije elektronenparen rond zuurstof, negatieve ionen
worden gehydrateerd door interactie tussen negatief ion en partieel positieve H-atomen
o Hydratatie meer uitgesproken bij grotere lading en kleinere afmeting ionen
o Vorming ion-dipool interacties (ion en watermolecule) -> warmtevrijstelling
Hydratie-enthalpie: energie vrijgesteld bij vorming gehydrateerde ionen uit
overeenkomstige gasvormige ionen = maat voor hydratatiesterkte
o Oplossingsenthalpie: enthalpieverandering bij oplossen van opgeloste stof in middel
Enthalpie door rooster energie (breken van ionenrooster (vaste splitsen in twee
gasvormige ionen)) + hydratatie-enthalpie door vorming van nieuwe bindingen
Indien positief -> endotherme reactie, indien negatief -> exotherme reactie
Gassen altijd exotherm, want geen ionenrooster om te breken en
vorming van nieuwe bindingen gaat altijd gepaard met afgeven energie
Invloed van temperatuur en druk op de oplosbaarheid
Endotherme reactie: stijging temperatuur is stijging oplosbaarheid
Exotherme reactie: stijging temperatuur is daling oplosbaarheid
Druk heeft weinig invloed bij vaste stoffen en vloeistoffen, maar wel bij gassen
o Wet van Henry: s (oplosbaarheid) = k (cte van Henry) * p (partieeldruk)
Oplosbaarheid neemt dus toe bij stijgende druk (bv: fles cola, diepzeeduiken…)
o Druk in werkelijkheid toch vaak lager dan verwacht
-> wet van Raoult: poplossing = psolvent + xsolvent (molfractie)
Molfractie: verhouding aantal mol stof A t.o.v. aantal mol totaal
Som van molfracties altijd 1
Door reactie kunnen opgeloste stoffen wegreageren
Elektrolyten
Elektrolyten: verbindingen, die bij oplossen in solvent oplossingen geven die elektrische stroom
geleiden
o Sterk elektrolyt (bv: NaCl, NaOH en H2SO4)
Quasi volledig gedissocieerd in gehydrateerde ionen -> hoge geleidbaarheid
Wateroplosbare zouten, sterke zuren en sterke basen
o Zwak elektrolyt (bv: CaSO4, HoAc en NH4OH)
Dissociëren slechts gedeeltelijk -> lage geleidbaarheid
Slecht wateroplosbare zouten, zwakke zuren en zwakke basen
o Niet-elektrolyten splitsen helemaal niet in ionen en geleiden dus niet (bv: suiker)
2
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
√ Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, Bancontact of creditcard voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper lauraheyndrickx. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €6,49. Je zit daarna nergens aan vast.
