Uitegbreide samenvatting van het vak 'Algemene chemie II'. Met deze samenvatting haalde ik in eerste zit een 15/20. De samenvatting bevat enkel de theorielessen, dus geen oefeningen of labo's.
▪ Homogeen: geen onderscheid tussen de verschillende componenten
▪ Heterogeen: wél een onderscheid tussen de verschillende componenten
Een oplossing bestaat uit: ! Oplossing = opgeloste stof + oplosmiddel
Oplosmiddel = component v/h mengsel met de grootste fractie → bepaald meestal de
aggregatietoestand v/h mengsel
Opgeloste stoffen = overige stoffen in het mengsel
! Bij een te veel aan opgeloste stof is de oplossing verzadigd → voorbij het verzadigingspunt wordt
er neerslag gevormd
Verzadigingspunt verschilt per stof en heeft te maken met de oplosbaarheid
Oplosbaarheid = maximale hoeveelheid stof die, bij een bepaalde T, kan opgelost worden in een
welbepaalde hoeveelheid oplosmiddel
Wanneer oplosbaarheid wordt besproken
Onoplosbare stof: minder dan 0,1 mol/L
zonder specificatie v/e solvent, verwijst men
Oplosbare stof
naar de oplosbaarheid in water!
▪ Verdunden opl.: weinig opgeloste stof
▪ Geconcentreerde opl.: veel opgeloste stof
▪ Verzadigde opl.: maximale hoeveelheid opgeloste stof
▪ Onverzadigde opl.: meer dan de maximale hoeveelheid opgeloste stof
1.2 Het oplossingsproces
! Het oplossen van 2 stoffen wordt bepaald door enerzijds de intermoleculaire krachten die
verbroken moeten worden & anderzijds de nieuw ontstane krachten tussen de 2 moleculen A en B
Oefening ppt:
I2 lost beter op in CCl4 dan in H2O
WANT zijn beiden apolair → dus dezelfde intermoleculaire krachten
Water breekt het ionenrooster af en zal de individuele ionen omringen → ionen zijn gesolvateerd
SPONTAAN
1
, Hydrofoob = moleculen die géén interactie aangaan met water
Hydrofiel = moleculen die wél een interactie aangaan met water
! Stoffen die deze 2 eigenschappen combineren: hydrofiele kop & hydrofobe staart
Vb.: zeep
De hydrofobe staart gaat zich vast enten aan
de apolaire moleculen zoals vet
GEVOLG: vuil kan makkelijk worden
weggespoeld
Covalente binding:
Water gaat een molecule zoals suiker ook afbreken MAAR niet in individuele ionen, wel in aparte
suikermoleculen
1.3 Hydratatie-en oplossingsenthalpie
De hydratatie wordt bepaald door:
1. Lading v/h ion: hoe groter → hoe groter de interactie met het polair deeltje
2. Afmeting v/h ion: hoe kleiner → hoe kleiner de dichtheid
De vorming van sterke ion-dipool interacties tussen ion en watermoleculen gaat gepaard met
warmtevrijstelling:
Hydratatie-enthalpie, ∆𝐻 = energie vrijgesteld in het hypothetisch proces waarbij
gehydrateerde ionen gevormd worden uitgaande v/d overeenkomstige gasvormige ionen
Indien ∆𝐻 negatief is, hebben we een exotherme reactie
De hydratatie-enthalpie is een maat voor de hydratatiesterkte
2
,Oplossingsenthalpie = enthalpieverandering die optreedt bij het oplossen v/e opgeloste stof in een
oplosmiddel
! LET OP: Gassen vormen géén rooster → dus geen energie nodig om eventuele roosterenergie te
verbreken → telkens sterke exotherme reactie
1.4 Invloed van temperatuur en druk op oplosbaarheid
Temperatuur
Endotherm: T stijgt → oplosbaarheid neemt toe
Verklaring: evenwicht verschuift naar rechts door het principe van Le Chatelier
Exotherm: T stijgt → oplosbaarheid daalt
Verklaring: principe van Le Chatelier
Druk
Heeft weinig invloed op de oplosbaarheid van vloeistoffen & vaste stoffen MAAR wél op gassen:
Met s = oplosbaarheid ; p =
Beschreven door de Wet van Henry: partieeldruk & k = cte van Henry
! Als druk stijgt → neemt de oplosbaarheid toe
! Vb.:
Cola: fles opent → druk verlaagt → oplosbaarheid CO2 verlaagt → kan niet meer in oplossing DUS
gaat ontsnappen
Diepzeeduiker: druk hoog → druk verlaagt bij het naar boven komen → oplosbaarheid van gassen
verlaagt → N2 komt daardoor vrij → te snel? Te veel toxische gassen komen vrij
De wet van Raoult stelt dat voor een ideaal mengsel de partiële druk van component i in de gasfase
gelijk is aan de molfractie van component i in de vloeistoffase maal de verzadigde dampspanning
3
, Conclusie: de totale druk van de oplossing is afhankelijk v/d molfractie v/h solvent
1.5 Concentratie-uitdrukkingen
Molfractie XA = de verhouding v/h aantal mol van A en het totaal aantal mol van alle componenten in
de oplossing
Molariteit OF molaire concentratie M = aantal mol opgeloste stof / L oplossing
Molaliteit m = aantal mol opgeloste stof / kg oplosmiddel
1.6 Elektrolyten
Elektrolyten = verbindingen die, wanneer ze oplossen in een solvens, aanleiding geven tot een
oplossing die de elektrische stroom geleidt
▪ Sterke elektrolyten: verbindingen die bij het oplossen bijna geheel in ionen splitsen
▪ Niet-elektrolyten: niet gedissocieerd
Vb.: suiker
PROBLEEM: bij het oplossen van sommige chemische stoffen in water zoals zuren, basen en zouten,
wordt dikwijls gedrag opgemerkt dat afwijkt van wat een aantal fysio-chemische wetmatigheden
voorspellen
Vriespuntverlaging en colligatieve eigenschappen
4
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 hannahgastmans1. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €9,16. Je zit daarna nergens aan vast.
