Als je keukenzout in water doet, dan lost het op. In warm water kan het zout beter oplossen dan in koud water.

Als je het zoute water op een bord doet, dan zal het water langzaam verdampen, zodat alleen het zout overblijft. Het zout vormt kubusvormige kristallen, waardoor je kleine witte blokjes van een paar millimeter op het bord ziet.

Hoe dikker de laag van het zoute water op het bord, hoe langer het duurt voordat het water verdampt is en het zout kristallen vormt.

Mengsels en Oplossingen

In dit hoofdstuk gaan we mengsels bestuderen. Een stof waar we doorheen kunnen kijken noemen we helder. Als we een stof met een vloeistof mengen en het mengsel blijft helder, dan spreken we van een oplossing. Een voorbeeld van een oplossing is zeewater.

In zeewater zit zout opgelost, maar toch kunnen we het zout niet zien. Een ander voorbeeld is het oplossen van suiker in thee. Ook hier lijkt het suiker te "verdwijnen" in het water. Oplossingen kunnen wel een kleur hebben.

Homogene Mengsels

Zeewater is helder omdat de zoutdeeltjes zich volledig verspreiden in het water. We noemen een dergelijk mengsel een homogeen mengsel. Een zoutdeeltje is een miljoen keer kleiner dan een millimeter en kan dus niet met onze ogen gezien worden.

Ook gassen vormen homogene mengsels. De lucht bestaat o.a. uit de gassen stikstof, zuurstof en een beetje koolstofdioxide. Omdat de deeltjes in een gas los van elkaar bewegen, kunnen gassen altijd goed mengen en vormen ze dus altijd homogene mengsels.

Heterogene Mengsels

Een vloeistof waar we niet doorheen kunnen kijken noemen we troebel. Als we een stof met een vloeistof mengen en het mengsel wordt troebel, dan spreken we van een suspensie. Er ontstaat bijvoorbeeld een suspensie als we krijtstof mengen met water.

De krijtdeeltjes blijven in kleine klontjes aan elkaar plakken en deze klontjes zweven rond in het water. Omdat deze klontjes groot genoeg zijn om met onze ogen te kunnen zien, kunnen we niet door een suspensie heen kijken.

Naast suspensies bestaan er ook nog andere heterogene mengsels. Een voorbeeld is rook. Rook is een collectie van kleine stukjes vaste stof die in de lucht zweven.

Een ander voorbeeld van een heterogeen mengsel is een nevel. Nevel is een collectie van kleine vloeibare druppeltjes die in de lucht zweven. We kunnen bijvoorbeeld een nevel maken door een fles haarlak of deodorant te spuiten.

Een ander voorbeeld van een heterogeen mengsel is schuim. Een schuim bestaat uit gasbelletjes die zich in een vloeistof of een vaste stof bevinden. Denk bijvoorbeeld aan de "prik" in cola. Dit bestaat uit kleine belletjes koolstofdioxide. Een ander voorbeeld is piepschuim.

Het laatste voorbeeld van een heterogeen mengsel is een emulsie. Een emulsie bestaat uit stoffen die onder normale omstandigheden niet mengen, maar die door een extra stof, genaamd de emulgator, toch mengen. Voorbeelden van emulsies zijn mayonaise en crèmes.

Mayonaise bestaat voornamelijk uit olie en een beetje azijn. Zoals je in de linker onderstaande afbeelding kan zien, mengen deze vloeistoffen onder normale omstandigheden niet. Als emulgator voegen we eigeel toe en zo ontstaat de emulsie mayonaise. Een crème is een emulsie bestaande uit o.a. water, een vet of een olie en een emulgator.

Zorg dat je weet dat heldere mengsels oplossingen zijn en troebele mengsels suspensies.

Voorbeelden van Mengsels

  • Oplossing: Zeewater (zout in water), suiker in thee
  • Suspensie: Krijtstof in water
  • Heterogene mengsels: Rook, nevel, schuim, emulsie (mayonaise, crèmes)

Concentratie en Berekeningen

In deze paragraaf gaan we leren rekenen met concentratie. Een bekend voorbeeld waarbij concentratie een rol speelt is limonade. Als we twee stoffen met elkaar mengen, dan kunnen we dit in verschillende verhoudingen doen. Denk bijvoorbeeld aan limonade.

We kunnen zelf kiezen hoeveel siroop en hoeveel water we toevoegen bij het maken van limonade. De hoeveelheid water en de hoeveelheid siroop bepalen samen hoe zoet de limonade zal smaken. Als de limonade erg zoet is, dan spreken we van een hoge concentratie siroop.

In de onderstaande afbeelding zien we een maatkolf. Stel we schenken 24 gram siroop in de maatkolf en vullen dit daarna aan met water tot aan de stippellijn. Zoals aangegeven op de maatkolf, hebben we dan 1000 mL (1 L) limonade. In de volgende maatkolf schenken we 24 gram siroop in een maatkolf en vullen dit aan tot we 2000 mL (2 liter) limonade hebben.

Elke liter limonade bevat in dit geval dus 24 / 2 = 12 gram siroop. De siroopconcentratie is in dit geval dus 12 g/L. In de volgende maatkolf schenken we 24 gram siroop in een maatkolf en vullen dit aan tot we 250 mL (0,25 liter) limonade hebben. In dit geval zou een liter van deze limonade 24 × 4 = 96 gram siroop bevatten.

Een leerling maakt eerst 1,2 L limonade met daarin 10 gram siroop en daarna ook nog 0,15 L limonade met daarin 2,0 gram siroop. We kunnen deze vraag beantwoorden door de gegevens te noteren in een verhoudingstabel. De eerste soort limonade bevat 10 gram siroop en heeft een volume van 1,2 liter.

De gemakkelijkste manier om met verhoudingstabellen te rekenen is door kruislings te vermenigvuldigen. Je vermenigvuldigt in dat geval de twee getallen die diagonaal genoteerd zijn en daarna deel je door het overgebleven getal. In de instructiefilmpjes bij deze paragraaf wordt deze techniek uitgebreid uitgelegd.

Op dezelfde manier vinden we de concentratie van de tweede limonade. Hier hadden we 2,0 gram siroop in 0,15 liter limonade. Deze limonade heeft dus een concentratie van 13 g/L. Met deze gegevens zijn we in staat de vraag te beantwoorden. Een leerling maakt 2,5 L limonade met een concentratie van 34 g/L.

Een siroopconcentratie van 34 g/L betekent dat er 34 gram siroop gebruikt is voor één liter van deze limonade. Zorg dat je weet dat concentratie o.a. gemeten wordt in g/L.

Zorg dat je met een berekening de concentraties van mengsels kan vergelijken.

Een leerling lost een schepje zout op in een glas water. Ze laat het glas met de oplossing in de zon staan en het water verdampt langzaam.

Voorbeelden van Concentratieberekeningen

  • We doen 50 gram zout in een bak met daarin 1 liter water. De concentratie is 50 g/L.
  • We doen 70 gram zout in 10 liter water. De concentratie van de oplossing is 7 g/L.
  • We doen 71 gram zout in 8,12 liter water. De concentratie is ongeveer 8,74 g/L.
  • We doen zout in een bak met 2 liter water totdat de concentratie 10 g/L is. We hebben 20 gram zout nodig.
  • We doen zout in een bak met 25 liter water totdat de concentratie 2 g/L is. We hebben 50 gram zout nodig.
  • We doen zout in een bak met 8,5 liter water totdat de concentratie 5,5 g/L is. We hebben 46,75 gram zout nodig.
  • Er wordt 4 gram zout in een bak water opgelost. De concentratie wordt 8 g/L. Er zit 0,5 liter water in de bak.

Scheidingsmethoden

In de rest van dit hoofdstuk bespreken we een aantal methodes om mengsels te scheiden. Dit kunnen we doen door gebruik te maken van de verschillende stofeigenschappen van stoffen.

Stofeigenschappen

Sommige eigenschappen van stoffen kunnen gebruikt worden om de stoffen te herkennen. We noemen dit stofeigenschappen. Als we een stof vinden met al deze eigenschappen, dan weten we dat dit goud is. Niet alle eigenschappen van een stof zijn ook meteen stofeigenschappen.

Als je een stuk goud hebt met een massa van 500 gram dan wil dat niet zeggen dat elk stuk goud een massa van 500 gram heeft. Massa is dus geen stofeigenschap. De dichtheid van goud is wel een stofeigenschap, want de dichtheid van elk stuk goud is 19,3 g/cm3. Ook de fase van een stof is geen stofeigenschap. Goud kan voorkomen als vaste stof, maar ook als vloeistof of gas en daarom is de fase geen stofeigenschap. De fase bij kamertemperatuur is wel een stofeigenschap.

Bezinken

De simpelste scheidingsmethode wordt bezinken genoemd. Stel we hebben een mengsel van zand en water. Om dit mengsel voor een deel te scheiden hebben we alleen een beetje geduld nodig. Omdat zand een grotere dichtheid heeft dan water, zakt het na verloop van tijd vanzelf naar de bodem. De stof die op de bodem komt te liggen-in dit geval het zand-noemen we het bezinksel. Het water kan je daarna voorzichtig afgieten.

Filtreren

Een andere bekende scheidingsmethode wordt filtreren genoemd. Hiermee kunnen we suspensies scheiden. Een filter is een stukje papier met daarin microscopische gaatjes waar losse deeltjes gemakkelijk doorheen gaan, maar waar de klontjes in een suspensie in blijven steken.

In de onderstaande afbeelding zien we een gele suspensie die in een filter wordt geschonken. De gele korrels blijven in het filter hangen, terwijl de waterdeeltjes gemakkelijk door het filter stromen en in het bekerglas terecht komen. De stof die achterblijft in het filter noemen we het residu (in dit geval de gele korrels). De stof die door het filter stroomt noemen we het filtraat (in dit geval het water).

Bij deze scheidingsmethode wordt dus gebruik gemaakt van de stofeigenschap deeltjesgrootte om de stoffen te kunnen scheiden. Een mondkapje is ook een voorbeeld van een filter. Lucht gaat moeiteloos door dit filter heen, omdat dit gas uit losse deeltjes bestaat.

Rookdeeltjes blijven bijvoorbeeld in het filter hangen, omdat deze stoffen uit grotere klontjes vaste stof bestaan. Op deze manier kunnen we ademen zonder deze rookdeeltjes binnen te krijgen. Het nadeel van een mondkapje is dat schadelijke gassen wel gewoon door het filter heen gaan.

Zorg dat je weet dat je suspensies soms kan scheiden door middel van bezinken. Doordat stoffen verschillen in de stofeigenschap dichtheid, zakken sommige stoffen naar de bodem.

Zorg dat je weet dat je sommige suspensies kan scheiden door middel van filtratie.

Indampen

In de vorige paragraaf hebben we geleerd dat we suspensies kunnen scheiden met een filter. In het geval van een oplossing gaat dit echter niet lukken. Een oplossing bestaat immers uit allemaal losse deeltjes en die gaan dus allemaal door het filter.

De simpelste manier om een oplossing te scheiden wordt indampen genoemd. Indampen is het verhitten van een oplossing, zodat één stof in de oplossing verdampt, terwijl de andere achterblijft. Neem bijvoorbeeld zeewater. Als we zeewater aan de kook brengen, dan zal het water verdampen, maar het zout niet. Zout heeft namelijk een kookpunt van wel 1413 °C, terwijl het kookpunt van zeewater net iets boven de 100 °C ligt. Bij indampen van zeewater hou je zout over, maar wat als je nu juist het water wilt hebben, bijvoorbeeld om drinkwater van zeewater te maken?

Destillatie

In dat geval gebruiken we een scheidingsmethode die destillatie wordt genoemd. Bij destillatie vangen we de verdampte stof op in een afgekoelde buis. De lage temperatuur van deze buis zorgt ervoor dat de verdampte stof gemakkelijk condenseert. De druppels die hierbij ontstaan, glijden door de buis naar beneden en worden opgevangen in een erlenmeyer. De stof die achterblijft noemen we wederom het residu.

Ionen en Zouten

In het vorige hoofdstuk hebben we gezien dat we atomen kunnen combineren in metaalroosters en moleculen. Er is nog een derde optie. We kunnen atomen ook combineren tot zouten. Dit gaan we leren in dit hoofdstuk. Om zouten te begrijpen, moeten we eerst begrijpen wat ionen zijn.

Ionen

In het vorige hoofdstuk hebben we geleerd dat materie is opgebouwd uit atomen. Atomen blijken ook weer opgebouwd uit kleinere deeltjes. Elk atoom heeft in zijn centrum een atoomkern, bestaande uit positief geladen deeltjes die we protonen noemen en neutrale deeltjes die we neutronen noemen. Om de kern heen bevindt zich een wolk van negatieve geladen deeltjes die we elektronen noemen.

Tijdens chemische reacties is het mogelijk dat een atoom een elektron opneemt of afstaat. Als dit gebeurt, is het atoom natuurlijk niet neutraal meer. Elektronen zijn negatief geladen, dus als een atoom een extra elektron opneemt, dan verandert het neutrale atoom in een negatief geladen ion.

Het aantal elektronen dat een atoom bij een reactie opneemt of afstaat is niet willekeurig. De atomen in de eerste kolom van het periodiek systeem staan gemakkelijk één elektron af en krijgen daarom een lading van 1+. De atomen in de tweede en derde kolom krijgen als ion een lading van 2+ en 3+.

Ook aan de rechterkant is een dergelijk patroon zichtbaar. De niet-metalen in de tweede kolom van rechts krijgen lading 1-, de derde kolom 2- en de vierde kolom 3-. Let er op dat de edelgassen geen ionen vormen.

De lading van het ion noteren we rechtsboven het symbool. Een chlooratoom kan bijvoorbeeld één elektron opnemen. Als dit gebeurt, dan noteren we dit als Cl-. We noemen dit een chloride-ion. Een natriumatoom kan één elektron afstaan. We schrijven dan Na+. We noemen dit een natriumion.

Voor de vakjes in het periodiek systeem die wit zijn gelaten, is een minder duidelijk patroon te vinden. In deze gevallen vermelden we de lading met behulp van Romeinse cijfers. Een ijzer(III)ion staat bijvoorbeeld voor Fe3+ en een ijzer(II)ion voor Fe2+. De Romeinse cijfers staan altijd voor het aantal positieve ladingen.

We kunnen de verschillende ionen zoals gebruikelijk herkennen aan hun stofeigenschappen. Soms verklapt de kleur met welke ionen we te maken hebben. Een oplossing met Cu2+, oftewel koper(II)-ionen, heeft bijvoorbeeld een blauwe kleur.

Het is belangrijk dat je dit uit je hoofd weet. Metaalionen geven vaak ook specifieke kleuren als je ze in een vlam houdt. In BINAS kan je ook voor een aantal metalen de vlamkleuring vinden.

Een ion dat uit één atoom te maken is noemen we een enkelvoudig ion. Tot nu toe hebben we alleen nog maar deze enkelvoudige ionen besproken. Maar er zijn ook samengestelde ionen. Neem bijvoorbeeld CO32-, het zogenaamde carbonaat-ion, of NO3-, het zogenaamde nitraat-ion.

Zorg dat je weet dat atomen uit positieve protonen en negatieve elektronen bestaan. Zorg dat je weet dat de benaming van negatieve ionen altijd eindigt op "-ide-ion" en van positieve ionen op "ion".

Zouten

Nu we weten wat ionen zijn, zijn we eindelijk in staat te begrijpen wat zouten zijn. Als een metaalatoom met een niet-metaalatoom reageert, dan ontstaat altijd een zout. Het bekendste voorbeeld van een zout is keukenzout (NaCl).

Als we keukenzout smelten en er dan stroom doorheen laten lopen, dan vindt een zogenaamde ontledingsreactie plaats waarbij het keukenzout wordt ontleed in natrium en chloor. In het rechter filmpje wordt keukenzout ontleden door het te laten smelten en er daarna een stroom doorheen te sturen.

Bij de vorming van een zout veranderen atomen in ionen. Als bijvoorbeeld een natriumatoom met een chlooratoom reageert, dan pakt het chlooratoom een elektron af van het natriumatoom. Als gevolg ontstaat een natriumion (Na+) en een chloride-ion (Cl-).

Omdat positieve en negatieve ladingen elkaar aantrekken, zal een positief natriumion zich omringen door negatieve chloorionen en andersom. Het resultaat is een hecht rooster waarin de chloorionen en de natriumionen elkaar afwisselen.

Samen met de kennis uit het vorige hoofdstuk weten we nu dat metalen uit metaalatomen bestaan en zich ordenen in een metaalrooster, dat niet-metalen bestaan uit niet-metaalatomen en zich ordenen als moleculen en dat zouten bestaan uit een combinatie van metaalatomen en niet-metaalionen en zich ordenen in ionroosters.

Zowel moleculen, metaalroosters als ionroosters vinden we terug bij de ontleding van keukenzout. Keukenzout zelf vormt een ionrooster.

Chemische Formules van Zouten

In deze paragraaf gaan we leren de chemische formules van zouten uit te schrijven. Omdat zouten geen moleculen vormen, spreken we bij de benaming van zouten ook niet van "molecuulformules". In plaats daarvan gebruiken we zogenaamde verhoudingsformules. Deze formules geven aan in welke verhouding de verschillende ionen aanwezig zijn in het ionrooster.

Verhoudingsformules

Neem bijvoorbeeld keukenzout. Natriumionen hebben een lading van 1+. Chloride-ionen hebben een lading van 1-. Omdat keukenzout een neutrale stof is, moeten er dus evenveel natriumionen als chloride-ionen in keukenzout zitten. De verhoudingsformule van keukenzout wordt dus simpelweg Na+Cl-.

Nog een voorbeeld. Natriumoxide is een neutrale stof. Als beide ionen evenveel aanwezig zouden zijn, dan is het resultaat niet neutraal door de dubbele lading van de oxide-ionen.

Merk op dat we nu 2 negatieve ladingen en 2 positieve ladingen hebben. Het totaal is dus inderdaad neutraal. De verhoudingsformule van natriumoxide is daarom Na2O.

Laten we nog een laatste voorbeeld bespreken. Wat is de verhoudingsformule van aluminium(III)oxide?

Merk op dat we in dit geval 6 positieve en 6 negatieve ladingen hebben. Het totaal is dus inderdaad neutraal. De verhoudingsformule wordt dus Al2O3.

We kunnen de verhoudingsformules ook in woorden uitdrukken. We gebruiken hier niet de Griekse voorvoegsels. Na2O noemen we gewoon natriumoxide (en niet "natriumdioxide"). We noteren wel de romeinse cijfers als de ionlading niet rechtstreeks uit het periodiek systeem af te lezen is.

We kunnen ook verhoudingsformules opstellen van samengestelde ionen. Neem bijvoorbeeld natriumcarbonaat, ook wel soda genoemd. Een natrium-ion schrijven we als Na+ en een carbonaat-ion schrijven we als CO32-. De verhoudingsformule wordt dus Na2CO3.

Nog een voorbeeld. Neem calciumnitraat. Dit bestaat uit een calcium-ion (Ca2+) en twee nitraat-ionen (NO3-). De verhoudingsformule wordt dus Ca(NO3)2. We gebruiken hier haakjes om aan te geven dat we twee keer het hele ion NO3- nodig hebben.

Bekende Zouten

Hieronder staan een aantal bekende zouten met samengestelde ionen die je uit je hoofd moet kennen.

Bij een reactie tussen calcium en chloor ontstaat calciumchloride.

Oplossen van Zouten in Water

Als we een zout oplossen in bijvoorbeeld water, dan bewegen de ionen vrij door de vloeistof. Hieronder zien we een watermolecuul. Zoals je kunt zien bevindt zich aan de bovenkant een overschot aan elektronen en aan de onderkant een overschot aan protonen.

Dit zorgt ervoor dat de bovenkant van een watermolecuul een kleine negatieve lading heeft en de onderkant een kleine positieve lading. Als we een zout in water oplossen, dan trekken de watermoleculen met de twee geladen kanten aan de ionen in het zout.

Als deze aantrekkingskracht groot genoeg is, dan trekken de watermoleculen de ionen uit het rooster. Het oplossen van een zout beschrijven we met een oplosvergelijking. Merk op dat in deze vergelijkingen water niet expliciet genoemd wordt. Met de toestandsaanduiding "aq" geef je aan dat de ionen in water ("aqua") zijn opgelost.

Het oplossen van moleculen werkt heel anders. Zoals je ziet ontstaan er bij het oplossen van moleculen geen ionen.

Doordat zowel vloeibare als opgeloste zouten uit geladen ionen bestaan, kunnen ze elektriciteit geleiden. Dit kunnen we aantonen met het onderstaande experiment. Links plaatsen we gedestilleerd water (zuiver water) in serie met een lampje. Omdat gedestilleerd water geen stroom geleid, gaat het lampje niet aan. Als je een zout toevoegt aan het water (zie de rechter opstelling) dan gaat het lampje wel aan.

In de onderstaande filmpjes zien we dat gesmoten zouten en zoutoplossingen stroom geleiden. Zorg dat je begrijpt dat gesmolten en opgeloste zouten stroom geleiden omdat ze bestaan uit vrij bewegende ionen.

Neerslagreacties

In deze paragraaf gaan we onderzoeken wat er gebeurt als we twee zoutoplossingen mengen. Als we twee zoutoplossingen mengen, dan kan het zijn dat een bepaalde combinatie van de toevoegde ionen een slecht oplosbaar zout vormt. In dat geval vormt deze combinatie van ionen een vast zout dat na verloop van tijd naar de bodem zal zakken.

Hieronder zien we een voorbeeld. Twee transparante en kleurloze zoutoplossingen (kaliumjodide en lood(II)nitraat) worden samengevoegd en vormen een geel slecht oplosbaar zout (lood(II)jodide). In het rechter filmpje zien we een neerslagreactie.

Of een neerslagreactie plaatsvindt na het mengen van twee zoutoplossingen, kunnen we nagaan met behulp van de oplosbaarheidstabel in BINAS (deze tabel is ook hieronder weergegeven). In deze tabel kan je voor verschillende combinaties van ionen aflezen of ze goed oplossen ("g"), matig oplossen ("m") of slecht oplossen ("s"). Op sommige plekken zie je ook een streepje ("-") staan.

Laten we als voorbeeld het mengen van een natriumfosfaatoplossing en een koper(II)nitraatoplossing nemen. Een handige manier om de combinaties tussen deze ionen te analyseren is door de onderstaande tabel te maken. De positieve ionen noteren we bijvoorbeeld horizontaal en de negatieve ionen verticaal. Zoals je ziet lossen alle combinaties goed op behalve de combinatie PO43- en Cu2+. Deze ionen vormen samen dus een vast zout.

Met deze methode kan je ook een zout naar keus maken. Stel we willen bariumsulfaat maken. Dit bestaat uit de ionen Ba2+ en SO42-. Volgens de oplosbaarheidstabel lossen deze ionen slecht op en als gevolg zullen ze dus neerslaan.

Om ervoor te zorgen dat andere combinaties niet neerslaan, kiezen we andere ionen die samen goed oplossen. Als je de tabel bestudeert, dan kan je zien dat bijvoorbeeld alle kaliumzouten, natriumzouten en ammoniumzouten goed oplossen. Dit geldt ook voor alle zouten met nitraten. In dit geval kiezen we bijvoorbeeld nitraat-ionen en natrium-ionen.

Om bariumsulfaat te maken, kunnen we dus een bariumnitraatoplossing en een natriumsulfaatoplossing gebruiken. Zoals je ziet lossen alle ionen goed op behalve de combinatie bariumsulfaat. Deze stof zal dus neerslaan.

Deze truck kan je ook gebruiken als je juist ionen uit een oplossing wilt verwijderen. In het bovenstaande voorbeeld slaat bariumsulfaat neer. Dit verdwijnt dus uit de oplossing. Door het zout te laten bezinken en de oplossing daarna voorzichtig af te gieten, kan je het bariumsulfaat verwijderen.

Deze techniek wordt bijvoorbeeld gebruikt als we ijzerionen uit water halen bij het zuiveren van drinkwater. In de tabel zien we dat zowel ijzer(II)- en ijzer(III)-ionen een vast zout vormen met zuurstof.

Zorg dat je met de oplosbaarheidstabel in BINAS kan achterhalen of twee zoutoplossingen bij mengen een neerslagreactie produceren. Bij een neerslagreactie ontstaat een vast zout.

Tabel: Oplosbaarheid van Zouten in Water

De volgende tabel geeft een overzicht van de oplosbaarheid van verschillende zouten in water.

Ionencombinatie Oplosbaarheid
Alle kaliumzouten, natriumzouten en ammoniumzouten Goed oplosbaar
Alle zouten met nitraten Goed oplosbaar
Bariumsulfaat Slecht oplosbaar

labels:

Zie ook: