Algemene chemie: samenvattingspakket

Formuleoverzichten, de belangrijkste methodestappen voor elk onderwerp en 14 oefenopgaven, met volledige oplossingen achterin.

Nieuwe opgaven Terug naar het vak

Kies in het printvenster “Opslaan als pdf” om een kopie op je apparaat te bewaren.

1Formules en methoden

Stoichiometrie

Mol: n = m/M
Concentratie: c = n/V
Molverhouding: gebruik de coëfficiënten van de kloppende reactievergelijking
Beperkende reactant: degene die het eerst op is
Rendement: werkelijk / theoretisch × 100%

Methode

Schrijf de reactievergelijking op en maak hem kloppend.
Reken de gegeven massa om naar mol: n = m/M.
Gebruik de coëfficiënten als molverhouding om de mol van de gezochte stof te vinden.
Reken terug naar massa met m = n·M. Bepaal bij twee reactanten eerst de beperkende reactant.

Molariteit en verdunning

Molariteit: c = n/V (mol/L)
Mol: n = m/M
Verdunning: c₁V₁ = c₂V₂
Mengen: c = (c₁V₁ + c₂V₂)/(V₁ + V₂)

Methode

Reken massa om naar mol met n = m/M.
Reken het volume om naar liter.
Molariteit c = n/V in mol/L.
Bij een verdunning blijft het aantal mol gelijk: c₁V₁ = c₂V₂.

Ideale gaswet

Ideale gaswet: pV = nRT
Gasconstante: R = 8,314 J/(mol·K)
Algemene gaswet: p₁V₁/T₁ = p₂V₂/T₂
Mol: n = m/M
Temperatuur: T[K] = T[°C] + 273,15

Calorimetrie en enthalpie

Warmte: q = m·c·ΔT
Water: c = 4,18 J/(g·°C)
Calorimeter: afgestane warmte = opgenomen warmte
Reactie-enthalpie: ΔH° = ΣΔH°_f(products) − ΣΔH°_f(reactants)

Chemisch evenwicht

Evenwichtsconstante: K_c = [C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b)
ICE-tabel: Begin, Verandering (×coëfficiënt), Evenwicht
Vierkantsvergelijking: x = (−b + √(b² − 4ac))/(2a)

Methode

Schrijf K_c als producten gedeeld door reactanten, elk tot de macht van zijn coëfficiënt.
Maak een BOE-tabel (ICE): Begin, Omzetting (in stappen van x maal de coëfficiënten), Evenwicht.
Vul de evenwichtsuitdrukkingen in K_c in en los op naar x.
Controleer of x klein genoeg is voor een benadering; los anders de vierkantsvergelijking op.

pH & buffers

pH: pH = −log[H⁺]
pOH: pOH = −log[OH⁻], pH + pOH = 14
Zwak zuur: [H⁺] ≈ √(K_a·c)
Buffer: pH = pK_a + log([A⁻]/[HA])
Verdunning: c₁V₁ = c₂V₂

Methode

Bepaal of het zuur of de base sterk (volledig gedissocieerd) of zwak is.
Sterk zuur: [H⁺] is gelijk aan de concentratie ervan. Sterke base: bereken eerst [OH⁻].
Zwak zuur: los K_a = x²/(c − x) op naar x = [H⁺].
pH = −log[H⁺], en pH + pOH = 14 bij 25 °C.

Reactiekinetiek

Eerste orde: ln(C_A/C_A0) = −kt
Halveringstijd (eerste orde): t_½ = ln 2/k
Tweede orde: 1/C_A = 1/C_A0 + kt
Arrhenius: k = A·e^−E_a/(RT)
Twee temperaturen: ln(k₂/k₁) = (E_a/R)(1/T₁ − 1/T₂)

2Oefenopgaven

1.StoichiometrieGemiddeld

30 g C₃H₈ en 16 g O₂ reageren volgens C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O. Hoeveel massa m CO₂ kan er ontstaan?

M(C₃H₈) = 44,1M(O₂) = 32M(CO₂) = 44,01 g/mol

m = g

2.StoichiometrieMoeilijk

Bij de reactie 2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃ reageert 6 g Al volledig (de andere beginstoffen in overmaat) en wordt 22,24 g AlCl₃ opgevangen. Bereken het rendement Y.

M(Al) = 26,98 g/molM(AlCl₃) = 133,33 g/molwerkelijk: 22,24 g

Y = %

3.Molariteit en verdunningGemiddeld

Je hebt 500 mL van een 0,4 mol/L oplossing nodig en hebt een stamoplossing van 2,5 mol/L. Welk volume V₁ stamoplossing heb je nodig?

c₁ = 2,5 mol/Lc₂ = 0,4 mol/LV₂ = 500 mL

V₁ = mL

4.Molariteit en verdunningMoeilijk

250 mL van een 1 mol/L oplossing wordt gemengd met 50 mL van een 0,75 mol/L oplossing van dezelfde stof. Bereken de concentratie c van het mengsel (de volumes zijn additief).

c₁ = 1 mol/LV₁ = 250 mLc₂ = 0,75 mol/LV₂ = 50 mL

c = mol/L

5.Ideale gaswetGemiddeld

Een tank van 30 L bevat 210 g CO₂ bij 75 °C. Behandel het als een ideaal gas en vind de druk P.

m = 210 gM = 44,01 g/molV = 30 LT = 75 °CR = 8,314 J/(mol·K)

P = kPa

6.Ideale gaswetMoeilijk

Een vaste hoeveelheid Ar gaat van 400 kPa, 2 L, 15 °C naar 150 kPa en 190 °C. Vind het nieuwe volume V₂.

P₁ = 400 kPaV₁ = 2 LT₁ = 15 °CP₂ = 150 kPaT₂ = 190 °C

V₂ = L

7.Calorimetrie en enthalpieGemiddeld

Een blok zink van 150 g (c = 0,388 J/(g·°C)) met een temperatuur van 140 °C wordt in een geïsoleerde beker met 300 g water (c = 4,18 J/(g·°C)) van 18 °C gelegd. Bereken de eindtemperatuur T_f.

m_metal = 150 gc_metal = 0,388 J/(g·°C)T_metal = 140 °Cm_water = 300 gT_water = 18 °Cc_water = 4,18 J/(g·°C)

T_f = °C

8.Calorimetrie en enthalpieMoeilijk

Gebruik de standaardvormingsenthalpieën om de warmte q te berekenen die vrijkomt als 250 g CH₄ (M = 16,04 g/mol) volledig verbrandt: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l). Geef q als positief getal.

ΔH°f(CH₄) = −74,8 kJ/molΔH°f(CO₂) = −393,5 kJ/molΔH°f(H₂O, l) = −285,8 kJ/molΔH°f(O₂) = 0

q = kJ

9.Chemisch evenwichtGemiddeld

0,4 mol/L H₂ en 0,4 mol/L I₂ worden in een vat gebracht en reageren: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, met K_c = 9. Bereken de evenwichtsconcentratie [H₂].

[H₂]₀ = [I₂]₀ = 0,4 mol/LK_c = 9

[H₂] = mol/L

10.Chemisch evenwichtMoeilijk

PCl₅ ontleedt: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, met K_c = 0,01 bij de reactietemperatuur. Een vat bevat aan het begin alleen 0,5 mol/L PCl₅. Bereken de evenwichtsconcentratie [Cl₂].

[PCl₅]₀ = 0,5 mol/LK_c = 0,01

[Cl₂] = mol/L

11.pH & buffersGemiddeld

Bereken de pH pH van een 0,25 mol/L-oplossing mierenzuur (Ka = 0,00018).

c = 0,25 mol/LKa = 0,00018

pH =

12.pH & buffersMoeilijk

Een buffer van 1,00 L bevat 0,3 mol waterstoffluoride en 0,15 mol van de geconjugeerde base (Ka = 0,00068). Er wordt 0,02 mol NaOH toegevoegd. Bereken de nieuwe pH pH.

n(HA) = 0,3 moln(A⁻) = 0,15 moln(OH⁻) = 0,02 molKa = 0,00068

pH =

13.ReactiekinetiekGemiddeld

Een reactie met snelheidsvergelijking −r_A = k·C_A² heeft k = 0,8 L/(mol·min) en begint bij 2 mol/L. Vind de concentratie C_A na 20 min.

k = 0,8 L/(mol·min)C_A0 = 2 mol/Lt = 20 min

C_A = mol/L

14.ReactiekinetiekMoeilijk

Een eerste-orde reactie heeft k = 0,005 min⁻¹ bij 20 °C en een activeringsenergie van 60 kJ/mol. De batchreactor draait nu 10 min op 40 °C. Vind de bereikte conversie X.

k₁ = 0,005 min⁻¹T₁ = 20 °CE_a = 60 kJ/molT₂ = 40 °Ct = 10 minR = 8,314 J/(mol·K)

X = %

3Oplossingen

1.Stoichiometrie

Antwoord: m = 13,2 g

Stoichiometrie: een kloppende reactievergelijking telt deeltjes, geen grammen. Reken massa om naar mol met n = m/M, gebruik de coëfficiënten als molverhouding en reken terug met m = n·M. Bij twee beginstoffen is de beperkende reactant de stof die het eerst op is en bepaalt hoeveel product ontstaat.

Mol van elke beginstof

n(C₃H₈) = 30/44,1 = 0,6803 mol

n(O₂) = 16/32 = 0,5 mol

Beperkende reactant

0,6803/1 = 0,6803, 0,5/5 = 0,1 → O₂

Massa product

n(CO₂) = 0,1·3 = 0,3 mol

m = 0,3·44,01 = 13,2 g

Antwoord

m = 13,2 g

2.Stoichiometrie

Antwoord: Y = 75,01 %

Theoretische opbrengst

n(Al) = 6/26,98 = 0,2224 mol

m = 0,2224·2/2·133,33 = 29,65 g

Rendement

Y = 22,24/29,65·100 = 75,01%

Antwoord

Y = 75,01%

3.Molariteit en verdunning

Antwoord: V₁ = 80 mL

Molariteit: concentratie c = n/V in mol/L, met n = m/M. Bij verdunnen voeg je oplosmiddel toe maar geen opgeloste stof, dus het aantal mol blijft gelijk: c₁·V₁ = c₂·V₂. Als je twee oplossingen van dezelfde stof mengt, tel je de mollen op en ook de volumes.

Volume stamoplossing

V₁ = c₂·V₂/c₁ = 0,4·500/2,5 = 80 mL

Antwoord

V₁ = 80 mL

4.Molariteit en verdunning

Antwoord: c = 0,9583 mol/L

Totale hoeveelheid

n = 1·250 + 0,75·50 = 287,5 mmol

Concentratie van het mengsel

c = 287,5/300 = 0,9583 mol/L

Antwoord

c = 0,9583 mol/L

5.Ideale gaswet

Antwoord: P = 460,4 kPa

Ideale gaswet: PV = nRT, met n = m/M.

Mol

n = m/M = 210/44,01 = 4,772 mol

T = 75 + 273,15 = 348,1 K

Druk

P = nRT/V = 4,772·8,314·348,1/0,03 = 460,4 kPa

Antwoord

P = 460,4 kPa

6.Ideale gaswet

Antwoord: V₂ = 8,572 L

Algemene gaswet: voor een vaste hoeveelheid ideaal gas geldt P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂.

Absolute temperaturen

T₁ = 288,1 K, T₂ = 463,1 K

Algemene gaswet

V₂ = V₁·(P₁/P₂)·(T₂/T₁) = 2·(400/150)·(463,1/288,1) = 8,572 L

Antwoord

V₂ = 8,572 L

7.Calorimetrie en enthalpie

Antwoord: T_f = 23,41 °C

Warmte en enthalpie: om een stof te verwarmen is q = m·c·ΔT nodig. In een calorimeter is de warmte die het warme voorwerp afstaat gelijk aan de warmte die het koude opneemt. De enthalpieverandering van een reactie volgt uit de vormingsenthalpieën: ΔH° = ΣΔH°f(producten) − ΣΔH°f(beginstoffen), elk vermenigvuldigd met de coëfficiënt.

Warmtebalans

150·0,388·(140 − T_f) = 300·4,18·(T_f − 18)

Los de eindtemperatuur op

T_f = (58,2·140 + 1254·18)/(58,2 + 1254) = 23,41 °C

Antwoord

T_f = 23,41 °C

8.Calorimetrie en enthalpie

Antwoord: q = 13876 kJ

Reactie-enthalpie

ΔH° = [1·(−393,5) + 2·(−285,8)] − [1·(−74,8) + 2·0] = −890,3 kJ

Warmte voor de gegeven massa

n = 250/16,04 = 15,59 mol

q = n·|ΔH°/1| = 15,59·890,3 = 13876 kJ

Antwoord

q = 13876 kJ

9.Chemisch evenwicht

Antwoord: [H₂] = 0,16 mol/L

Chemisch evenwicht: voor aA + bB ⇌ cC + dD is de evenwichtsconstante K_c = [C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b), met de concentraties bij evenwicht. Een ICE-tabel (Begin, Verandering, Evenwicht) koppelt de beginhoeveelheden aan de evenwichtshoeveelheden via één onbekende x, vermenigvuldigd met de coëfficiënten.

Evenwichtsvoorwaarde

9 = (2x)²/(0,4 − x)²

Neem de wortel

3 = 2x/(0,4 − x) → x = 0,4·3/(2 + 3) = 0,24 mol/L

Evenwichtsconcentratie

[H₂] = 0,4 − x = 0,16 mol/L

Antwoord

[H₂] = 0,16 mol/L

10.Chemisch evenwicht

Antwoord: [Cl₂] = 0,06589 mol/L

Evenwichtsvoorwaarde

0,01 = x²/(0,5 − x) → x² + 0,01·x − 0,005 = 0

Los de vierkantsvergelijking op

x = (−0,01 + √(0,01² + 4·0,005))/2 = 0,06589 mol/L

Evenwichtsconcentratie

[Cl₂] = x = 0,06589 mol/L

Antwoord

[Cl₂] = 0,06589 mol/L

11.pH & buffers

Antwoord: pH = 2,179

pH: pH = −log₁₀[H₃O⁺] en pOH = −log₁₀[OH⁻], met pH + pOH = 14 bij 25 °C. Sterke zuren en basen ioniseren volledig. Een zwak zuur maar gedeeltelijk: Ka = x²/(c − x), met x = [H₃O⁺]. Een buffer van een zwak zuur en zijn geconjugeerde base volgt Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).

Evenwicht

HA ⇌ H⁺ + A⁻: x mol/L zuur ioniseert.

Ka = x²/(0,25 − x) → x = 0,006619 mol/L

pH

pH = −log(0,006619) = 2,179

Antwoord

pH = 2,179

12.pH & buffers

Antwoord: pH = 2,951

Neutralisatie

n(HA) = 0,3 − 0,02 = 0,28 mol

n(A⁻) = 0,15 + 0,02 = 0,17 mol

Henderson–Hasselbalch

pH = 3,167 + log(0,17/0,28) = 2,951

Antwoord

pH = 2,951

13.Reactiekinetiek

Antwoord: C_A = 0,06061 mol/L

Reactiesnelheden: voor een eerste-orde reactie geldt −dC/dt = kC, dus C = C₀·e^−kt en de halveringstijd ln 2/k hangt niet af van de concentratie. Voor een tweede-orde reactie geldt 1/C = 1/C₀ + kt. De snelheidsconstante stijgt met de temperatuur volgens Arrhenius: k = A·e^−Ea/(RT).

Geïntegreerde tweede-orde vergelijking

1/C_A = 1/C_A0 + kt = 0,5 + 0,8·20 = 16,5 L/mol

C_A = 1/16,5 = 0,06061 mol/L

Antwoord

C_A = 0,06061 mol/L

14.Reactiekinetiek

Antwoord: X = 21,41 %

Reaction rates: for a first-order reaction −dC/dt = kC, so C = C₀·e^−kt and the half-life ln 2/k does not depend on concentration. For a second-order reaction 1/C = 1/C₀ + kt. The rate constant rises with temperature following Arrhenius: k = A·e^−Ea/(RT).

Snelheidsconstante bij de nieuwe temperatuur

T₁ = 293,1 K, T₂ = 313,1 K

k₂ = 0,005·e^{−(60000/8,314)·(1/313,1 − 1/293,1)} = 0,02409 min⁻¹

Conversie

X = 1 − e^{−0,02409·10} = 1 − 0,7859 = 21,41 %

Antwoord

X = 21,41 %

ExamProblems · examproblems.com/courses/general-chemistry