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

16 g H₂ en 32 g O₂ reageren volgens 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Hoeveel massa m H₂O kan er ontstaan?

M(H₂) = 2,016M(O₂) = 32M(H₂O) = 18,02 g/mol

m = g

2.StoichiometrieMoeilijk

Bij de reactie C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O reageert 12 g C₃H₈ volledig (de andere beginstoffen in overmaat) en wordt 17,85 g H₂O opgevangen. Bereken het rendement Y.

M(C₃H₈) = 44,1 g/molM(H₂O) = 18,02 g/molwerkelijk: 17,85 g

Y = %

3.Molariteit en verdunningGemiddeld

Je hebt 500 mL van een 0,2 mol/L oplossing nodig en hebt een stamoplossing van 1,5 mol/L. Hoeveel water V_water voeg je toe aan de stamoplossing?

c₁ = 1,5 mol/Lc₂ = 0,2 mol/LV₂ = 500 mL

V_water = mL

4.Molariteit en verdunningMoeilijk

100 mL van een 2 mol/L oplossing wordt gemengd met 50 mL van een 0,6 mol/L oplossing van dezelfde stof. Bereken de concentratie c van het mengsel (de volumes zijn additief).

c₁ = 2 mol/LV₁ = 100 mLc₂ = 0,6 mol/LV₂ = 50 mL

c = mol/L

5.Ideale gaswetGemiddeld

Een tank van 50 L bevat 440 g CO₂ bij 90 °C. Behandel het als een ideaal gas en vind de druk P.

m = 440 gM = 44,01 g/molV = 50 LT = 90 °CR = 8,314 J/(mol·K)

P = kPa

6.Ideale gaswetMoeilijk

Een vaste hoeveelheid CH₄ gaat van 400 kPa, 20 L, 25 °C naar 700 kPa en 240 °C. Vind het nieuwe volume V₂.

P₁ = 400 kPaV₁ = 20 LT₁ = 25 °CP₂ = 700 kPaT₂ = 240 °C

V₂ = L

7.Calorimetrie en enthalpieGemiddeld

Een blok ijzer van 250 g (c = 0,449 J/(g·°C)) met een temperatuur van 80 °C wordt in een geïsoleerde beker met 300 g water (c = 4,18 J/(g·°C)) van 17 °C gelegd. Bereken de eindtemperatuur T_f.

m_metal = 250 gc_metal = 0,449 J/(g·°C)T_metal = 80 °Cm_water = 300 gT_water = 17 °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 50 g C₂H₅OH (M = 46,07 g/mol) volledig verbrandt: C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O(l). Geef q als positief getal.

ΔH°f(C₂H₅OH) = −277,7 kJ/molΔH°f(CO₂) = −393,5 kJ/molΔH°f(H₂O, l) = −285,8 kJ/molΔH°f(O₂) = 0

q = kJ

9.Chemisch evenwichtGemiddeld

0,2 mol/L H₂ en 0,2 mol/L I₂ worden in een vat gebracht en reageren: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, met K_c = 16. Bereken de evenwichtsconcentratie [H₂].

[H₂]₀ = [I₂]₀ = 0,2 mol/LK_c = 16

[H₂] = mol/L

10.Chemisch evenwichtMoeilijk

PCl₅ ontleedt: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, met K_c = 0,05 bij de reactietemperatuur. Een vat bevat aan het begin alleen 1,5 mol/L PCl₅. Bereken de evenwichtsconcentratie [Cl₂].

[PCl₅]₀ = 1,5 mol/LK_c = 0,05

[Cl₂] = mol/L

11.pH & buffersGemiddeld

Bereken de pH pH van een 0,5 mol/L-oplossing azijnzuur (Ka = 1,8 × 10⁻⁵).

c = 0,5 mol/LKa = 1,8 × 10⁻⁵

pH =

12.pH & buffersMoeilijk

Een buffer bevat 0,25 mol/L mierenzuur en 0,05 mol/L van het natriumzout. Ka = 0,00018. Bereken de pH pH van de buffer.

[HA] = 0,25[A⁻] = 0,05Ka = 0,00018

pH =

13.ReactiekinetiekGemiddeld

Een reactie met snelheidsvergelijking −r_A = k·C_A² heeft k = 0,05 L/(mol·min) en begint bij 0,5 mol/L. Vind de concentratie C_A na 10 min.

k = 0,05 L/(mol·min)C_A0 = 0,5 mol/Lt = 10 min

C_A = mol/L

14.ReactiekinetiekMoeilijk

Een eerste-orde reactie heeft een snelheidsconstante van 0,002 s⁻¹ bij 30 °C en een activeringsenergie van 80 kJ/mol. Vind de pre-exponentiële factor A in de vergelijking van Arrhenius.

k = 0,002 s⁻¹T = 30 °CE_a = 80 kJ/molR = 8,314 J/(mol·K)

A = s⁻¹

3Oplossingen

1.Stoichiometrie

Antwoord: m = 36,04 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(H₂) = 16/2,016 = 7,937 mol

n(O₂) = 32/32 = 1 mol

Beperkende reactant

7,937/2 = 3,968, 1/1 = 1 → O₂

Massa product

n(H₂O) = 1·2 = 2 mol

m = 2·18,02 = 36,04 g

Antwoord

m = 36,04 g

2.Stoichiometrie

Antwoord: Y = 91,01 %

Theoretische opbrengst

n(C₃H₈) = 12/44,1 = 0,2721 mol

m = 0,2721·4/1·18,02 = 19,61 g

Rendement

Y = 17,85/19,61·100 = 91,01%

Antwoord

Y = 91,01%

3.Molariteit en verdunning

Antwoord: V_water = 433,3 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 = 0,2·500/1,5 = 66,67 mL

Toe te voegen water

V_water = 500 − 66,67 = 433,3 mL

Antwoord

V_water = 433,3 mL

4.Molariteit en verdunning

Antwoord: c = 1,533 mol/L

Totale hoeveelheid

n = 2·100 + 0,6·50 = 230 mmol

Concentratie van het mengsel

c = 230/150 = 1,533 mol/L

Antwoord

c = 1,533 mol/L

5.Ideale gaswet

Antwoord: P = 603,7 kPa

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

Mol

n = m/M = 440/44,01 = 9,998 mol

T = 90 + 273,15 = 363,1 K

Druk

P = nRT/V = 9,998·8,314·363,1/0,05 = 603,7 kPa

Antwoord

P = 603,7 kPa

6.Ideale gaswet

Antwoord: V₂ = 19,67 L

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

Absolute temperaturen

T₁ = 298,1 K, T₂ = 513,1 K

Algemene gaswet

V₂ = V₁·(P₁/P₂)·(T₂/T₁) = 20·(400/700)·(513,1/298,1) = 19,67 L

Antwoord

V₂ = 19,67 L

7.Calorimetrie en enthalpie

Antwoord: T_f = 22,18 °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

250·0,449·(80 − T_f) = 300·4,18·(T_f − 17)

Los de eindtemperatuur op

T_f = (112,3·80 + 1254·17)/(112,3 + 1254) = 22,18 °C

Antwoord

T_f = 22,18 °C

8.Calorimetrie en enthalpie

Antwoord: q = 1483 kJ

Reactie-enthalpie

ΔH° = [2·(−393,5) + 3·(−285,8)] − [1·(−277,7) + 3·0] = −1367 kJ

Warmte voor de gegeven massa

n = 50/46,07 = 1,085 mol

q = n·|ΔH°/1| = 1,085·1367 = 1483 kJ

Antwoord

q = 1483 kJ

9.Chemisch evenwicht

Antwoord: [H₂] = 0,06667 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

16 = (2x)²/(0,2 − x)²

Neem de wortel

4 = 2x/(0,2 − x) → x = 0,2·4/(2 + 4) = 0,1333 mol/L

Evenwichtsconcentratie

[H₂] = 0,2 − x = 0,06667 mol/L

Antwoord

[H₂] = 0,06667 mol/L

10.Chemisch evenwicht

Antwoord: [Cl₂] = 0,25 mol/L

Evenwichtsvoorwaarde

0,05 = x²/(1,5 − x) → x² + 0,05·x − 0,075 = 0

Los de vierkantsvergelijking op

x = (−0,05 + √(0,05² + 4·0,075))/2 = 0,25 mol/L

Evenwichtsconcentratie

[Cl₂] = x = 0,25 mol/L

Antwoord

[Cl₂] = 0,25 mol/L

11.pH & buffers

Antwoord: pH = 2,524

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/(0,5 − x) → x = 0,002991 mol/L

pH

pH = −log(0,002991) = 2,524

Antwoord

pH = 2,524

12.pH & buffers

Antwoord: pH = 3,046

pKa

pKa = 3,745

Henderson–Hasselbalch

pH = 3,745 + log(0,05/0,25) = 3,046

Antwoord

pH = 3,046

13.Reactiekinetiek

Antwoord: C_A = 0,4 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 = 2 + 0,05·10 = 2,5 L/mol

C_A = 1/2,5 = 0,4 mol/L

Antwoord

C_A = 0,4 mol/L

14.Reactiekinetiek

Antwoord: A = 1,219 × 10¹¹ s⁻¹

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).

Absolute temperatuur

T = 30 + 273,15 = 303,1 K

Los Arrhenius op naar A

E_a/(RT) = 80000/(8,314·303,1) = 31,74

A = k·e^31,74 = 0,002·6,095 × 10¹³ = 1,219 × 10¹¹ s⁻¹

Antwoord

A = 1,219 × 10¹¹ s⁻¹

ExamProblems · examproblems.com/courses/general-chemistry