Samenvattingen · ScheikundeNL · VWO

Chemisch rekenen

Het rekengereedschap van de scheikunde: de mol als brug tussen de wereld van gram en de wereld van deeltjes, stoichiometrie met kloppende reactievergelijkingen en molverhoudingen, concentratie en verdunning van oplossingen, en de beoordeling van een proces met rendement en atoomeconomie. Overal draait het om nauwkeurig omrekenen met de juiste eenheden en significante cijfers.

4 Onderdelen~12 min leestijd4 VaardighedenNiveau Basis 1 · Standaard 3

T·0444 / 16

Examenprofiel

Rekenen met mol, getal van Avogadro en molaire massa (massa-mol-deeltjes-volume)Stoichiometrische berekeningen uitvoeren met kloppende reactievergelijkingen, ook bij overmaat/limiterende reactantConcentratie (molariteit) en verdunning berekenenRendement en atoomeconomie berekenen en interpreteren

Operatoren:berekenbepaalgeef de vergelijkingtoon aanleg uit

basisniveau

Voor het CE reken je vlot met mol, molaire massa (BINAS), molariteit en rendement, met correcte eenheden en significantie.

verhoogd niveau

In de profielverdieping combineer je meerdere stappen (limiterende reactant, gasvolume, rendement) in samengestelde contextberekeningen.

Diepte

Tekst

Inhoud · 4 onderdelen

Chemisch rekenen

Mol en molaire massa#

BasismolAvogadromolaire massa

Omrekenschema rond de mol

Afb. 1Afb. 1 — De mol als spil: massa (× of : M), aantal deeltjes (× of : NA) en gasvolume (× of : Vm) lopen allemaal via het aantal mol.

De mol is de brug tussen de macroscopische wereld (gram, liter) en de microscopische wereld (atomen, moleculen). Eén mol is per definitie een vaste hoeveelheid deeltjes: het getal van Avogadro,

N_A = 6{,}022 \cdot 10^{23}

deeltjes. Net zoals „een dozijn” altijd twaalf betekent, betekent „een mol” altijd 6,022·10²³ — of het nu om atomen, moleculen of ionen gaat. Zonder dit begrip kun je een reactievergelijking (die in deeltjesverhoudingen spreekt) niet vertalen naar een balans (die je in gram afweegt).

De molaire massa M is de massa van één mol van een stof, in gram per mol (g/mol). Getalsmatig is ze gelijk aan de atoom- of molecuulmassa in u: koolstof heeft M = 12,0 g/mol, water M = 18,0 g/mol. Voor een verbinding tel je de molaire massa's van de samenstellende atomen op, met de juiste aantallen: M(H₂O) = 2 × 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol. De atoommassa's haal je uit BINAS. Deze M is de omrekenfactor tussen massa en mol:

n = m/M

Met de mol als spil bereik je alle andere grootheden (afbeelding 1). Uit mol naar aantal deeltjes vermenigvuldig je met

N_A

; van deeltjes terug deel je erdoor. Uit mol naar massa vermenigvuldig je met M; van massa terug deel je erdoor. Voor gassen geldt bovendien het molair volume: onder dezelfde omstandigheden neemt één mol van elk gas hetzelfde volume in (

V_m \approx 24{,}5

L/mol bij 298 K en 1 bar), zodat

n = V/V_m

. De mol staat in het midden van dit omrekenschema; elke berekening loopt via de mol.

De praktische werkwijze is daarom bijna altijd dezelfde drieslag: reken het gegeven eerst om naar mol, gebruik dan de gevraagde verhouding of factor, en reken ten slotte terug naar de gevraagde eenheid. Deze discipline — „ga altijd eerst naar mol” — voorkomt de meeste rekenfouten. Let daarbij op eenheden (g, L, deeltjes) en op significante cijfers: het antwoord is nooit nauwkeuriger dan het minst nauwkeurige gegeven.

n = \dfrac{m}{M} \qquad N = n\cdot N_A \qquad n = \dfrac{V}{V_m}

Kernrelaties van de mol

n = aantal mol, m = massa (g), M = molaire massa (g/mol), N = aantal deeltjes, V = gasvolume (L), Vm = molair volume.

Uitgewerkt voorbeeld

Van gram naar deeltjes

Bereken het aantal mol en het aantal moleculen in 9,0 g water (M = 18,0 g/mol).

Massa naar mol
n = m/M = 9,0 / 18,0 = 0,50 mol water.
$n = \dfrac{9{,}0}{18{,}0} = 0{,}50\ \mathrm{mol}$
Mol naar deeltjes
N = n × NA = 0,50 × 6,022·10²³ = 3,0·10²³ moleculen.
$N = 0{,}50 \times 6{,}022\cdot 10^{23} = 3{,}0\cdot 10^{23}$
Significantie controleren
De gegevens hebben 2 significante cijfers, dus het antwoord ook: 0,50 mol en 3,0·10²³ moleculen.

Resultaat: 9,0 g water bevat 0,50 mol, ofwel 3,0·10²³ watermoleculen.

Veelgemaakte fouten

Massa rechtstreeks omrekenen naar aantal deeltjes zonder de tussenstap via mol.
De molaire massa van een verbinding fout optellen door de aantallen atomen (indices) te vergeten, bijvoorbeeld M(H₂O) = 1 + 16 in plaats van 2 × 1 + 16.

Actieve herhaling

Bereken hoeveel mol en hoeveel moleculen er zitten in 9,0 g water (M = 18,0 g/mol).

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: BINAS informatieboek — tabel 25/98/99 (atoommassa's, constanten) (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Stoichiometrie en molverhoudingen#

Standaardreactievergelijkingmolverhoudinglimiterende reactant

Reactietabel (BAT)

Afb. 2Afb. 2 — Reactietabel voor CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O met 0,50 mol CH₄ en 1,5 mol O₂: methaan is limiterend.

Een kloppende reactievergelijking is de wet van behoud van massa in symbolen: links en rechts van de pijl staan evenveel atomen van elke soort, want atomen gaan bij een reactie niet verloren maar worden alleen anders gerangschikt. Je maakt een vergelijking kloppend door coëfficiënten (de getallen vóór de formules) aan te passen — nooit de indices in de formules, want dan verander je de stoffen zelf. De coëfficiënten geven de molverhouding waarin de stoffen reageren: in

2\,\mathrm{H_2} + \mathrm{O_2} \rightarrow 2\,\mathrm{H_2O}

reageren 2 mol waterstof met 1 mol zuurstof tot 2 mol water.

Die molverhouding is de motor van elke stoichiometrische berekening (afbeelding 2). De aanpak is de bekende drieslag, nu met een middenstap: reken het gegeven om naar mol, gebruik de molverhouding uit de vergelijking om naar de mol van de gevraagde stof te gaan, en reken die terug naar de gevraagde eenheid (gram, liter, deeltjes). De coëfficiënten fungeren als wisselkoers tussen de stoffen. Wie deze stappen consequent scheidt, maakt zelden fouten in samengestelde vraagstukken.

Vaak zijn de reactanten niet in de exacte verhouding aanwezig: er is een reactant in overmaat en een die limiterend (in ondermaat) is. De limiterende reactant is volledig op wanneer de reactie stopt en bepaalt daarmee hoeveel product er maximaal ontstaat. Je vindt hem door van elke reactant het aantal mol te delen door zijn coëfficiënt; de reactant met de kleinste uitkomst is limiterend. Vergeet je dit en reken je met de overmaat, dan bereken je een te grote opbrengst — een veelgemaakte examenfout.

Een reactietabel (BAT: begin – af/toename – over) houdt de boekhouding overzichtelijk: in de rij „begin” zet je de beginhoeveelheden in mol, in „reageert” de veranderingen volgens de molverhouding (min bij reactanten, plus bij producten), en in „over” het eindresultaat. Zo zie je in één oogopslag welke stof op is, hoeveel overmaat resteert en hoeveel product er is gevormd. Deze systematiek is onmisbaar bij evenwichten en zuur-baseberekeningen verderop in de leerstof.

\dfrac{n_A}{a} = \dfrac{n_B}{b} \quad\text{voor}\quad a\,A + b\,B \rightarrow \ldots

Molverhouding uit de coëfficiënten

De aantallen mol die reageren verhouden zich als de coëfficiënten a en b in de vergelijking.

Uitgewerkt voorbeeld

Massa product uit massa reactant

Bereken hoeveel gram CO₂ ontstaat bij de volledige verbranding van 8,0 g methaan (CH₄, M = 16,0; CO₂, M = 44,0 g/mol).

Vergelijking kloppend maken
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O; de molverhouding CH₄ : CO₂ is 1 : 1.
Reactant naar mol
n(CH₄) = 8,0 / 16,0 = 0,50 mol.
Molverhouding toepassen
Uit 1 : 1 volgt n(CO₂) = 0,50 mol.
Mol naar massa
m(CO₂) = n × M = 0,50 × 44,0 = 22 g.
$m = 0{,}50 \times 44{,}0 = 22\ \mathrm{g}$

Resultaat: Bij verbranding van 8,0 g methaan ontstaat maximaal 22 g CO₂.

Veelgemaakte fouten

Indices in formules aanpassen om de vergelijking kloppend te maken in plaats van coëfficiënten.
Rekenen met de overmaat in plaats van met de limiterende reactant, wat een te hoge opbrengst geeft.

Actieve herhaling

Bij de verbranding van 8,0 g methaan (CH₄, M = 16,0 g/mol) reageert dit met zuurstof tot CO₂ en H₂O. Geef de kloppende vergelijking en bereken de massa CO₂ die maximaal ontstaat.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — chemisch rekenen (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Concentratie en oplossingen#

Standaardmolariteitverdunnenmolair gasvolume

Verdunnen van een oplossing

Afb. 3Afb. 3 — Verdunnen: 10 mL van 1,0 mol/L aangevuld met water tot 100 mL geeft 0,10 mol/L; het aantal mol blijft gelijk.

De concentratie van een opgeloste stof geef je meestal als molariteit: het aantal mol opgeloste stof per liter oplossing, in mol/L (ook geschreven als M). De definitie

c = n/V

verbindt drie grootheden, zodat je uit twee ervan de derde berekent. Let op de eenheid van V: molariteit gebruikt liter, dus reken milliliter eerst om (250 mL = 0,250 L). Een oplossing van 0,50 mol NaCl in 2,0 L water heeft een concentratie van 0,25 mol/L.

Bij verdunnen voeg je oplosmiddel (water) toe zonder opgeloste stof toe te voegen: het aantal mol opgeloste stof blijft gelijk, terwijl het volume toeneemt en de concentratie dus daalt (afbeelding 3). Omdat

n = c \cdot V

constant blijft, geldt de verdunningsregel

c_1 V_1 = c_2 V_2

. Met deze relatie bereken je bijvoorbeeld welk volume geconcentreerde oplossing je nodig hebt om een gewenst volume verdunde oplossing te maken — een dagelijkse handeling in elk lab.

Voor gassen bestaat een handige tegenhanger van de molaire massa: het molair volume. Onder gelijke omstandigheden neemt één mol van elk gas hetzelfde volume in, ongeacht de gassoort (de wet van Avogadro). Bij 298 K (25 °C) en standaarddruk is

V_m \approx 24{,}5

L/mol; bij 273 K (0 °C) is dat 22,4 L/mol. Zo reken je gasvolumes rechtstreeks om naar mol met

n = V/V_m

, wat vooral bij verbrandings- en gasvormingsreacties van pas komt.

In toegepaste context kom je ook massaconcentratie (g/L) en verhoudingen als procenten of ppm (parts per million, mg/L voor verdunde waterige oplossingen) tegen. De rode draad blijft hetzelfde: reken via de mol en houd de eenheden scherp in de gaten. Een concentratie is altijd „iets per iets”, en de kunst is te weten welke twee grootheden gegeven zijn en welke gevraagd wordt.

c = \dfrac{n}{V} \qquad c_1 V_1 = c_2 V_2

Concentratie en verdunning

c = molariteit (mol/L), n = mol, V = volume (L). Bij verdunnen blijft n = c·V constant.

Uitgewerkt voorbeeld

Verdunning berekenen

Bereken welk volume van een 2,0 mol/L-voorraadoplossing nodig is om 250 mL van 0,10 mol/L te maken.

Gegevens ordenen
c₁ = 2,0 mol/L (voorraad), c₂ = 0,10 mol/L en V₂ = 250 mL = 0,250 L (gewenst).
Verdunningsregel invullen
Uit c₁V₁ = c₂V₂ volgt V₁ = c₂V₂ / c₁.
$V_1 = \dfrac{c_2 V_2}{c_1} = \dfrac{0{,}10 \times 0{,}250}{2{,}0}$
Uitrekenen
V₁ = (0,10 × 0,250) / 2,0 = 0,0125 L = 12,5 mL; aanvullen met water tot 250 mL.

Resultaat: Je meet 12,5 mL voorraadoplossing af en vult met water aan tot 250 mL.

Veelgemaakte fouten

Volume in mL invullen in de formule c = n/V terwijl molariteit liter vereist.
Bij verdunnen denken dat het aantal mol opgeloste stof verandert; alleen het volume en dus de concentratie veranderen.

Actieve herhaling

Je wilt 250 mL zoutzuur van 0,10 mol/L maken uit een voorraadoplossing van 2,0 mol/L. Bereken welk volume voorraadoplossing je nodig hebt.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — oplossingen en concentratie (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Rendement en atoomeconomie#

Standaardrendementatoomeconomie

Theoretische versus werkelijke opbrengst

Afb. 4Afb. 4 — Werkelijke opbrengst (9,6 g) ten opzichte van de theoretische opbrengst (12,0 g): rendement 80 %.

In de praktijk levert een reactie zelden de volledige theoretische hoeveelheid product op: er treden nevenreacties op, evenwichten stellen zich in, of er gaat product verloren bij het zuiveren. Het rendement (opbrengstpercentage) vergelijkt de werkelijk verkregen opbrengst met de theoretisch maximale opbrengst (die uit de limiterende reactant volgt):

\text{rendement} = \dfrac{\text{werkelijke opbrengst}}{\text{theoretische opbrengst}} \times 100\%

(afbeelding 4). Reken beide opbrengsten in dezelfde eenheid (mol of gram) en gebruik altijd de theoretische opbrengst uit de stoichiometrie als noemer.

Rendement zegt iets over hoe volledig de reactie verloopt, maar niet over hoe efficiënt de reactie met atomen omspringt. Daarvoor dient de atoomeconomie: de fractie van de massa van alle reactanten die daadwerkelijk in het gewenste product terechtkomt. In formule:

\text{atoomeconomie} = \dfrac{M(\text{gewenst product})}{\sum M(\text{reactanten})} \times 100\%

, rekening houdend met de coëfficiënten. Een hoge atoomeconomie betekent weinig bijproduct en dus weinig afval — een centraal criterium in de groene chemie.

De twee maten belichten verschillende kanten van een proces. Een additiereactie (A + B → één product) heeft per definitie 100 % atoomeconomie omdat alle atomen in het product belanden; een substitutie- of eliminatiereactie levert altijd een bijproduct en dus een lagere atoomeconomie. Het rendement daarentegen kan bij eenzelfde reactie sterk variëren met de omstandigheden (temperatuur, katalysator, zuivering). Een duurzaam proces streeft naar hoog rendement én hoge atoomeconomie tegelijk.

Bij een examenvraag over de efficiëntie van een industrieel proces wordt vaak beide gevraagd: bereken het rendement uit de opbrengstgegevens, en beoordeel de atoomeconomie uit de reactievergelijking. Het onderscheid scherp houden — rendement = hoeveel van het maximaal mogelijke je haalt; atoomeconomie = hoeveel van de ingezette atomen nuttig zijn — voorkomt dat je de begrippen verwart en levert de redeneerpunten op.

\text{rendement} = \dfrac{\text{werkelijke opbrengst}}{\text{theoretische opbrengst}} \times 100\%

Rendement

De werkelijke opbrengst gedeeld door de maximaal mogelijke opbrengst, uitgedrukt in procenten.

\text{atoomeconomie} = \dfrac{M_{\text{gewenst product}}}{\sum M_{\text{reactanten}}} \times 100\%

Atoomeconomie

De massafractie van de reactanten die in het gewenste product terechtkomt.

Uitgewerkt voorbeeld

Rendement berekenen

Een reactie zou theoretisch 12,0 g product opleveren; in werkelijkheid wordt 9,6 g verkregen. Bereken het rendement.

Formule kiezen
Rendement = (werkelijke opbrengst / theoretische opbrengst) × 100 %.
Invullen
Rendement = (9,6 / 12,0) × 100 %.
$\dfrac{9{,}6}{12{,}0} \times 100\% = 80\%$
Interpreteren
80 % van de maximaal mogelijke hoeveelheid product is daadwerkelijk verkregen; 20 % ging verloren aan nevenreacties en zuivering.

Resultaat: Het rendement van de synthese is 80 %.

Veelgemaakte fouten

Rendement en atoomeconomie verwarren; het eerste vergelijkt opbrengsten, het tweede vergelijkt massa's uit de vergelijking.
Bij het rendement niet met de limiterende reactant rekenen, waardoor de theoretische opbrengst (de noemer) fout is.

Actieve herhaling

Bij een synthese is de theoretische opbrengst 12,0 g product; er wordt 9,6 g verkregen. Bereken het rendement en leg uit welke gegevens je nodig had.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — rendement en groene chemie (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Referenties en bronnen

Bronnen

College voor Toetsen en Examens (CvTE)

BINAS informatieboek — tabel 25/98/99 (atoommassa's, constanten)

Chemisch rekenen

4 Onderdelen~12 min leestijd4 VaardighedenNiveau Basis 1 · Standaard 3

Chemisch rekenen

Kernpunten

Van gram naar deeltjes

Kernpunten

Massa product uit massa reactant

Kernpunten

Verdunning berekenen

Kernpunten

Rendement berekenen

Bronnen

Chemisch rekenen

Kernpunten

Van gram naar deeltjes

Kernpunten

Massa product uit massa reactant

Kernpunten

Verdunning berekenen

Kernpunten

Rendement berekenen

Bronnen