---
title: "Het p-blok II: zuurstof, halogenen en edelgassen"
book: "Universitaire scheikunde — jaar 1"
subject: chemistry
language: nl
chapter: 28
exercises: 12
source: https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/28-het-p-blok-ii-zuurstof-halogenen-en-edelgassen
license: CC-BY-NC-SA-4.0
credit: "One Chemistry Book, One Course (one-course.com)"
---

# Hoofdstuk 28 — Het p-blok II: zuurstof, halogenen en edelgassen

Van zwavelzuur wordt een grotere tonnage gemaakt dan van welke andere chemische stof ook: het lost fosfaaterts op voor kunstmest, loogt koper- en uraniumertsen uit, raffineert olie en vult autobatterijen, en een eeuw lang was de productie van zwavelzuur een ruwe maat voor de industrie van een land. Het grootste deel van de zwavel komt nu van de reiniging van aardgas en olie; een deel wordt nog met de hand uit vulkaankraters gedragen. Zwavel staat in [groep](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/2-periodiciteit#def-b1-periodicity-table) 16 onder zuurstof; de [halogenen](#def-b1-p-block-16-18-halogen) van [groep](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/2-periodiciteit#def-b1-periodicity-table) 17 en de edelgassen van [groep](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/2-periodiciteit#def-b1-periodicity-table) 18 vervolledigen het [p-blok](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/2-periodiciteit#def-b1-periodicity-table). Dit hoofdstuk volgt zuurstof en zwavel van het element tot het zuur, rangschikt de [halogenen](#def-b1-p-block-16-18-halogen) als [oxidatoren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple) met hun [standaardpotentialen](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential), en eindigt met de verbindingen die de zogenaamd inerte edelgassen wel degelijk vormen.

**Wat je al weet.**

Lewisstructuren, uitgebreide octetten en de VSEPR-vormen ([Hoofdstuk 3](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#ch-b1-lewis-resonance-vsepr)); [standaardpotentialen](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential) ([Hoofdstuk 13](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#ch-b1-nernst)); de [disproportionering](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/14-e-ph-diagrammen#def-b1-e-ph-diagrams-disproportionation) van chloor en het [potentiaal-pH-diagram](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/14-e-ph-diagrammen#def-b1-e-ph-diagrams-e-ph-diagram) van chloor ([Hoofdstuk 14](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/14-e-ph-diagrammen#ch-b1-e-ph-diagrams)); katalyse ([Hoofdstuk 9](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/9-reactiemechanismen-elementaire-stappen-en-benaderingen#ch-b1-elementary-steps)). Het schoolboek (jaar 10) groepeerde de [halogenen](#def-b1-p-block-16-18-halogen) en de edelgassen als families.

![Zwavelwinning in de krater van de vulkaan Kawah Ijen, Indonesië: vulkanische gassen condenseren gele zwavel rond buizen, en mijnwerkers dragen hem in manden naar buiten (foto Sémhur, CC BY-SA 4.0, Wikimedia Commons).](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/img-d76d39ad8501.jpg)

*Zwavelwinning in de krater van de vulkaan Kawah Ijen, Indonesië: vulkanische gassen condenseren gele zwavel rond buizen, en mijnwerkers dragen hem in manden naar buiten (foto Sémhur, CC BY-SA 4.0, Wikimedia Commons).*

## 28.1 Zuurstof, ozon en peroxiden

**Definitie 28.1 (Chalcogenen).**

De *chalcogenen* zijn de elementen van [groep](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/2-periodiciteit#def-b1-periodicity-table) 16 (O, S, Se, Te, Po), met zes [valentie-elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/1-kwantumgetallen-en-elektronenconfiguraties#def-b1-quantum-numbers-configuration) *ns*$^2$*np*$^4$. Ze vormen verbindingen met [oxidatiegetallen](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-oxidation-number) van $-$II (oxiden, sulfiden) tot $+$VI (sulfaten), de hogere alleen vanaf zwavel en lager in de groep.

Zuurstof bestaat als dizuurstof $\ce{O2}$ en als ozon $\ce{O3}$, een gebogen molecuul met twee [resonantiestructuren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance) ([Hoofdstuk 3](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#ch-b1-lewis-resonance-vsepr)). Ozon is een sterkere [oxidator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple) dan dizuurstof: $E^\circ(\ce{O3}/\ce{O2}) = 2.07$ V tegenover 1.23 V voor $\ce{O2}$/$\ce{H2O}$. In de hogere atmosfeer absorbeert het ultraviolet licht; dicht bij de grond is het een verontreinigende stof. Waterstofperoxide, met een $\ce{O-O}$-binding en zuurstof op $-$I, is zowel [oxidator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple) als [reductor](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple) en disproportioneert langzaam ([Oefening 13.12](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#exo-b1-nernst-12)).

**Voorbeeld 28.2 (De oxidatiegetallen van zuurstof).**

Zuurstof, wat [elektronegativiteit](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/2-periodiciteit#def-b1-periodicity-electronegativity) betreft alleen na fluor, staat in bijna al zijn verbindingen op $-$II: water, oxiden, hydroxiden, sulfaten. De uitzonderingen volgen uit de regel dat de gedeelde elektronen naar de elektronegatievere partner gaan en gelijk verdeeld worden tussen identieke atomen. In waterstofperoxide $\ce{H2O2}$, H–O–O–H, neemt elk zuurstofatoom de elektronen van zijn $\ce{O-H}$-binding, maar deelt het het $\ce{O-O}$-paar: $-$I. In kaliumsuperoxide $\ce{KO2}$ draagt het ion $\ce{O2-}$ één lading voor twee atomen: gemiddeld $-\frac12$. In zuurstofdifluoride $\ce{OF2}$ wint fluor beide bindingen en staat zuurstof op $+$II. In $\ce{O2}$ en $\ce{O3}$ staat het op 0. Alleen de toestand $-$II is stabiel tegenover water; peroxiden en superoxiden zijn [oxidatoren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple), en $\ce{OF2}$ een fluoreringsmiddel.

## 28.2 Zwavel en zwavelzuur

Zwavel vormt, anders dan zuurstof, ringen en ketens van enkelvoudige $\ce{S-S}$-bindingen: gewone zwavel bestaat uit $\ce{S8}$-ringen. Het verbrandt tot zwaveldioxide, een gebogen molecuul (hoek O–S–O $119.5{}^{\circ}$), dat verder geoxideerd kan worden tot zwaveltrioxide, vlak trigonaal. Beide zijn [zure oxiden](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/26-waterstof-en-het-s-blok#def-b1-s-block-oxide-character): $\ce{SO2}$ geeft zwaveligzuur ($\mathrm{p}K_a$ 1.77 en 7.22), $\ce{SO3}$ zwavelzuur.

**Propositie 28.3 (Stappen van het contactproces).**

Zwavelzuur wordt in vier stappen uit zwavel gemaakt: (1) $\ce{S + O2 -> SO2}$; (2) $\ce{2SO2 + O2 <=> 2SO3}$, over een [katalysator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/9-reactiemechanismen-elementaire-stappen-en-benaderingen#def-b1-elementary-steps-catalyst) van vanadium(V)oxide; (3) $\ce{SO3 + H2SO4 -> H2S2O7}$ (oleum), waarbij het trioxide in geconcentreerd zuur geabsorbeerd wordt; (4) $\ce{H2S2O7 + H2O -> 2H2SO4}$. In totaal: $\ce{2S + 3O2 + 2H2O -> 2H2SO4}$.

**Bewijs.** Elke stap is kloppend; tel je $2\times(1)$, (2), $2\times(3)$ en $2\times(4)$ op, dan vallen $\ce{SO2}$, $\ce{SO3}$ en $\ce{H2S2O7}$ weg, en de twee $\ce{H2SO4}$ die in stap 3 verbruikt worden, worden in stap 4 teruggevormd, wat $\ce{2S + 3O2 + 2H2O -> 2H2SO4}$ overlaat. Stap 2 is bij kamertemperatuur thermodynamisch zeer gunstig ($K = 10^{24.8}$ bij $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, uit de vormingsgibbsenergieën) maar uiterst traag: de [katalysator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/9-reactiemechanismen-elementaire-stappen-en-benaderingen#def-b1-elementary-steps-catalyst), die alleen warm actief is, laat haar verlopen, en het compromis tussen snelheid en omzetting wordt in het deel van jaar 2 bestudeerd. $\ce{SO3}$ wordt niet rechtstreeks in water geabsorbeerd, omdat zijn reactie met waterdamp een fijne nevel van zuurdruppeltjes vormt die door de absorbers heen gaat. ∎

![Het contactproces: verbranden van zwavel, katalytische oxidatie van SO2, absorptie van SO3 in geconcentreerd zwavelzuur, en verdunning van het oleum. Een deel van het zuur wordt naar de absorber teruggevoerd.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/fig-591300b996d3.svg)

*Het contactproces: verbranden van zwavel, katalytische oxidatie van $\ce{SO2}$, absorptie van $\ce{SO3}$ in geconcentreerd zwavelzuur, en verdunning van het oleum. Een deel van het zuur wordt naar de absorber teruggevoerd.*

**Propositie 28.4 (Sterkte van zwavelzuur).**

In water is de eerste zuurfunctie van zwavelzuur sterk (volledig), de tweede zwak: $\mathrm{p}K_a(\ce{HSO4-}/\ce{SO4^2-}) = 1.99$. Een oplossing van $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ heeft daarom geen pH van 1.70 (twee protonen) en ook geen 2.00 (één), maar een waarde daartussen.

**Bewijs.** $\ce{H2SO4}$, met twee zuurstofatomen zonder waterstof op zwavel, is een [oxozuur](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/27-het-p-blok-i-de-groepen-van-boor-koolstof-en-stikstof#def-b1-p-block-13-15-oxoacid) dat sterker is dan $\ce{H3O+}$: genivelleerd ([Hoofdstuk 10](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/10-zuur-base-evenwichten-en-de-methode-van-de-predominante-reactie#ch-b1-predominant-reaction)). $\ce{HSO4-}$, dat al negatief is, houdt zijn proton steviger vast: zijn $\mathrm{p}K_a$, berekend uit de vormingsgibbsenergieën, is 1.99. Bij $C = 0.010$: $[\ce{H3O+}] = C + x$, $[\ce{HSO4-}] = C - x$, $[\ce{SO4^2-}] = x$, met $x(C + x)/(C - x) = 10^{-1.99}$; oplossen geeft $x = 4.2 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ en $\mathrm{pH} = -\log(0.0142) = 1.85$. ∎

Geconcentreerd zwavelzuur is ook een krachtig ontwateringsmiddel (het verkoolt suiker door er de elementen van water aan te onttrekken) en, heet, een [oxidator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple). Bij het verdunnen komt veel warmte vrij: het zuur wordt altijd in het water gegoten, nooit andersom. Het grootste deel van de zwavel van de wereld, ongeveer 84 miljoen ton in 2025, wordt teruggewonnen uit het waterstofsulfide van aardgas en van raffinaderijstromen, en het meeste ervan eindigt als zwavelzuur.

**Methode 28.5 (Massabalans door het contactproces).**

1. Gebruik de totale vergelijking: één $\ce{H2SO4}$ per S-atoom.
2. Corrigeer voor de omzetting van stap 2 (de fractie $\ce{SO2}$ die geoxideerd wordt) en voor de verliezen bij de absorptie.
3. Voor de lucht: bereken de nodige $\ce{O2}$ (drie halve per S) en deel door haar fractie in lucht.

**Voorbeeld 28.6 (Een fabriek die duizend ton zwavel per dag verbrandt).**

Een fabriek verbrandt $1000\,\mathrm{t}$ zwavel per dag, zet $99.0\,\%$ van de $\ce{SO2}$ om en absorbeert $99.9\,\%$ van de $\ce{SO3}$. Dan is $n(\ce{S}) = 1000 \times 10^{6}/32.1 = 3.12 \times 10^{7}\,\mathrm{mol}$ en $n(\ce{H2SO4}) = 3.12 \times 10^{7} \times 0.990 \times 0.999
= 3.08 \times 10^{7}\,\mathrm{mol}$, dus $3.08 \times 10^{7} \times 98.1\,\mathrm{g}
= 3020\,\mathrm{t}$ zuur per dag. De niet-omgezette $1.0\,\%$ vertrekt als $\ce{SO2}$: $3.1 \times 10^{5}\,\mathrm{mol}$, of $20\,\mathrm{t}$ per dag, die uit het afgas verwijderd moet worden. De nodige dizuurstof is $1.5 \times 3.12 \times 10^{7} =
4.67 \times 10^{7}\,\mathrm{mol}$; lucht, met $21\,\%$ $\ce{O2}$, is $2.23 \times 10^{8}\,\mathrm{mol}$, of $V = nRT/p = 5.5 \times 10^{6}\,\mathrm{m}^{3}$ per dag bij $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ en $1\,\mathrm{bar}$, nog zonder de overmaat die de fabriek in werkelijkheid inblaast.

## 28.3 De halogenen

**Definitie 28.7 (Halogenen).**

De *halogenen* zijn de elementen van [groep](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/2-periodiciteit#def-b1-periodicity-table) 17 (F, Cl, Br, I, At), met zeven [valentie-elektronen](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/1-kwantumgetallen-en-elektronenconfiguraties#def-b1-quantum-numbers-configuration) *ns*$^2$*np*$^5$. Ze bestaan als tweeatomige moleculen $\ce{X2}$ en vormen halogenide-ionen $\ce{X-}$.

![Chloor, een lichtgeelgroen gas (W. Oelen, CC BY-SA 3.0); broom, een donkerrode vloeistof met een oranje damp (Jurii, CC BY 3.0); jood, grijszwarte kristallen met een metaalglans (Dnn87, CC BY 3.0). Chloor en broom zijn in glazen ampullen ingesmolten. Alle Wikimedia Commons.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/img-496d12f1f4f0.jpg)

![Chloor, een lichtgeelgroen gas (W. Oelen, CC BY-SA 3.0); broom, een donkerrode vloeistof met een oranje damp (Jurii, CC BY 3.0); jood, grijszwarte kristallen met een metaalglans (Dnn87, CC BY 3.0). Chloor en broom zijn in glazen ampullen ingesmolten. Alle Wikimedia Commons.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/img-a239eb847d0c.jpg)

![Chloor, een lichtgeelgroen gas (W. Oelen, CC BY-SA 3.0); broom, een donkerrode vloeistof met een oranje damp (Jurii, CC BY 3.0); jood, grijszwarte kristallen met een metaalglans (Dnn87, CC BY 3.0). Chloor en broom zijn in glazen ampullen ingesmolten. Alle Wikimedia Commons.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/img-6fd4d9cc23d9.jpg)

*Chloor, een lichtgeelgroen gas (W. Oelen, CC BY-SA 3.0); broom, een donkerrode vloeistof met een oranje damp (Jurii, CC BY 3.0); jood, grijszwarte [kristallen](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/5-kristallen-i-het-perfecte-kristal-en-de-metalen#def-b1-crystals-metals-crystal) met een metaalglans (Dnn87, CC BY 3.0). Chloor en broom zijn in glazen ampullen ingesmolten. Alle Wikimedia Commons.*

**Propositie 28.8 (Oxiderend vermogen van de halogenen).**

De [halogenen](#def-b1-p-block-16-18-halogen) zijn [oxidatoren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple) waarvan de sterkte naar beneden in de groep afneemt: $E^\circ(\ce{F2}/\ce{F-}) = 2.89$ V, $\ce{Cl2}$/$\ce{Cl-}$ 1.36 V, $\ce{Br2}$/$\ce{Br-}$ 1.08 V, $\ce{I2}$/$\ce{I-}$ 0.53 V. Elk [halogeen](#def-b1-p-block-16-18-halogen) oxideert de halogenide-ionen die eronder in de groep staan.

**Bewijs.** De waarden volgen uit de vormingsgibbsenergieën van de halogenide-ionen ([Hoofdstuk 13](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#ch-b1-nernst)). Volgens de gammaregel oxideert $\ce{X2}$ het ion $\ce{Y-}$ wanneer het koppel $\ce{X2}$/$\ce{X-}$ boven $\ce{Y2}$/$\ce{Y-}$ ligt: bijvoorbeeld $\ce{Cl2 + 2Br- -> 2Cl- + Br2}$, $\log K = 2(1.36 - 1.08)/0.059 = 9.5$. Naar beneden in de groep worden de atomen groter, nemen hun affiniteit voor een extra elektron en de hydratatie van de kleinere halogenide-ionen af, en daarmee ook de potentiaal. ∎

![Standaardpotentialen van de koppels halogeen–halogenide bij 25\, C, berekend uit getabelleerde gibbsenergieën: het oxiderend vermogen daalt gestaag naar beneden in de groep.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/fig-b5c11e274ac6.svg)

*[Standaardpotentialen](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential) van de koppels halogeen–halogenide bij $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, berekend uit getabelleerde gibbsenergieën: het oxiderend vermogen daalt gestaag naar beneden in de groep.*

De waterstofhalogeniden zijn in water allemaal zuren, maar $\ce{HF}$ is zwak ($\mathrm{p}K_a$ 3.16) terwijl $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$ en $\ce{HI}$ sterk zijn: de $\ce{H-F}$-binding is zeer sterk en het kleine fluoride-ion wordt in sterke [waterstofbruggen](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/4-intermoleculaire-krachten-en-oplosmiddelen#def-b1-intermolecular-forces-solvents-hbond) vastgehouden. Fluor is het elektronegatiefste element en de sterkste [oxidator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple) van de tabel; het wordt alleen door elektrolyse verkregen. De [oxozuren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/27-het-p-blok-i-de-groepen-van-boor-koolstof-en-stikstof#def-b1-p-block-13-15-oxoacid) van chloor — hypochlorigzuur $\ce{HClO}$, chloorzuur $\ce{HClO3}$, perchloorzuur $\ce{HClO4}$ — worden sterker met het aantal zuurstofatomen zonder waterstof, zoals bij alle [oxozuren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/27-het-p-blok-i-de-groepen-van-boor-koolstof-en-stikstof#def-b1-p-block-13-15-oxoacid) ([Definitie 27.1](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/27-het-p-blok-i-de-groepen-van-boor-koolstof-en-stikstof#def-b1-p-block-13-15-oxoacid)); hun wisselwerking met chloride en chloor werd in kaart gebracht in [Hoofdstuk 14](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/14-e-ph-diagrammen#ch-b1-e-ph-diagrams).

![Een openbaar zwembad en zijn testset voor het water: het chloor, opgelost als hypochlorigzuur, wordt meerdere keren per dag gecontroleerd.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-p-block-16-18/img-f97a12777429.jpg)

*Een openbaar zwembad en zijn testset voor het water: het chloor, opgelost als hypochlorigzuur, wordt meerdere keren per dag gecontroleerd.*

**Definitie 28.9 (Interhalogeenverbindingen).**

Een *interhalogeenverbinding* is een verbinding van twee verschillende [halogenen](#def-b1-p-block-16-18-halogen): $\ce{ICl}$, $\ce{BrF3}$, $\ce{ClF3}$, $\ce{IF7}$. Het grotere, minder elektronegatieve [halogeen](#def-b1-p-block-16-18-halogen) is het [centrale atoom](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/12-complexvorming#def-b1-complexation-complex), met een uitgebreid octet in $\ce{ClF3}$ en hoger.

**In het laboratorium — De halogenen hanteren.**

Chloor is giftig en wordt alleen in kleine hoeveelheden in een zuurkast bereid; broom verbrandt de huid en zijn damp tast de longen aan, en het wordt verdund gebruikt, in een zuurkast, met handschoenen en veiligheidsbril, met een oplossing van natriumthiosulfaat bij de hand om gemorst broom te vernietigen ($\ce{4Br2 + S2O3^2- + 5H2O -> 8Br- + 2SO4^2- + 10H+}$). Jood is het mildste van de drie, maar het vlekt en sublimeert; het wordt in een gesloten fles bewaard.

## 28.4 Edelgassen en hun verbindingen

De edelgassen (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) hebben gevulde valentieschillen en de hoogste ionisatie-energieën van hun [periode](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/2-periodiciteit#def-b1-periodicity-table) ([Hoofdstuk 2](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/2-periodiciteit#ch-b1-periodicity)). Lang werden ze inert geacht, maar de zwaardere, waarvan de buitenste elektronen minder stevig vastgehouden worden, reageren wel met de meest elektronegatieve elementen: xenon geeft $\ce{XeF2}$, $\ce{XeF4}$, $\ce{XeF6}$ en oxiden. Hun vormen volgen de VSEPR-regels, met [vrije paren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) op het xenon.

**Voorbeeld 28.10 (Waarom xenon, en niet argon).**

De eerste ionisatie-energieën van de edelgassen dalen naar beneden in de groep: He 24.59, Ne 21.56, Ar 15.76, Kr 14.00, Xe 12.13, Rn 10.75 eV. Die van dizuurstof, $\ce{O2 -> O2+ + e-}$, is 12.07 eV, bijna dezelfde als die van xenon. Een [oxidator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple) die sterk genoeg is om een elektron van $\ce{O2}$ weg te nemen en zo het dioxygenylkation $\ce{O2+}$ te geven, zou dus ook xenon moeten oxideren, maar niet argon, dat zijn elektron 3.7 eV steviger vasthoudt. Xenon reageert inderdaad met de zeer sterke [oxidator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple) platinahexafluoride $\ce{PtF6}$, wat een vaste stof geeft met als totale samenstelling $\ce{XePtF6}$, en met fluor zelf, dat de xenonfluoriden van de tabel hieronder geeft. Radon, dat nog gemakkelijker te ioniseren is, is te radioactief om er veel chemie mee te doen.

| molecuul | elektronenparen op het [centrale atoom](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/12-complexvorming#def-b1-complexation-complex) | vorm | gemeten hoek |
| --- | --- | --- | --- |
| $\ce{SO2}$ | 2 bindende domeinen + 1 [vrij paar](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) | gebogen | $119.5{}^{\circ}$ |
| $\ce{SF6}$ | 6 bindende | octaëdrisch | $90{}^{\circ}$ |
| $\ce{ClF3}$ | 3 bindende + 2 [vrije paren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) | T-vormig | $87.5{}^{\circ}$ |
| $\ce{XeF2}$ | 2 bindende + 3 [vrije paren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) | lineair | $180{}^{\circ}$ |
| $\ce{XeF4}$ | 4 bindende + 2 [vrije paren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) | vierkant vlak | $90{}^{\circ}$ |

*Vormen van enkele moleculen van het [p-blok](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/2-periodiciteit#def-b1-periodicity-table) met uitgebreide octetten of [vrije paren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) (gemeten hoeken waar beschikbaar). De [vrije paren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) van $\ce{XeF2}$ bezetten de drie equatoriale posities van een trigonale bipiramide, zodat het molecuul lineair is.*

Argon, bijna één procent van de lucht, beschermt reactieve materialen in laboratoria en bij het lassen; helium, uit aardgas, koelt supergeleidende magneten, zoals die van NMR-spectrometers ([Hoofdstuk 17](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/17-spectroscopie-voor-structuurbepaling#ch-b1-structure-spectroscopy)).

## 28.5 Oefeningen

**Oefening 28.1 ★.**

Geef het [oxidatiegetal](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-oxidation-number) van zwavel in $\ce{H2S}$, $\ce{S8}$, $\ce{SO2}$, $\ce{SO3^2-}$, $\ce{SO4^2-}$, $\ce{S2O3^2-}$ (gemiddeld) en $\ce{H2S2O7}$.

**Oplossing van Oefening 28.1.**

$\ce{H2S}$ $-$II; $\ce{S8}$ 0; $\ce{SO2}$ $+$IV; $\ce{SO3^2-}$ $+$IV; $\ce{SO4^2-}$ $+$VI; $\ce{S2O3^2-}$ gemiddeld $+$II; $\ce{H2S2O7}$ $+$VI.

**Oefening 28.2 ★.**

Welke van deze reacties verlopen: chloor met kaliumjodide; jood met natriumbromide; broom met natriumchloride; chloor met natriumbromide? Schrijf de reacties op die verlopen.

**Oplossing van Oefening 28.2.**

Een [halogeen](#def-b1-p-block-16-18-halogen) oxideert de halogeniden die eronder staan: $\ce{Cl2 + 2I- -> 2Cl- + I2}$ en $\ce{Cl2 + 2Br- -> 2Cl- + Br2}$ verlopen; jood met bromide en broom met chloride niet.

**Oefening 28.3 ★.**

Teken de lewisstructuren van $\ce{SO2}$, $\ce{SO3}$ en $\ce{O3}$, met hun [resonantiestructuren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance), en geef hun vorm.

**Oplossing van Oefening 28.3.**

$\ce{SO2}$: S met een [vrij paar](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), één S=O en één $\ce{S+-O-}$ in elk van twee [resonantiestructuren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance) (of twee S=O met een uitgebreid octet): gebogen. $\ce{SO3}$: vlak trigonaal, drie equivalente S–O-bindingen. $\ce{O3}$: centraal O met een [vrij paar](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), één O=O en één O–O$^-$, twee [resonantiestructuren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance): gebogen.

**Oefening 28.4 ★.**

Schrijf de reacties op van $\ce{SO2}$ en $\ce{SO3}$ met water en met natriumhydroxide.

**Oplossing van Oefening 28.4.**

$\ce{SO2 + H2O <=> H2SO3}$; $\ce{SO2 + 2NaOH -> Na2SO3 + H2O}$; $\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}$; $\ce{SO3 + 2NaOH -> Na2SO4 + H2O}$.

**Oefening 28.5 ★★.**

Bereken de pH van fluorwaterstofzuur van $0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ en vergelijk met zoutzuur van dezelfde concentratie. Verklaar het verschil.

**Oplossing van Oefening 28.5.**

HF: $x^2/(0.10 - x) = 10^{-3.16}$, $x = 8.0 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, pH 2.10. HCl: pH 1.00. De H–F-binding is sterk en het fluoride-ion sterk betrokken in [waterstofbruggen](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/4-intermoleculaire-krachten-en-oplosmiddelen#def-b1-intermolecular-forces-solvents-hbond): HF is een [zwak zuur](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/10-zuur-base-evenwichten-en-de-methode-van-de-predominante-reactie#def-b1-predominant-reaction-strong-acid).

**Oefening 28.6 ★★.**

Voorspel met VSEPR de vormen van $\ce{BrF5}$, $\ce{IF7}$ (zeven [bindende paren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), pentagonale bipiramide), $\ce{ICl4-}$ en $\ce{XeO3}$.

**Oplossing van Oefening 28.6.**

$\ce{BrF5}$: vijf bindingen en één [vrij paar](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), vierkant piramidaal. $\ce{IF7}$: pentagonaal bipiramidaal. $\ce{ICl4-}$: vier bindingen en twee [vrije paren](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), vierkant vlak. $\ce{XeO3}$: drie bindingen en één [vrij paar](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), trigonaal piramidaal.

**Oefening 28.7 ★★.**

Bereken de constante van $\ce{Cl2 + 2I- -> 2Cl- + I2}$ en zeg waarom chloorwater een zetmeel-jodidepapiertje blauw kleurt.

**Oplossing van Oefening 28.7.**

$\log K = 2(1.36 - 0.53)/0.059 = 28$. Het vrijgekomen jood vormt met zetmeel het diepblauwe [complex](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/12-complexvorming#def-b1-complexation-complex).

**Oefening 28.8 ★★.**

Toon aan dat ozon jodide-ionen tot jood kan oxideren en schrijf de reactie in zuur milieu op. Waarom gebruikt men dit om ozon te meten?

**Oplossing van Oefening 28.8.**

$E^\circ(\ce{O3}/\ce{O2}) = 2.07 > 0.53$ V: $\ce{O3 + 2I- + 2H+ -> O2 + I2
+ H2O}$. Het gevormde jood wordt met thiosulfaat getitreerd ([Oefening 13.7](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#exo-b1-nernst-7)): één $\ce{I2}$ per $\ce{O3}$.

**Oefening 28.9 ★★.**

Geconcentreerd zwavelzuur verkoolt sacharose, $\ce{C12H22O11}$. Schrijf de [dehydratatie](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/22-alcoholen-de-oh-groep-activeren#def-b1-alcohol-activation-dehydration) tot koolstof op en bereken de massa koolstof uit $10.0\,\mathrm{g}$ suiker.

**Oplossing van Oefening 28.9.**

$\ce{C12H22O11 -> 12C + 11H2O}$; $M = 342.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$, $10.0/342.0 =
0.0292\,\mathrm{mol}$, koolstof $0.0292 \times 12 \times 12.0 = 4.21\,\mathrm{g}$.

**Oefening 28.10 ★★★.**

Bereken de pH van zwavelzuur van $0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, rekening houdend met de tweede zuurfunctie ($\mathrm{p}K_a = 1.99$). Hoeveel voegt de tweede zuurfunctie toe?

**Oplossing van Oefening 28.10.**

$x(0.10 + x)/(0.10 - x) = 10^{-1.99}$: $x = 8.6 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, $[\ce{H3O+}] = 0.1086$, $\mathrm{pH} = 0.96$ in plaats van 1.00: de tweede zuurfunctie voegt ongeveer $9\,\%$ toe aan $[\ce{H3O+}]$.

**Oefening 28.11 ★★★.**

Verklaar met de potentialen waarom fluor niet bereid kan worden door fluoride met eender welke chemische [oxidator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple) in water te oxideren, en waarom het gemaakt moet worden door elektrolyse van een gesmolten fluoride, niet van een waterige oplossing.

**Oplossing van Oefening 28.11.**

$\ce{F2}$/$\ce{F-}$ (2.89 V) ligt boven elk ander koppel: geen enkele [oxidator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-couple) kan het elektron van fluoride wegnemen. Bij elektrolyse in water zou in plaats daarvan water reageren, dat bij een veel lagere potentiaal geoxideerd wordt ($\ce{O2}$/$\ce{H2O}$, 1.23 V); een gesmolten fluoride bevat geen water.

**Oefening 28.12 ★★★.**

Jood is slechts weinig oplosbaar in water, maar lost op in een kaliumjodide-oplossing als het trijodide-ion $\ce{I3-}$. Bereken met de gibbsenergieën van $\ce{I2(aq)}$ ($\Delta_f G^\circ = 16.40\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$), $\ce{I-}$ ($-51.57$) en $\ce{I3-}$ ($-51.4$) de constante van $\ce{I2 + I- <=> I3-}$.

**Oplossing van Oefening 28.12.**

$\Delta_r G^\circ = -51.4 - (16.40 - 51.57) = -16.2\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$, $\log K = 16.2/5.708 = 2.84$, $K = 7 \times 10^2$.

## 28.6 Probleem: één ton zwavel

**Probleem 28.1.**

Weekendprobleem — het verbranden van zwavel, de katalytische oxidatie van zwaveldioxide, absorptie en oleum, de tweede zuurfunctie van zwavelzuur, en de massa zuur die uit één ton zwavel gemaakt wordt

Een zwavelzuurfabriek verbrandt zwavel die uit aardgas teruggewonnen is. Molaire massa’s ($\mathrm{g}/\mathrm{mol}$): S 32.1, $\ce{O2}$ 32.0, $\ce{SO2}$ 64.1, $\ce{SO3}$ 80.1, $\ce{H2SO4}$ 98.1, $\ce{H2O}$ 18.0; lucht bevat $21\,\%$ $\ce{O2}$ in volume; $\mathrm{p}K_a(\ce{HSO4-}) = 1.99$; $R =
8.314\,\mathrm{J}/(\mathrm{K}\,\mathrm{mol})$.

**Deel I — Zwavel verbranden.**

1. Geef het [oxidatiegetal](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/13-redoxevenwichten-en-de-vergelijking-van-nernst#def-b1-nernst-oxidation-number) van S in S, $\ce{SO2}$ , $\ce{SO3}$ en $\ce{H2SO4}$ .
2. Schrijf de verbranding van zwavel op.
3. Teken de [lewisstructuur](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) van $\ce{SO2}$ en voorspel zijn vorm.
4. Bereken de hoeveelheid stof zwavel in één ton.
5. Bereken het volume lucht ( $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $1\,\mathrm{bar}$ ) voor de verbranding alleen.
6. Waarom wordt het gas uit de brander afgekoeld voor de converter?

**Deel II — Katalytische oxidatie.**

7. Schrijf de oxidatie van $\ce{SO2}$ tot $\ce{SO3}$ op.
8. Haar constante bij $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ is ongeveer $10^{24.8}$ . Waarom is er toch een [katalysator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/9-reactiemechanismen-elementaire-stappen-en-benaderingen#def-b1-elementary-steps-catalyst) nodig?
9. Wat is de rol van vanadium(V)oxide, in de taal van [Hoofdstuk 9](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/9-reactiemechanismen-elementaire-stappen-en-benaderingen#ch-b1-elementary-steps) ?
10. Teken de vorm van $\ce{SO3}$ .
11. Waarom gebruikt men overmaat lucht?
12. Welke fractie $\ce{SO2}$ gaat verloren als de omzetting $99.7\,\%$ bedraagt?

**Deel III — Absorptie.**

13. Schrijf de absorptie van $\ce{SO3}$ in zwavelzuur op.
14. Waarom wordt $\ce{SO3}$ niet rechtstreeks in water geabsorbeerd?
15. Schrijf de verdunning van oleum op.
16. Schrijf de totale vergelijking van het proces op.
17. Bereken de massa water die per ton zwavel verbruikt wordt.
18. Waarom moet het zuur in water gegoten worden en nooit andersom?

**Deel IV — Het zuur.**

19. Bereken de pH van een oplossing van zwavelzuur van $0.050\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ , rekening houdend met de tweede zuurfunctie.
20. Bereken de massa zwavelzuur bij een totaalrendement van $99.5\,\%$ .
21. De wereld produceerde in 2025 ongeveer $84\,\mathrm{Mt}$ zwavel. Welke massa zwavelzuur zou die geven als alles omgezet werd?
22. Geef de massa zwavelzuur die uit één ton zwavel verkregen kan worden (volledige omzetting).

**Oplossing van Probleem 28.1.**

**1.** 0, $+$IV, $+$VI, $+$VI. **2.** $\ce{S + O2 -> SO2}$. **3.** S met twee bindende domeinen en een [vrij paar](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/3-lewisstructuren-resonantie-en-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis): gebogen, ongeveer $120{}^{\circ}$. **4.** $10^6/32.1 = 3.12 \times 10^{4}\,\mathrm{mol}$. **5.** $3.115 \times 10^{4}\,\mathrm{mol}$ $\ce{O2}$: $V = 3.115 \times 10^4 \times
8.314 \times 298.15/10^5 = 772\,\mathrm{m}^{3}$, lucht $772/0.21 = 3.7 \times 10^{3}\,\mathrm{m}^{3}$. **6.** De verbranding is sterk exotherm; de [katalysator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/9-reactiemechanismen-elementaire-stappen-en-benaderingen#def-b1-elementary-steps-catalyst) werkt in een beperkt temperatuurgebied, en de oxidatie van $\ce{SO2}$, ook exotherm, is warm minder volledig. **7.** $\ce{2SO2 + O2 <=> 2SO3}$. **8.** Een grote evenwichtsconstante zegt niets over de snelheid: bij kamertemperatuur verloopt de reactie niet. **9.** Hij biedt een weg met een lagere [activeringsenergie](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/8-chemische-kinetiek-snelheidswetten#def-b1-rate-laws-activation-energy) en wordt teruggevormd: een heterogene [katalysator](https://one-course.com/books/chemistry/2/nl/chapter/9-reactiemechanismen-elementaire-stappen-en-benaderingen#def-b1-elementary-steps-catalyst). **10.** Vlak trigonaal. **11.** Meer zuurstof houdt het quotiënt $Q = p_{\ce{SO3}}^2/(p_{\ce{SO2}}^2 p_{\ce{O2}})$ lager: de omzetting van $\ce{SO2}$ gaat verder. **12.** $0.3\,\%$. **13.** $\ce{SO3 + H2SO4 -> H2S2O7}$. **14.** Het vormt een nevel van fijne zuurdruppeltjes die door de absorber heen gaat. **15.** $\ce{H2S2O7 + H2O -> 2H2SO4}$. **16.** $\ce{2S + 3O2 + 2H2O -> 2H2SO4}$. **17.** Eén water per zwavel: $3.115 \times 10^{4} \times 18.0 =
561\,\mathrm{kg}$. **18.** Bij het verdunnen komt veel warmte vrij; water dat op het zuur gegoten wordt, kookt meteen en doet zuur opspatten. **19.** $x(0.050 + x)/(0.050 - x) = 10^{-1.99}$: $x = 7.5 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, $[\ce{H3O+}] = 0.0575\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$, $\mathrm{pH} = 1.24$. **20.** $3.12 \times 10^4 \times 0.995 \times 98.1 = 3.04\,\mathrm{t}$. **21.** $84 \times 98.1/32.1 = 257\,\mathrm{Mt}$. **22.** $98.1/32.1 =$ **$3.06\,\mathrm{t}$ zwavelzuur per ton zwavel**.