‘De verbeeldingskracht in de wetenschap’, zo luidde de titel van de rede die Jacobus Henricus van ’t Hoff in 1878 uitsprak bij de aanvaarding van zijn professoraat in Amsterdam. Die combinatie van fantasie en rede typeert het leven en het werk van de getalenteerde chemicus. Niet voor niets flankeren vrouwe Scientia en vrouwe Phantasia beiden het standbeeld van Van ’t Hoff in Rotterdam.
Van ’t Hoff kreeg in 1901 de eerste Nobelprijs voor Scheikunde.
Toen Van ’t Hoff in 1901 op 49-jarige leeftijd de eerste Nobelprijs voor scheikunde in ontvangst nam, was dat een erkenning van een carriëre die hij begon als miskend genie. Het zou zelfs daarna nog meer dan zestig jaar duren voor al zijn voorspellingen wetenschappelijk waren bewezen.
Aanvankelijk nam niemand de jonge Van ’t Hoff erg serieus. Hij kleedde zich als een middelbare scholier, hield van een stevig glaasje alcohol en stond alom bekend als een herrieschopper. Bovendien baseerde hij zijn theorieën op logisch denkwerk in plaats van op degelijke experimenten. Zijn ideeën stonden daarbij loodrecht op de gevestigde manier van denken.
Jacobus Henricus van ’t Hoff (1852-1911) was de zoon van een arts in Rotterdam. Na de HBS behaalde hij in twee jaar, een jaar sneller dan gebruikelijk, zijn diploma chemische technologie aan de Polytechnische School in Delft.
Tijdens vakantiewerk in een suikerfabriek ontdekte hij echter dat de praktijk van een ingenieursbaan niets voor hem was. Theorie trok hem veel meer. Daarom besloot hij zijn heil aan de universiteit te zoeken, allereerst in Leiden, waar hij binnen een jaar zijn kandidaatsexamen haalde, en later in Bonn. Daar werkte hij in het laboratorium van August Kekulé, de ontdekker van de benzeenring. Dat was echter geen groot succes. Kekulé had niet zo’n hoge pet op van zijn leerling, omdat die geen geduld en geen aanleg voor experimenten had.
Slechts twaalf pagina’s
Links- en rechtsdraaiend. Melkzuur (C3H6O3) als tetraeder. In het miden zit een C-atoom, en in elk hoekpunt een verschillende groep. Het asymmetrische C-atoom maakt twee ruimtelijke vormen mogelijk, die elkaars spiegelbeeld zijn.
Na een kort verblijf in Parijs promoveerde Van ‘t Hoff in 1874 op het snel in elkaar gezette proefschrift Bijdrage tot de kennis van het cyaanazijnzuur en het malonzuur. Het proefschrift was relatief onbeduidend, ook al bevatte het vooruitstrevende stellingen. Veel belangrijker was zijn publicatie die enkele maanden daarvoor verscheen: Voorstel tot Uitbreiding der tegenwoordig in de scheikunde gebruikte Structuurformules in de ruimte; benevens een daarmee samenhangende opmerking omtrent het verband tusschen Optisch Actief Vermogen en Chemische Constitutie van Organische Verbindingen. De publicatie telde slechts twaalf pagina’s tekst en één pagina tekeningen. De naam van de auteur stond piepklein op de laatste pagina vermeld.
In het pamflet beredeneerde Van ’t Hoff dat moleculen een driedimensionale structuur moesten hebben en niet, zoals tot dan toe verondersteld, structuren in het platte vlak waren. Zo verklaarde hij waarom twee stoffen met dezelfde structuurformule toch verschillende eigenschappen kunnen hebben. Ze kunnen namelijk verschillen in ruimtelijke opbouw.
Melkzuur bijvoorbeeld, C3H6O3, heeft de vorm van een tetraëder. In het midden zit een koolstofatoom, en in elk hoekpunt een verschillende groep: H, OH, COOH en CH3. Dit centrale ‘asymmetrische koolstofatoom’ – tegenwoordig spreekt men van ‘chiraal centrum’ – maakt twee verschillende ruimtelijke vormen van melkzuur mogelijk, die elkaars spiegelbeeld vormen. De ene vorm is rechtsdraaiend, en de andere linksdraaiend.
Beuzelarij
Het Voorstel van Van ’t Hoff legde de basis voor de huidige stereochemie. In de chemische wereld werd het pionierwerk echter volslagen genegeerd. Zelfs een Franse vertaling mocht niet baten.
Pas toen het Voorstel in 1877 in het Duits verscheen, groeide de belangstelling, zij het in negatieve zin. De Duitse hoogleraar Hermann Kolbe schreef in het Journal für praktische Chemie over een “werk dat volzit met fantasiebeuzelarij” geschreven door “een zekere J.H. van ’t Hoff, (…) die naar het schijnt in exact chemisch onderzoek niet veel zin heeft”. Meteen wilde iedereen die publicatie wel eens lezen.
Ondertussen ging het Van ’t Hoff op de arbeidsmarkt niet voor de wind. Zijn sollicitaties voor HBS-leraar liepen op niets uit, omdat hij een slordige en verstrooide indruk maakte. De schooldirecteuren betwijfelden of hij wel orde kon houden. In 1877 werd de afgewezen chemicus echter gevraagd lector te worden aan de Universiteit van Amsterdam, en een jaar later zelfs hoogleraar. Tegelijkertijd begon men zijn stereochemische theorie serieus te nemen.
In Amsterdam was Van ’t Hoff uiterst succesvol. Zijn onderzoek aan chemische evenwichten en osmotische druk leverde hem onsterfelijkheid op: vrijwel iedere chemicus kent Van ’t Hoffs weergave van chemisch evenwicht, de Van ’t Hoff-vergelijking, de wet van Van ’t Hoff en de Van ’t Hoff-factor.
Voor dit Amsterdamse onderzoek kreeg hij in 1901 de Nobelprijs voor scheikunde, die toen net was ingesteld. Toch verruilde Van ’t Hoff Amsterdam in 1895 voor Berlijn. Aan lesgeven had hij namelijk een broertje dood. In Berlijn hoefde hij maar één uur in de week college te geven, en dat leek hem wel wat. De stad beviel hem zo goed dat hij er bleef tot aan zijn dood in 1911. Zijn Berlijnse onderzoek aan oceanische zoutafzettingen zou echter altijd in de schaduw blijven staan van zijn eerdere werk.
Chemisch evenwicht
Van ’t Hoff beschouwde het chemisch evenwicht als het resultaat van twee tegengestelde reacties, die voortdurend blijven plaatsvinden. Het evenwicht is dus geen statische situatie. Tevens introduceerde hij de evenwichtspijlen in reactievergelijkingen.
Van ’t Hoff introduceerdede evenwichtspijlen in reactievergelijkingen.
Van ’t Hoff-vergelijking
Het chemisch evenwicht verplaatst zich bij temperatuurdaling ten gunste van de richting waarvan de reactie warmte oplevert; bij temperatuurstijging is het omgekeerde het geval. De thermodynamische formule die hierbij hoort, heet de Van ’t Hoff-vergelijking.
Wet van Van ’t Hoff
De osmotische druk is gelijk aan de gasdruk die de opgeloste stof zou uitoefenen wanneer hij in die ruimte als ideaal gas aanwezig was. Deze is hoger bij water waarin een stof is opgelost dan bij zuiver water. Bij osmose beweegt een oplosmiddel zich door een membraan in de richting van de hoogste osmotische druk.
Van ’t Hoff-factor
Dit getal geeft aan in hoeveel ionen een molecuul zich splitst als het in oplossing gaat. Bij keukenzout (NaCl) is de factor twee, want één NaCl splitst in één Na+ en één Cl–. Calciumchloride (CaCl2) heeft een Van ’t Hoff-factor drie: het splitst in één Ca2+ en twee Cl–.