Samenvatting Alle leerdoelen uitgewerkt (volledige theorie voor je tentamen) - reactiesturing (TCHM-REST3V-19)
14 views 0 purchase
Course
(TCHMREST3V19)
Institution
Hogeschool Utrecht (HU)
Book
Elements of Physical Chemistry
In dit document staat alle theorie die je moet kennen voor je reactiesturing tentamen. Dit vak wordt gegeven op de studie chemie aan de HU. Alle leerdoelen worden behandeld en uitgelegd. Vergelijkingen die je nodig hebt voor de aanwezige berekeningen in je tentamen worden ook weergegeven.
De betekenis van de enthalpie en entropie van reacties uit kunnen leggen
Enthalpie = warmte-inhoud uitgedrukt in de grootheid H met eenheid J
Entropie = een maat voor wanorde uitgedrukt in de grootheid S met eenheid J*K-1
Endotherm = reactie vraagt warmte
Exotherm = bij de reactie komt warmte vrij
Berekeningen aan de enthalpie en entropie van reacties kunnen uitvoeren
Enthalpie:
Bij temperatuur tabel:
∆𝑟𝐻! = ∆𝑓𝐻! 𝑒 − ∆𝑓𝐻! 𝑏
(e = eindtoestand; b = begintoestand)
Dus à ∆𝑟𝐻! = ∆𝑓𝐻! 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛 − ∆𝑓𝐻! 𝑢𝑖𝑡𝑔𝑎𝑛𝑔𝑠𝑠𝑡𝑜𝑓𝑓𝑒𝑛
Bij willekeurige T anders dan Ttabel:
#
∆𝑟𝐻! (𝑇) = ∆𝑓𝐻! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) + ∆𝑐" ! :#$%&'( ;
Entropie:
)
∆𝑆 = #
S = verandering in entropie (J*K-1 )
q = warmte toevoer (J)
T = temperatuur (K)
∆-!"
Entropie verandering bij gelijk blijvende temperatuur: ∆𝑆*+ = #!"
Entropie verandering bij veranderende temperatuur:
#
∆𝑆 = 𝑛 ∗ 𝑐 ∗ ln :## ;
$
S = verandering in entropie (J*K-1 )
n = hoeveelheid stof (mol)
c = soortelijke warmte (J*mol*K-1 )
Te = eindtemperatuur (K)
Tb = begintemperatuur (K)
Bij p constant à c = c*p
Bij temperatuur tabel berekenen vanuit Sm en het aantal mol in de begin- en eindtoestand volgens:
∆𝑟𝑆 ! = 𝑆𝑒 ! − 𝑆𝑏!
(bij reactie: producten – reactanten)
Bij willekeurige T anders dan Ttabel:
#
∆𝑟𝑆 ! (𝑇) = 𝑆𝑒 ! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) − 𝑆𝑏! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) + ∆𝑐" ! ∗ ln :#$%&'( ;
, Werkcollege 2: entropie en Gibbs energie
De entropieverandering van de omgeving en de totale entropie kunnen berekenen
2∆3- %
Bij reacties: ∆𝑆*./'+01/ =
#
Algemeen: ∆𝑆$*$%%( = ∆𝑆"3*4'5 − ∆𝑆*./'+01/
Als ∆𝑆$*$%%( > 0 → 𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠 𝑖𝑠 𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡𝑎𝑎𝑛
Temperatuurafhankelijke berekeningen aan de Gibbs energie kunnen doen
Verandering van Gibbs energie bij iedere temperatuur:
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑟𝐻! − 𝑇 ∗ ∆𝑟𝑆 !
H = enthalpie in J
T = absolute temperatuur in K
S = entropie van het systeem in J*K-1
Voor reacties geld bij p en T constant:
∆𝑟𝐺 ! < 0 spontaan, reactie wil naar rechts verlopen
!
∆𝑟𝐺 > 0 niet spontaan, reactie wil naar links verlopen
∆𝑟𝐺 ! = 0 evenwicht, geen voorkeur voor links of rechts
Verandering van Gibbs energie bij tabeltemperatuur:
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑓𝐺𝑒 ! − ∆𝑓𝐺𝑏! voor een proces
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑓𝐺 ! 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛 − ∆𝑓𝐺 ! 𝑢𝑖𝑡𝑔𝑎𝑛𝑔𝑠𝑠𝑡𝑜𝑓𝑓𝑒𝑛 voor een chemische reactie
∆𝑟𝐺 ! bij T ≠ Ttabel gebruik ∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑟𝐻! − 𝑇 ∗ ∆𝑟𝑆 !
Met ∆𝑟𝐻! (𝑇) = ∆𝑟𝐻! (𝑇$%&'( ) + ∆𝑐" ! (𝑇 − 𝑇$%&'( )
#
Met ∆𝑟𝑆 ! (𝑇) = ∆𝑟𝑆 ! (𝑇$%&'( ) + ∆𝑐" ! ∗ ln :# ;
&'$#(
Reactie spontaan als ∆𝑟𝐺 ! < 0
è Negatieve ∆𝑟𝐻! draagt bij, dus exotherme reactie
è Positieve ∆𝑟𝑆 ! draagt bij, dus toename wanorde
Berekening omslagpunt als enthalpie en entropie hetzelfde teken hebben:
∆3- %
𝑇*.5(%/ = ∆36 %
Uit experimentele gegevens het teken van de reactie-enthalpie en -entropie kunnen afleiden
∆𝑆 + -
∆𝐻
+ Spontaan vanaf Tomslag (smelten) Niet spontaan (fotosynthese van glucose)
- Spontaan bij iedere T (buskruit) Spontaan tot Tomslag (NH3-synthese)
Meer mol gas na de pijl dan ervoor à toename wanorde à ∆𝑟𝑆 ! > 0
, Werkcollege 3: Gibbs energie en evenwicht
De beschrijving van de Gibbs energie in termen van activiteiten kunnen toepassen
Kunnen rekenen aan en redeneren vanuit de evenwichtsvoorwaarde
∆𝑟𝐺 = ∆𝑟𝐺 ! + 𝑅 ∗ 𝑇 ∗ ln 𝑄
%) * ∗ %+ ,
Met reactie quotiënt 𝑄 = %' - ∗ %$ .
• a zijn “activiteiten” ~ effectieve concentratie of deeldruk
• zuivere vaste stoffen en vloeistoffen: activiteit = 1
• ideale gassen: activiteit = deeldruk in bar
• ideale oplossingen: activiteit = concentratie in M
• niet ideaal: ideaal aannemen of activiteit berekenen met model
• producten in de teller, uitgangsstoffen in de noemer, coëfficiënten in de macht
Het reactiequotiënt Q kunnen berekenen en op grond van de uitkomst een uitspraak kunnen doen
over de evenwichtsrichting waarin een reactiemengsel verschuift
Chemisch evenwicht
evenwicht: ∆rG = 0: geen verschil tussen “heen en terug”
∆𝑟𝐺 = ∆𝑟𝐺 ! + 𝑅 ∗ 𝑇 ∗ ln 𝑄 = 0
In evenwicht: Q = K (de ‘evenwichtsconstante’)
2∆39 %
Evenwichtsvoorwaarde: ln 𝐾 = :#
ΔrG0 > 0 à 0 < K < 1 → evenwicht bij uitgangsstoffen (reactie wil niet spontaan verlopen)
ΔrG0 < 0 à K > 1 → evenwicht bij producten (reactie wil spontaan verlopen)
vanuit beginsituatie wil systeem naar ∆rG (T,p,c) = 0 ofwel Q = K
Q<K
→ Q moet groter worden
→ toename activiteiten producten, afname uitgangsstoffen
→ verschuiving ligging systeem richting producten
The benefits of buying summaries with Stuvia:
Guaranteed quality through customer reviews
Stuvia customers have reviewed more than 700,000 summaries. This how you know that you are buying the best documents.
Quick and easy check-out
You can quickly pay through credit card or Stuvia-credit for the summaries. There is no membership needed.
Focus on what matters
Your fellow students write the study notes themselves, which is why the documents are always reliable and up-to-date. This ensures you quickly get to the core!
Frequently asked questions
What do I get when I buy this document?
You get a PDF, available immediately after your purchase. The purchased document is accessible anytime, anywhere and indefinitely through your profile.
Satisfaction guarantee: how does it work?
Our satisfaction guarantee ensures that you always find a study document that suits you well. You fill out a form, and our customer service team takes care of the rest.
Who am I buying these notes from?
Stuvia is a marketplace, so you are not buying this document from us, but from seller tessalausberg. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy these notes for $5.37. You're not tied to anything after your purchase.
