Summary
Samenvatting Chemie: H14. Chemisch evenwicht
- Course
- Institution
Een samenvatting over chemisch evenwicht. Deze samenvatting bevat onder andere de verschillende soorten chemische reacties.
[Show more]
Seller
Follow
nimarnatin
Content preview
H14. Chemisch evenwicht en chemische reacties1. Soorten chemische evenwichten en reacties
Zuur-base reacties:
▪ De pH in ons lichaam
▪ Het leven op aarde is aangepast aan een bepaald pH-gebied
→ Als er wijzigingen komen in het pH-gebied, dan zullen bepaalde organismen zich moeten
aanpassen anders sterven ze
▪ pH is belangrijk voor:
- Stabiliteit
- Oplosbaarheid
- Uitscheiding + opname van producten
- Effecten op medicatie
Zuur + base → zout + water (= een neutralisatiereactie)
➔ Deze reacties zijn niet altijd aflopend
→ Soms gebeuren de reacties onvolledig en dan heb je een chemisch evenwicht waarbij een
deel omgezet is tot het zout en een deel als 1 of beide reagentia aanwezig is
Redoxreacties:
▪ Liggen aan de basis van de chemische diversiteit op aarde
→ Bv. de krebcyclus/citroenzuurcyclus (belangrijk onderdeel van de biochemie)
▪
Neerslagreacties:
▪ Hebben te maken met oplossen + neerslaan
▪ Komen vaak voor in de medische wereld:
- Ziekten → galstenen, nierstenen, … (het neerslaan van lichamelijke stoffen)
- Binnendringen doorheen een membraan
- Opname van medicatie → moeten eerst oplossen in het lichaam vooraleer ze
lichamelijke membranen kunnen passeren
▪ Zijn belangrijk voor het milieu
→ Bv. grotvorming, zure regen, …
2. Thermodynamica van chemische reacties
Thermodynamica of warmteleer = het onderdeel van de natuurkunde dat de interacties bestudeert
tussen grote verzamelingen van deeltjes op macroscopisch niveau
→ Het bestudeert de energetische aspecten van fysische + chemische processen*
,*Tijdens fysische + chemische processen treden er veranderingen op waarbij een hoeveelheid
energie wordt uitgewisseld tussen de reagerende stoffen en de omgeving
De thermodynamische toestand van een systeem wordt bepaald door:
- De chemische identiteiten → de soorten stoffen
- Het fysisch voorkomen (aggregatietoestand) → vast, vloeibaar of gasvormig
- De concentratie → het aantal mol van elke component
- De druk + temperatuur
O.b.v. thermodynamische parameters kan er voorspeld worden of een proces in bepaalde
omstandigheden wel of niet kan doorgaan
➔ Dus thermodynamica houdt zich bezig met het meten + voorspellen van chemische reacties
→ In welke richting een reactie doorgaat + de energieveranderingen die ermee gepaard gaan
Er zijn 3 soorten systemen:
1) Open systemen = systemen die materie en energie kunnen uitwisselen met de omgeving
2) Gesloten systemen = systemen die enkel energie kunnen uitwisselen met de omgeving
→ Bv. reageerbuisreacties
3) Geïsoleerde systemen = systemen die niets kunnen uitwisselen met de omgeving
➔ Strikt genomen kan men enkel spreken van chemisch evenwicht bij geïsoleerde
systemen, maar men neemt aan dat bij standaard omstandigheden (normale T° + druk)
ook in de gesloten systemen tot een chemisch evenwicht gekomen kan worden
3. Chemische reacties
Bij een chemische reactie worden atomen herschikt ter vorming van nieuwe moleculen
→ Er is uitwisseling van energie (energetisch aspect)
Het energetisch aspect kan worden ingedeeld in:
▪ Endotherm vs. exotherm
➢ Een gesloten systeem kan energie uitwisselen met de omgeving via:
➔ Arbeid (W) = energie/arbeid uitgeoefend door de mechanische
omgeving op het systeem → W = -p . ∆V
➔ Warmte (QP) = energie geleverd door de thermische omgeving
aan het systeem → QP = ∆H (enthalpie)
➢ Elk(e) stoffensysteem/materie bezit een hoeveelheid inwendige energie
→ Deze energie zit in de vorm van massa, potentiële energie (bindings- en
roosterenergie) en kinetische energie (translaties, vibraties en rotaties)
opgeslagen in de atomen en moleculen in het systeem
➢ De energie zit zowel in de reagentia als in de reactieproducten → ze bepalen samen
de inwendige energie van het systeem/de materie
→ De inwendige energie (U) = de som van alle vormen van energie in een bepaald
systeem
➢ Drijfveer 1:
Een stelsel streeft naar een minimale energie-inhoud
→ ∆Hproces < 0 (negatief getal)
,➢ Vooral de verandering van de inwendige energie (∆U) is belangrijk bij het bepalen
van het chemisch evenwicht
➔ ∆U (reactie-energie) = UP – UR
→ UP = de inwendige energie van de reactieproducten
→ UR = de inwendige energie van de reagentia
➔
➔
➔ Links:
Het systeem heeft energie
opgenomen om de reactie
mogelijk te maken
➔ Rechts:
Er werd energie afgestaan aan
de omgeving om de reactie
mogelijk te maken
➢ Een gesloten systeem bij constante druk (p):
➔ De inwendige energie is nog steeds afkomstig van de reagentia +
reactieproducten
➔ Enthalpie (H) = een grootheid uit de thermodynamica
= een toestandsfunctie die afgeleid kan worden uit de inwendige
energie (U) door daaraan een term p.V toe te voegen
➔ Het enthalpieverschil (∆H) tussen 2 toestanden bij constante druk is gelijk aan
de totale opgenomen of afgestane warmte
→ ∆H = QP = ∆U + p . ∆V
➔
➔
➔ Links:
∆H = HP – HR = positief (>0)
➔ Rechts:
∆H = HP – HR = negatief (<0)
, ▪ Spontaan vs. niet spontaan
➢ De entropie (S) (maat voor wanorde) en het exotherme/endotherme proces
bepalen de Gibbs vrije energie (G)
→ Gibbs vrije energie = de hoeveelheid energie die nodig is om een chemische reactie
te voltooien ---> het bepaalt of de reactie spontaan verloopt
➢ Drijfveer 2:
Een stelsel streeft naar een zo groot mogelijke vorm van wanorde
→ ∆S moet positief zijn (> 0)
➢ Combinatie van drijfveer 1 en 2:
Een stelsel streeft naar een minimale Gibbs vrije energie-inhoud
→ ∆G moet negatief zijn (< 0)
→ ∆G = ∆H – T . ∆S
➔ De entropiewaarde van een systeem is afhankelijk van de temperatuur
➔ T . ∆S = de entropieverandering bij constante temperatuur (T in Kelvin!)
➢
Type ∆H ∆S ∆G < 0 T° voorwaarde Verloop
reactie
1 <0 >0 Altijd / Spontaan + aflopend
= exotherm = meer wanorde
2 <0 <0 H > T.S Voldoende Spontaan + vaak onvolledig
= exotherm = meer orde lage T° (evenwicht)
3 >0 >0 H < T.S Voldoende Spontaan + vaak onvolledig
= endotherm = meer wanorde hoge T° (evenwicht)
4 >0 <0 Nooit / Niet spontaan
= endotherm = meer orde
Bij een chemische reactie kan gezien worden als een recombinatie van atomen in een molecule
➔ Een reactie is alleen mogelijk als de deeltjes van de stoffen met elkaar botsen
→ Sommige botsingen veranderen niks (elastische botsingen) en sommige botsingen zorgen
voor veranderingen in atomen (effectieve botsingen)
➔ Botsingsmodel:
➔ Bij elastische botsingen is de Ekin te klein om de
bindingen van de deeltjes te breken of er is een te
kleine snelheid
→ Meestal vinden er elastische botsingen plaats
➔ Bij effectieve botsingen is de Ekin groot genoeg om de
bindingen van de reagensdeeltjes te breken en zo
nieuwe bindingen te vormen
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 EFT, 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 this summary from?
Stuvia is a marketplace, so you are not buying this document from us, but from seller nimarnatin. Stuvia facilitates payment to the seller.
Will I be stuck with a subscription?
No, you only buy this summary for R115,11. You're not tied to anything after your purchase.
Can Stuvia be trusted?
4.6 stars on Google & Trustpilot (+1000 reviews)
60904 documents were sold in the last 30 days
Founded in 2010, the go-to place to buy summaries for 14 years now