Resume
Samenvatting anorganische chemie: reactiviteit
- Établissement
- Hogeschool Gent (HoGent)
Dit is een beknopte samenvatting van het vak algemene en anorganische chemie: reactiviteit gegeven door F. Van den Broeck.
[Montrer plus]
Aperçu du contenu
Algemene en anorganischechemie: reactiviteit
1 Inleiding en begrippen
1.1 Belangrijke begrippen: definities
1.1.1 Begrip 1: rendement
Bij het rendement wordt gekeken naar de reactieproducten. De
hoeveelheden van de reactieproducten kunnen uitgedrukt worden in mol,
massa, liter, druk … Het rendement is een onbenoemd getal en wordt in
procenten uitgedrukt.
A --> C + D (met C en D reactieproducten)
Rendement =
hoeveelheid reactieproduct die gevormd wordt
x
hoeveelheid reactieproduct die gevormd wordt indien100 % omzetting van BR
100%
1.1.2 Begrip 2: omzettingsgraad
Bij de omzettingsgraad wordt gekeken naar de reagentia. De
hoeveelheden van de reagentia kunnen uitgedrukt worden in mol, massa,
liter, druk … De omzettingsgraad is een onbenoemd getal en wordt in
procenten uitgedrukt.
A --> C + D (met A reagentia)
Omzettingsgraad =
hoeveelheid reagentia die omgezet wordt onder reactieomstandigheden
x 100%
hoeveelheid reagentia die wordt omgezet indien 100 % omzetting
1.1.3 Begrip 3: ionisatiegraad of dissociatiegraad
Dit is de hoeveelheid elektrolyt die splitst in ionen.
MX --> M+ + X-
hoeveelheid reagentia dieioniseert onder reactieomstandigheden
Ionisatiegraad =
hoeveelheid reagentiadie wordt geïoniseerd indien100 % omzetting
x 100%
Voorbeeld:
De ionisatiegraad is 100%, want er is een volledige splitsing in ionen.
1.1.4 Begrip 4: beperkend of limiterend reagens
Er kan geen 100% omzetting zijn van alle reagentia, indien er een
beperkend reagens aanwezig is.
Voorbeeld:
Er is 2 mol glucose en 10 mol O2 aanwezig in deze reactie. Als er rekening
gehouden wordt met de stoichiometrische voorgetallen van de reactie, is
er te zien dat er om 2 mol glucose om te zetten, 12 mol O 2 nodig is, maar
, in deze reactie bezitten we maar 10 mol O 2, dus is O2 het beperkend
reagens.
1.1.5 Begrip 5: endo- en exo-energetische reactie – reactiewarmte
Exo-energetische reacties stellen energie vrij tijdens de omzetting van
reagentia in reactieproducten en geven dus warmte vrij. Q exotherm < 0.
Endo-energetische reacties verbruiken energie tijdens de omzetting
van reagentia in reactieproducten en nemen warmte op, waardoor het
koud aanvoelt. Qendotherm > 0.
1.2 Belangrijke begrippen: toepassen – rekenwerk
1.2.1 Berekenen rendement / omzettingsgraad van een reactie
Zie voorbeelden 1, 2 en 3 op pagina 7 tot 10.
Stappenplan:
1) Indien massa’s of volumes gegeven zijn moeten deze eerst omgezet
worden in mol.
2) Als het aantal mol gekend is kan er bepaald worden welke reagentia
het BR is.
3) Bereken het rendement om de hoeveelheid reactieproducten te
berekenen.
4) Maak een tabel met de reactievergelijking en het aantal mol in elke
stap.
1.2.2 Berekenen warmte uitwisseling
Zie voorbeelden 1 en 2 op pagina 12 tot 13.
Houd rekening met de eenheden en zet altijd de aggregatietoestand bij de
moleculen in de reactie.
Isobare omstandigheden: reactiewarmte Qreactie = Δ H°reactie
Eindstandige reactie: toestand van de reactieproducten.
Beginstandige reactie: toestand van de reagentia.
Formule vormingsenthalpie:
Met np = stoichiometrische coëfficiënt horend bij reactieproduct
nR = stoichiometrische coëfficiënt horend bij reagens
Δ H°f = vormingsenthalpie van product, respectievelijk reagens
Enkelvoudige stoffen hebben een vormingsenthalpie = 0.
,2 Chemisch evenwicht
2.1 Inleiding
Theoretisch gezien zijn alle chemische reacties reversibel, maar
sommige evenwichten kunnen sterk naar één kant liggen, waardoor de
omkeerbare reactie praktisch niet te meten is. De heengaande reactie
verloopt dan volledig af.
Een reactie is aflopend of volledig wanneer minstens één reagens
volledig wordt omgezet. Het systeem is in een stabiele toestand
(statisch evenwicht), waarbij de concentratie van minstens één
reagens gelijk geworden is aan nul (limiterend reagens).
Een chemische evenwichtsreactie is een reactie die verloopt in een
gesloten reactiemidden. Deze reactie is onvolledig en omkeerbaar,
waarbij de concentraties constant blijven. De heengaande en
terugkerende reactie hebben een gelijke snelheid, er wordt een
dynamische evenwichtstoestand bereikt.
Voorbeeld: Wanneer 20,0 g CH4 wordt verbrand met 2,0 mol O2 tot alle
zuurstof is opgebruikt, dan worden er 2,0 mol H 2O en 1,0 mol CO2
gevormd. Er blijft 3,96 g CH4 onverbrand over, O2 is het limiterend of
beperkend reagens.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)
Een chemische evenwichtsreactie is een reactie die verloopt in een
gesloten reactiemidden. Deze reactie is onvolledig en omkeerbaar,
waarbij de concentraties constant blijven. De heengaande en
terugkerende reactie hebben een gelijke snelheid, er wordt een
dynamische evenwichtstoestand bereikt.
Open systeem Reactiemidden waarbij er een
uitwisseling van materie en energie
mogelijk is met de omgeving.
Reactiemid Gesloten Reactiemidden waarbij er enkel
dens systeem uitwisseling van energie mogelijk is met
de omgeving
Geïsoleerd Reactiemidden waarbij er geen enkele
systeem uitwisseling mogelijk is met de
omgeving.
Evenwichtsreacties zijn reversibele reacties: deze worden voorgesteld met
volgende pijl: ⇄.
In een open reactiemidden kunnen evenwichtsreacties wel aflopend zijn.
, 2.2 Homogeen versus heterogeen evenwicht
Homogeen Dit is een evenwichtsreactie waarbij de samenstelling
mengsel van het evenwichtsmengsel homogeen is. De
reagentia die zich in het mengsel bevinden hebben
dezelfde aggregatietoestand.
Heterogeen Dit is een evenwichtsmengsel gekarakteriseerd door
mengsel een heterogene samenstelling. De reagentia die zich
in het mengsel bevinden hebben een verschillende
aggregatietoestand, zoals een halfvol flesje water,
waarbij water in de gastoestand en in vloeibare
toestand voorkomen.
2.3 De evenwichtsconstante Kc
2.3.1 Inleiding
Indien de concentratie verhoogd wordt in een mengsel, zal dit evenwicht
zich weer herstellen totdat een zelfde evenwichtsconstante bekomen
wordt.
2.3.2 Algemeen
Algemene omkeerbare reactie in een homogeen mengsel: aA + bB ⇄ cC
+ dD.
De evenwichtsconstante (Kc) van een bepaalde reactie is afhankelijk van
de temperatuur.
De evenwichtsconcentraties van de producten komen in de teller terecht
en die van de reagentia komen in de noemer terecht.
In de evenwichtsconstante worden zuivere vaste stoffen en vloeistoffen
nooit opgenomen!
2.3.3 Uitdrukking Kc en homogeen chemisch evenwicht
Zie voorbeelden pagina 23.
2.3.4 Uitdrukking Kc en heterogeen chemisch evenwicht
Zie voorbeelden pagina 24.
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur SchmidtDPM. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €4,99. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
67474 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans