Samenvatting
Samenvatting Chemie Groep T Leuven
- Vak
- Chemie
- Instelling
- Katholieke Universiteit Leuven (KU Leuven)
Samenvatting Chemie eerste jaar industriële ingenieurswetenschappen KU Leuven Groep T
[Meer zien]Voorbeeld 4 van de 36 pagina's
Voorbeeld 4 van de 36 pagina's
In winkelwagenVerkoper
Volgen
Voorbeeld van de inhoud
3-5. Stoechiometrie in waterige oplossing en in gasfase ............................................................................... 26. Thermochemie............................................................................................................................................ 3
18. Thermodynamica ...................................................................................................................................... 5
7. De elektronenstructuur van atomen .......................................................................................................... 7
8. De periodieke tabel .................................................................................................................................. 10
9. De chemische binding I ............................................................................................................................. 11
10. De chemische binding II .......................................................................................................................... 13
12. Intermoleculaire krachten ...................................................................................................................... 15
13. Fysische eigenschappen van oplossingen .............................................................................................. 18
14. Kinetica ................................................................................................................................................... 21
15. Chemisch evenwicht ............................................................................................................................... 25
16. Zuren en basen ....................................................................................................................................... 28
17. Zuur-base evenwicht en oplosbaarheid ................................................................................................. 31
19. Redoxreacties en elektrochemie ............................................................................................................ 33
1
,3-5. Stoechiometrie in waterige oplossing en in gasfase
1. Reacties lezen
2. Concentratie eenheden
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑜𝑝𝑔𝑒𝑙𝑜𝑠𝑡𝑒 𝑠𝑡𝑜𝑓
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑛𝑡 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎% = ∗ 100%
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑜𝑝𝑙𝑜𝑠𝑠𝑖𝑛𝑔
𝑚𝑜𝑙 𝑣𝑎𝑛 𝐴
𝑀𝑜𝑙𝑓𝑟𝑎𝑐𝑡𝑖𝑒 = 𝑋𝐴 =
𝑡𝑜𝑡𝑎𝑎𝑙 𝑎𝑎𝑛𝑡𝑎𝑙 𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑜𝑙 𝑜𝑝𝑔𝑒𝑙𝑜𝑠𝑡𝑒 𝑠𝑡𝑜𝑓
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑡𝑒𝑖𝑡 = 𝑀 =
𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟 𝑜𝑝𝑙𝑜𝑠𝑠𝑖𝑛𝑔
𝑚𝑜𝑙 𝑜𝑝𝑔𝑒𝑙𝑜𝑠𝑡𝑒 𝑠𝑡𝑜𝑓
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑡𝑒𝑖𝑡 = 𝑚 =
𝑘𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡
Verdunningsregel: 𝑀 ∗ 𝑉 = 𝑀 ∗ 𝑉
3. Gassen en ideale gaswet
Ideaal gas = gas zonder interactie tussen deeltjes
Ideale gaswet: 𝑃 ∗ 𝑉 = 𝑛 ∗ 𝑅 ∗ 𝑇
Wet van Dalton: In een ideaal gasmengsel gedraagt elk gas alsof het alleen is in het systeem.
Elk gas oefent een bepaalde druk uit = partiële druk van het gas
𝑃𝑡𝑜𝑡 = 𝑃𝐴 + 𝑃𝐵
𝑛𝑡𝑜𝑡 = 𝑛𝐴 + 𝑛𝐵
𝑃𝐴 𝑛𝐴
𝑃𝑎𝑟𝑡𝑖𝑒𝑒𝑙𝑑𝑟𝑢𝑘 𝐴 = 𝑦𝐴 = = 𝑚𝑒𝑡 𝑦𝐴 + 𝑦𝐵 = 1
𝑃𝑡𝑜𝑡 𝑛𝐵
4. Beperkende hoeveelheid
Reagentia zijn niet aanwezig in stoechiometrische hoeveelheden
=> bepaald reagens gaat eerst op gereageerd zijn = limiterend reagens
5. Opbrengst van een reactie
𝑤𝑒𝑟𝑘𝑒𝑙𝑖𝑗𝑘𝑒 𝑜𝑝𝑏𝑟𝑒𝑛𝑔𝑠𝑡
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡 𝑣𝑎𝑛 𝑒𝑒𝑛 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑒 = ∗ 100%
𝑇ℎ𝑒𝑜𝑟𝑒𝑡𝑖𝑠𝑐ℎ𝑒 𝑜𝑝𝑏𝑟𝑒𝑛𝑔𝑠𝑡
2
,6. Thermochemie
6.1 Energie
Wet van behoud van energie: totale hoeveelheid energie in universum is constant.
Energie wisselt van vorm
6.2 Energieverandering tijdens chemische reacties
Warmte: transfer van thermische energie tussen 2 lichamen met een verschillende temperatuur of
tussen systeem en omgeving
=> Thermochemie: studie van warmteverandering tijdens chemische reacties
<=> Omgeving: rest van universum buiten het systeem
<=> Systeem: gedeelte van universum dat wordt bestudeerd:
• Open: warmte en deeltjes uitwisselen
• Gesloten: warmte uitwisselen
• Geïsoleerd: geen interactie met omgeving
2 soorten processen:
• Exotherm: warmte afgeven aan omgeving: 2H2 (g) + O2 (g) -> 2H2O (l) + warmte
• Endotherm: warmte opnemen uit omgeving: H2O (s) + warmte -> H2O (l)
6.3 Inleiding tot de thermodynamica
Thermodynamica: omzetting van warmte en andere vormen van energie: bestudeerd de verandering van
de toestand van een systeem, niet de weg er naartoe, aan de hand van toestandsfuncties: Energie, druk,
volume en temperatuur
Eerste wet van de thermodynamica: energie kan omgezet worden van de ene naar de andere vorm,
maar niet bijgemaakt worden = wet van behoud van energie
Energieverandering in een systeem: (onmogelijk voor absolute energie + is toestandsfunctie)
∆𝐸𝑠𝑦𝑠 = 𝐸𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛 − 𝐸𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑖𝑎 = 𝑞 + 𝑤
met q < 0: exotherm en w < 0: arbeid geleverd op omgeving door systeem (=/= toestandsfuncties)
Arbeid voor uitzetting van een gas tegen een constante uitwendige druk:
𝑤 = −𝑃∆𝑉
6.4 Enthalpie van chemische reacties
Proces bij constante druk:
𝑞𝑝 = ∆𝐸 + 𝑃∆𝑉
Proces bij constant volume:
𝑞𝑣 = ∆𝐸𝑠𝑦𝑠
Enthalpieverandering ΔH = ΔE + Δ(PV) = qp bij constante druk
-> Chemisch proces onder constante druk enthalpieverandering gelijk aan de uitgewisselde warmte
ΔH = Hproducten – Hreagentia -> voor exotherm: ΔH < 0 en endotherm: ΔH > 0
Vergelijking ΔH en ΔE: ΔE = ΔH – PΔV = ΔH – RTΔn
-> Arbeid voor wegduwen van volume lucht
=> Bij constante druk = 0 en zonder gassen: ΔE = ΔH
3
, 6.5 Calorimetrie
Warmtecapaciteit C: energie die nodig is om temperatuur van hoeveelheid stof met 1°C te doen stijgen
Specifieke warmte s: de energie die nodig is om de temperatuur van 1 gram stof te doen stijgen met 1°C
𝐶 = 𝑚𝑠 en 𝑞 = 𝑚𝑠∆𝑡 = 𝐶∆𝑡
Bomcalorimeter: constant volume:
Gemeten warmte =/= enthalpieverandering
ΔE = qv (klein verschil met ΔH)
Constant druk calorimeter:
qbeker = qoplossing + qcal + qreactie
ΔH = qreactie
6.6 Standaardvormingsenthalpie
Standaardvormingsenthalpie ΔH°f: enthalpieverandering geassocieerd met de vorming van 1 mol van
een verbinding uit zijn elementen bij standaardvoorwaarden
Wet van Hess: wanneer reagentia worden omgezet naar producten dan is de enthalpieverandering
dezelfde of dit in 1 of meerdere stappen gebeurt
∆𝐻°𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑒 = ∑ ∆𝐻°𝑓(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛) − ∑ ∆𝐻°𝑓(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑖𝑎) in kJ/mol
Bindingsenthalpie kan ook gebruikt worden: ΔH° = BEreagentia – BEproducten
-> Foto heeft voorbeeld voor H2 + F2 -> 2HF
Bindingsenthalpie: enthalpieverandering gepaard gaande met
het breken van 1 specifieke binding in 1 mol moleculen in gasvorm
4
Voordelen van het kopen van samenvattingen bij Stuvia op een rij:
√ Verzekerd van kwaliteit door reviews
Stuvia-klanten hebben meer dan 700.000 samenvattingen beoordeeld. Zo weet je zeker dat je de beste documenten koopt!
Snel en makkelijk kopen
Je betaalt supersnel en eenmalig met iDeal, Bancontact of creditcard voor de samenvatting. Zonder lidmaatschap.
Focus op de essentie
Samenvattingen worden geschreven voor en door anderen. Daarom zijn de samenvattingen altijd betrouwbaar en actueel. Zo kom je snel tot de kern!
Veelgestelde vragen
Wat krijg ik als ik dit document koop?
Je krijgt een PDF, die direct beschikbaar is na je aankoop. Het gekochte document is altijd, overal en oneindig toegankelijk via je profiel.
Tevredenheidsgarantie: hoe werkt dat?
Onze tevredenheidsgarantie zorgt ervoor dat je altijd een studiedocument vindt dat goed bij je past. Je vult een formulier in en onze klantenservice regelt de rest.
Van wie koop ik deze samenvatting?
Stuvia is een marktplaats, je koop dit document dus niet van ons, maar van verkoper Vincevdp. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €0,00. Je zit daarna nergens aan vast.
Is Stuvia te vertrouwen?
4,6 sterren op Google & Trustpilot (+1000 reviews)
Afgelopen 30 dagen zijn er 71184 samenvattingen verkocht
Opgericht in 2010, al 14 jaar dé plek om samenvattingen te kopen