Hoofdstuk 1 Gassen
Gassen
Een gas is een collectie van atomen of moleculen die zelfstandig door een volume
bewegen in een vrijwel lege ruimte.
Er geldt: d=m/V=P*M/R*T d = gasdichtheid is g/L
P = druk in Pa of atm
M = molaire massa
R = gasconstante
T = temperatuur
Wanneer moleculen tegen een muren botsen, oefenen een kracht per oppervlakte
uit, de druk. De druk wordt uitgedrukt in Pascal (Pa), atmosfeer (atm), mercurie
millimeter (mm Hg) en bar.
Volgens de wet van Dalton’s partiele druk is de totale druk die wordt
uitgeoefend door een mengsel gelijk aan de som van alle individuele
molecuuldrukken.
o Let op! Er bestaan geen krachten tussen deeltjes, alleen aantrekking of
afstoting
Er geldt: Ptotaal = P1 + P2 + P3 + ….
De gaseigenschappen en -wetten
De condities van een gas worden bepaald door vier eigenschappen: de druk (P), de
temperatuur (T), het volume (V) en het aantal mol (n). Deze eigenschappen staan
in verhouding met elkaar via verschillende wetten:
Boyle’s wet P1*V1 = P2*V2
Druk is omgekeerd evenredig aan het volume
Charles’ wet V1/T1 = V2/T2
Temperatuur is evenredig aan het volume
Avogardo’s wet V1/n1 = V2/n2
Aantal mol is evenredig aan het volume
De ideale gaswet
De drie losse wetten kunnen gecombineerd worden tot de ideale gaswet
Er geldt: P*V = n*R*T P = druk is Pa of atm
V = volume in m3 of L
n = aantal mol
T = temperatuur in Kelvin
Wanneer het aantal mol’s (n) gelijk blijft geldt:
P 1∗V 1 P 2∗V 2
=
R 1∗T 1 R 2∗T 2
,Hierbij wordt de gasconstante (R) gebruikt die geldt voor alle soorten gassen. Deze
kan uitgedrukt worden in twee eenheden
R is 8.314 J / K*mol óf R is 0.08206 L*atm / K*mol
Er wordt hierbij gewerkt met twee standaard situaties
STP T = 0 0C = 273.15 K en P = 1 atm
SATP T = 25 0C = 298.15 K en P = 1 atm
Let op! Wanneer er geen situatie wordt benoemd, moet gewerkt worden met SATP
De wet van echte gassen
Bij echte gassen is het gedrag anders dan bij de ideale gaswet. Dit is vooral het
geval bij hogere druk, waar door de kortere afstand een hogere interne
aantrekkingskracht plaatsvindt.
Van der Waals vergelijking (P + (an2/v2)) * (V – n*b) = n * R * T
Met an2/v2 is correctie voor de intermolaire aantrekkingskracht
n*b is de correctie voor moleculaire volume
, Hoofdstuk 2 Thermochemie
De eerste wet van de thermodynamica
Binnen de thermodynamica wordt gewerkt via twee wetten, elk met hun eigen
formules en afspraken. In dit hoofdstuk wordt gekeken naar de eerste regel
“In elk proces (spontaan of niet-spontaan) blijft de totale energie van het
systeem en zijn omgeving gelijk (de wet van behoud van energie)”
De totale energie (E) is de som van de kinetische en potentiële energieën van elk
deeltje in het systeem. Dit is een toestandsfunctie, omdat de waarde alleen afhangt
van de huidige toestand van het systeem en niet van het bereiken hiervan
De arbeid (w) wordt bepaald door de kracht keer de afstand en komt in de
scheikunde vooral voor als expansie arbeid, arbeid verrichting als resultaat van een
volumeverandering in het systeem
Voor arbeid geldt: W=F*S
W = - Pext * V
De warmte (q) is de maatstaf voor de verplaatsing van thermische energie; de
energieverplaatsing tussen een systeem en zijn omgeving als resultaat van een
temperatuurverschil of faseovergang. Bij latente warmte; faseverandering, bij
sensible warmte; temperatuurverandering
Voor de verandering in totale energie van het systeem:
Er geldt: E = interne energie 2 – interne energie 1
E = warmte + arbeid
E = q + w
E = q – Pext * V
De systemen binnen de thermodynamica
Binnen de scheikunde wordt gewerkt met verschillende soorten systemen; elk met
hun eigen karakter:
Isothermaal proces: een proces waarbij geen verandering in temperatuur is
(T = 0), waardoor de energieverandering ook nul is (E = 0)
Adiabatisch proces: een proces waarbij geen warmte uitwisseling plaatsvindt
(q = 0), waardoor de energieverandering gelijk is aan de arbeid (E = w)
Isocharic proces: een proces waarbij geen volumeverandering plaatsvindt (V
= 0), waardoor de energieverandering gelijk is aan warmte uitwisseling (E = q)
, Enthalpie - reactiewarmten
Bij een isocharic proces (V = 0, E = q) in totale energie (E = H) gelijk aan de
verandering in enthalpie. Door de verandering in enthalpie te bepalen ( H) kan
gezegd worden wat de reactiewarmten van het systeem is.
Een exotherm proces is een proces waarbij de verandering in enthalpie ( H)
negatief is en er dus warmte vrijkomt uit het systeem
Een endotherm proces is een proces waarbij de verandering in enthalpie ( H)
positief is en er dus warmte wordt opgenomen door het systeem
Er zijn verschillende vormen van enthalpieverandering:
Smelten: de warmte die nodig is om een substantie te smelten zonder zijn
temperatuur te veranderen --> “Enthalpy of Fusion” --> Hfusion
Verdampen: de warmte die nodig is om een substantie te verdampen zonder
zijn temperatuur te veranderen --> “Enthalpy of Vaporization” --> Hvap
Sublimateren: de warmte die nodig is om een substantie direct van vast naar
gas te brengen, niet eerst naar vloeibaar --> “Enthalpy of Sumblimation” -->
Hsubl
Er geldt: Hsubl = Hfusion + Hvap
Om de reactiewarmte, en hiermee de enthalpieverandering van de gehele reactie,
te bepalen, moet het verschil tussen de standaard enthalpie van formatie van de
producten en die van de beginstoffen worden bepaald.
Standaard enthalpy van formatie (Hf0): enthalpy verandering dat één stof
heeft bij de formatie van één mol of deze substantie in de standaard fase
o Let op! Deze kan zowel negatief als positie zijn
Standaard enthalpy van reactie (H0): enthalpy verandering van de totale
reactie, waarbij alle beginstoffen en producten zijn meegenomen
Er geldt: H0 = Hf0 (producten) - Hf0 (beginstoffen)
Bij een reactie: a*A + b * B --> c * C + d * D
H0 = [c * Hf0 (C) + d * Hf0 (D)] – [a * Hf0 (A) + b * Hf0 (B)]
kleine letters zijn hoeveelheden, grote letters zijn soorten stoffen
Hierbij geldt Hess’s Law: de algemene enthalpyverandering van een reactie is gelijk
aan de som van alle aparte enthalpyveranderingen van de individuele stappen
Er geldt: H0t = H01+2 = H01 + H02
Gassen
Een gas is een collectie van atomen of moleculen die zelfstandig door een volume
bewegen in een vrijwel lege ruimte.
Er geldt: d=m/V=P*M/R*T d = gasdichtheid is g/L
P = druk in Pa of atm
M = molaire massa
R = gasconstante
T = temperatuur
Wanneer moleculen tegen een muren botsen, oefenen een kracht per oppervlakte
uit, de druk. De druk wordt uitgedrukt in Pascal (Pa), atmosfeer (atm), mercurie
millimeter (mm Hg) en bar.
Volgens de wet van Dalton’s partiele druk is de totale druk die wordt
uitgeoefend door een mengsel gelijk aan de som van alle individuele
molecuuldrukken.
o Let op! Er bestaan geen krachten tussen deeltjes, alleen aantrekking of
afstoting
Er geldt: Ptotaal = P1 + P2 + P3 + ….
De gaseigenschappen en -wetten
De condities van een gas worden bepaald door vier eigenschappen: de druk (P), de
temperatuur (T), het volume (V) en het aantal mol (n). Deze eigenschappen staan
in verhouding met elkaar via verschillende wetten:
Boyle’s wet P1*V1 = P2*V2
Druk is omgekeerd evenredig aan het volume
Charles’ wet V1/T1 = V2/T2
Temperatuur is evenredig aan het volume
Avogardo’s wet V1/n1 = V2/n2
Aantal mol is evenredig aan het volume
De ideale gaswet
De drie losse wetten kunnen gecombineerd worden tot de ideale gaswet
Er geldt: P*V = n*R*T P = druk is Pa of atm
V = volume in m3 of L
n = aantal mol
T = temperatuur in Kelvin
Wanneer het aantal mol’s (n) gelijk blijft geldt:
P 1∗V 1 P 2∗V 2
=
R 1∗T 1 R 2∗T 2
,Hierbij wordt de gasconstante (R) gebruikt die geldt voor alle soorten gassen. Deze
kan uitgedrukt worden in twee eenheden
R is 8.314 J / K*mol óf R is 0.08206 L*atm / K*mol
Er wordt hierbij gewerkt met twee standaard situaties
STP T = 0 0C = 273.15 K en P = 1 atm
SATP T = 25 0C = 298.15 K en P = 1 atm
Let op! Wanneer er geen situatie wordt benoemd, moet gewerkt worden met SATP
De wet van echte gassen
Bij echte gassen is het gedrag anders dan bij de ideale gaswet. Dit is vooral het
geval bij hogere druk, waar door de kortere afstand een hogere interne
aantrekkingskracht plaatsvindt.
Van der Waals vergelijking (P + (an2/v2)) * (V – n*b) = n * R * T
Met an2/v2 is correctie voor de intermolaire aantrekkingskracht
n*b is de correctie voor moleculaire volume
, Hoofdstuk 2 Thermochemie
De eerste wet van de thermodynamica
Binnen de thermodynamica wordt gewerkt via twee wetten, elk met hun eigen
formules en afspraken. In dit hoofdstuk wordt gekeken naar de eerste regel
“In elk proces (spontaan of niet-spontaan) blijft de totale energie van het
systeem en zijn omgeving gelijk (de wet van behoud van energie)”
De totale energie (E) is de som van de kinetische en potentiële energieën van elk
deeltje in het systeem. Dit is een toestandsfunctie, omdat de waarde alleen afhangt
van de huidige toestand van het systeem en niet van het bereiken hiervan
De arbeid (w) wordt bepaald door de kracht keer de afstand en komt in de
scheikunde vooral voor als expansie arbeid, arbeid verrichting als resultaat van een
volumeverandering in het systeem
Voor arbeid geldt: W=F*S
W = - Pext * V
De warmte (q) is de maatstaf voor de verplaatsing van thermische energie; de
energieverplaatsing tussen een systeem en zijn omgeving als resultaat van een
temperatuurverschil of faseovergang. Bij latente warmte; faseverandering, bij
sensible warmte; temperatuurverandering
Voor de verandering in totale energie van het systeem:
Er geldt: E = interne energie 2 – interne energie 1
E = warmte + arbeid
E = q + w
E = q – Pext * V
De systemen binnen de thermodynamica
Binnen de scheikunde wordt gewerkt met verschillende soorten systemen; elk met
hun eigen karakter:
Isothermaal proces: een proces waarbij geen verandering in temperatuur is
(T = 0), waardoor de energieverandering ook nul is (E = 0)
Adiabatisch proces: een proces waarbij geen warmte uitwisseling plaatsvindt
(q = 0), waardoor de energieverandering gelijk is aan de arbeid (E = w)
Isocharic proces: een proces waarbij geen volumeverandering plaatsvindt (V
= 0), waardoor de energieverandering gelijk is aan warmte uitwisseling (E = q)
, Enthalpie - reactiewarmten
Bij een isocharic proces (V = 0, E = q) in totale energie (E = H) gelijk aan de
verandering in enthalpie. Door de verandering in enthalpie te bepalen ( H) kan
gezegd worden wat de reactiewarmten van het systeem is.
Een exotherm proces is een proces waarbij de verandering in enthalpie ( H)
negatief is en er dus warmte vrijkomt uit het systeem
Een endotherm proces is een proces waarbij de verandering in enthalpie ( H)
positief is en er dus warmte wordt opgenomen door het systeem
Er zijn verschillende vormen van enthalpieverandering:
Smelten: de warmte die nodig is om een substantie te smelten zonder zijn
temperatuur te veranderen --> “Enthalpy of Fusion” --> Hfusion
Verdampen: de warmte die nodig is om een substantie te verdampen zonder
zijn temperatuur te veranderen --> “Enthalpy of Vaporization” --> Hvap
Sublimateren: de warmte die nodig is om een substantie direct van vast naar
gas te brengen, niet eerst naar vloeibaar --> “Enthalpy of Sumblimation” -->
Hsubl
Er geldt: Hsubl = Hfusion + Hvap
Om de reactiewarmte, en hiermee de enthalpieverandering van de gehele reactie,
te bepalen, moet het verschil tussen de standaard enthalpie van formatie van de
producten en die van de beginstoffen worden bepaald.
Standaard enthalpy van formatie (Hf0): enthalpy verandering dat één stof
heeft bij de formatie van één mol of deze substantie in de standaard fase
o Let op! Deze kan zowel negatief als positie zijn
Standaard enthalpy van reactie (H0): enthalpy verandering van de totale
reactie, waarbij alle beginstoffen en producten zijn meegenomen
Er geldt: H0 = Hf0 (producten) - Hf0 (beginstoffen)
Bij een reactie: a*A + b * B --> c * C + d * D
H0 = [c * Hf0 (C) + d * Hf0 (D)] – [a * Hf0 (A) + b * Hf0 (B)]
kleine letters zijn hoeveelheden, grote letters zijn soorten stoffen
Hierbij geldt Hess’s Law: de algemene enthalpyverandering van een reactie is gelijk
aan de som van alle aparte enthalpyveranderingen van de individuele stappen
Er geldt: H0t = H01+2 = H01 + H02
