Chemie samenvatting eerste helft course 2
Hoofdstuk 7
- Het verbreken van een binding kost energie.
- Het vormen van een binding levert energie.
- Endotherm en exotherm:
o Endotherme reactie:
De reactie neemt warmte uit de omgeving op
De omgeving raakt dus warmte kwijt
Het systeem neemt de warmte op (positief)
o Exotherme reactie:
De reactie staat warmte aan de omgeving af
De omgeving neemt die warmte op
Het systeem raakt warmte kwijt (negatief)
- Warmte effect chemische verandering:
o Enthalpie-verandering (ΔH)
Endotherm: er wordt warmte opgenomen, ΔH is positief
Exotherm: er komt warmte vrij, ΔH is negatief
C warmte A B (H positief )
Eenheid is kcal/mol
A B C warmte (H negatief )
ΔH gaat over temperatuur verandering.
ΔH = (som van bond dissociatie energie)reactanten – (som van bond
dissociatie energie)producten
, Je kunt dus berekenen of een reactie endotherm of exotherm is.
Bijvoorbeeld reactie verbranding methaan:
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
4 x C-H binding, 2 x O-O binding, 2 C-O binding (let op! Zie
notitie onderaan in bovenstaande tabel) en 4 x O-H binding.
(4 x 99 + 2 x 119) – (4 x 112 + 2 x 191) = -196 kcal/mol
ΔH is negatief, dus exotherm.
- Spontaniteit van reacties:
o Meeste exotherme reacties lopen spontaan, maar sommige niet!
o Meeste endotherme reacties lopen niet spontaan, maar sommige wel!
Wanneer endotherme processen spontaan verlopen, hebben ze een
ding gemeen:
Een toename in wanorde!
Een maat voor die wanorde is de entropie (S)
S(gas) > S(vloeistof) > S(vaste stof), entropie gasfase is hoger
dan entropie vloeistoffase, en vloeistoffase is weer hoger dan
vastfase.
- Entropie-verandering (ΔS):
o ΔS = Snieuw - Soud
Wanneer ΔS positief is, is de entropie toegenomen.
Wanneer ΔS negatief is, is de entropie afgenomen.
o Eenheid is kcal/mol · K
K = temperatuur in kelvin.
o Bijvoorbeeld:
Rook sigaret verspreidt zich door ruimte: verhoogt de entropie. (ΔS
positief)
Koken van water: verhoogt de entropie. (ΔS positief)
Een reactie: 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g): je gaat 4 moleculen naar 2
moleculen, dus verlaagt de entropie. (ΔS negatief)
,- Het verloop van een spontane reactie is afhankelijk van twee factoren:
o Enthalpie-verandering (ΔH)
o Entropie-verandering (ΔS)
Spontaan: ΔH = negatief, ΔS = positief. (negatieve ΔH betekent
exotherm, positieve ΔS betekent verhoogt de entropie)
Niet spontaan: ΔH = positief, ΔS is negatief. (ΔH positief, dus
endotherm, ΔS negatief, dus verlaagt de entropie)
Maar wat nou als beide negatief, of beide positief zijn? Er speelt nog
een factor een rol:
- Vrije energie (G):
o De verandering in vrije energie is bepalend voor het al dan niet spontaan
verlopen van een reactie.
o ΔG is positief = niet spontaan = endergoon
o ΔG is negatief = spontaan = exergoon
o Eenheid is kcal/mol
°C + 273 = K
o De temperatuur (T) heeft ook een invloed. T is in Kelvin! K – 273 = °C
Bijvoorbeeld:
C ( s ) H 2O(l )
CO( g ) H 2 ( g )
ΔH = +31300 cal/mol
ΔS = +32 cal/mol · K
Bij een temperatuur van 298 K: ΔH is groter dan TΔS, ΔG is positief
(want een groot getal – een lager getal geeft een positieve uitkomst).
Positieve ΔG betekent niet spontaan en endergoon.
Maar bij een temperatuur van 973 K: ΔH is kleiner dan TΔS, waardoor
ΔG negatief is, en wel spontaan verloopt en exergoon is.
1
2
3
4
,- Nummer 1 en nummer 4 in bovenstaande tabel zijn eenvoudig:
o Nummer 1: ΔH is negatief, ΔS is positief. Dit betekent dat ΔG altijd negatief is,
want een min getal – “een getal (temperatuur) keer een positief getal(ΔS)”
wordt een nog negatiever getal. ΔG is dus negatief, de reactie zal spontaan
verlopen en de reactie is exergoon.
o Nummer 4: ΔH is positief, ΔS is negatief. Dit betekent dat ΔG altijd positief is,
want een positief getal – “een getal (temperatuur) keer een min getal(ΔS)”
geeft altijd een positieve uitkomst. ΔG is dus positief, de reactie zal niet
spontaan verlopen en de reactie is endergoon.
- Nummer 2 en 3 zijn wat moeilijker:
o Nummer 2: ΔH is negatief, ΔS is negatief. Dit betekent dat ΔG negatief of
positief kan zijn, afhankelijk van de temperatuur. Bijvoorbeeld:
ΔH = -5, ΔS = -3
Bij een temperatuur van 1 K, wordt de som:
-5 – (1 x -3) = -2, ΔG is negatief en de reactie loopt spontaan.
Maar bij een temperatuur van 2 K, wordt de som:
-5 – (2 x -3) = 1, ΔG is positief en de reactie loopt niet
spontaan.
Dus:
Bij een lage T krijg je een lagere waarde voor ΔG, en loopt de
reactie spontaner.
Bij een hogere T krijg je een hogere waarde voor ΔG, en loopt
de reactie minder spontaan.
o Nummer 3: ΔH is positief, ΔS is positief. Dit betekent dat ΔG negatief of
positief kan zijn, afhankelijk van de temperatuur. Het werkt het zelfde als bij
nummer 2, maar dan andersom, bijvoorbeeld:
ΔH = 5, ΔS = 3
Bij een temperatuur van 1 K wordt de som:
5 – (1 x 3) = 2, ΔG is positief en de reactie loopt niet spontaan.
Maar bij een temperatuur van 2 K wordt de som:
5 – (2 x 3) = -1, ΔG is negatief en de reactie loopt spontaan.
Dus:
Bij een lage T krijg je een hogere waarde voor ΔG, en loopt de
reactie minder spontaan
Bij een hogere T krijg je een lagere waarde voor ΔG, en loopt
de reactie spontaner.
o Het kantelpunt waarbij je van niet spontaan naar spontaan gaat, of juist
andersom, is te berekenen. Dit hadden we in de les gedaan bij opdracht 7.6.
We moesten de T berekenen waarbij de reactie spontaal zal gaan verlopen,
dus wanneer ΔG voor het eerst negatief zal zijn.
Voor de berekening moet je de volgende vergelijking oplossen:
ΔG = 42,6 – (T x 0,038). Je wilt weten voor welke waarde van T, ΔG
negatief gaat worden. Dat kun je als volgt doen:
0 = 42,6 – (? x 0,038)
Als uitkomst krijg je T = 42,6/0,038 = 1.123,7, dus voor een
temperatuur van vanaf 1.123,7 Kelvin zal ΔG negatief zijn en zal de
reactie spontaan verlopen.
,- Samenvattend:
o ΔH negatief exotherm
o ΔH positief endotherm
o ΔS negatief verlaging entropie
o ΔS positief verhoging entropie
o ΔG negatief exergoon (spontaan)
o ΔG positief endergoon (niet spontaan)
- Reactiesnelheid:
o Het aantal mol product gevormd in één liter per tijdseenheid
o Maar ook het aantal mol reactant verbruikt in één liter per tijdseenheid.
- Een reactie verloopt wanneer er effectieve botsingen zijn, die leiden tot instabiliteit
van het molecuul.
o De botsing moet van voldoende kracht zijn
o Maar de botsing moet ook goed georiënteerd zijn, de moleculen moeten
“goed” liggen, net als bij een enzym het substraat er maar op 1 plek in kan.
- Verandering in vrije energie:
, o De linker grafiek is een exergone reactie. Dit kun je zien doordat de energie
van de producten lager is dan de energie van de reactanten. Er is dus
energie/warmte afgegeven.
o De rechter grafiek is een endergone reactie. Dit kun je zien doordat de
energie van de producten hoger is dan de energie van de reactanten. Er is
dus energie/warmte opgenomen.
o De top van de grafiek noem je de geactiveerde toestand
o ΔG is het verschil tussen de vrij energie tussen de reactanten en de
producten. Je ziet hier dus dat de exergone reactie een negatieve ΔG zal
geven, en dus exergoon is en spontaan zal verlopen. Het omgekeerde voor
de endergone reactie: ΔG zal positief zijn, en is dus daadwerkelijk endergoon,
en zal niet spontaan verlopen.
o De activeringsenergie is de energie vanaf de reactanten tot aan de energie
van de geactiveerde toestand.
- Activeringsenergie (Eact):
o De energie die nodig is om de reactie te starten
De grootte van de activeringsenergie bepaalt de snelheid van de
reactie. Hoe hoger de activeringsenergie (dus hoe hoger de top in de
grafiek), hoe langzamer de reactie. En dus ook hoe lager de
activeringsenergie, hoe sneller de reactie zal verlopen.
De reactie hierboven zal dus snel verlopen, omdat de Eact laag is.
- Beïnvloeden van reactiesnelheid:
o Katalysator: verlaagt de activeringsenergie, waardoor de reactie sneller zal
verlopen.
, o Temperatuur: een hogere temperatuur zal zorgen voor meer botsingen, maar
zorgt er ook voor dat de kracht van de botsingen toeneemt. Hoe meer
effectieve botsingen, hoe sneller de reactie.
o Concentratie: wanneer je de concentratie van een stof verhoogd, is de kans
op een botsing hoger. (vergelijk het met een kantine met 10 personen en een
kantine met 1000 personen; de kans dat de personen botsen is bij de kantine
met 1000 personen een stuk groter). Hoe meer botsingen, hoe sneller de
reactie.
- Chemisch evenwicht:
o Veel reacties zijn omkeerbaar:
o Dynamisch evenwicht (equilibrium): de snelheid van de reactie naar rechts is
net zo snel als de reactie naar links, maar er zijn géén concentratie
veranderingen waarneembaar.
- Evenwichtsconstante (K):
o Evenwichtsconstante stel je als volgt op:
,o Je zet de producten boven de streep. De coëfficiënten worden machten. Je
vermenigvuldigd de producten. Je zet de reactanten onder de streep. Ook hier
worden de coëfficiënten machten, en vermenigvuldig je de reactanten.
Vervolgens deel je de som van de producten door de som van de reactanten,
en heb je de evenwichtsconstante van die reactie. Let op! De constante is een
constante en blijft dus gelijk, alleen de temperatuur is van invloed op deze
constante.
o Let op! De volgende stoffen zet je niet in de evenwichtsconstante:
Vaste stoffen
Zuivere stoffen
Wanneer deze stoffen voorkomen in de reactie neem je ze niet mee in
het bereken van de evenwichtsconstante.
o Je kunt uitspraken doen over de hoeveelheid product en reactant, aan de
hand van de evenwichtsconstante. Zie bovenstaande afbeelding.
Wanner je een erg kleine waarde voor K hebt, dan betekent dit dat je
1
evenwichtsconstante er zo ongeveer zo uitzag: K= . Boven de
10.000
streep staan de producten, onder de reactanten. Wanneer K dus erg
klein is, heb je veel reactanten.
Hetzelfde andersom. Wanneer je een erg grootte waarde voor K vindt,
10.000
dan zag je reactie er zo ongeveer uit: K= . Boven de streep
1
staan de producten, dus er zijn er veel producten aanwezig wanneer je
een grote waarde voor K vindt.
, De tussenliggende stappen in de afbeelding zijn ook zo uit te leggen.
Hebben we in de les geoefend met opdracht 7.14.
, - Principe van Le Chatelier:
- Je kunt op 3 manieren stress leveren op een systeem dat in evenwicht is:
o De concentratie aan te passen.
o Druk te veranderen (oftewel het volume verkleinen/vergroten, waardoor de
druk omhoog/omlaag gaat).
o De temperatuur te veranderen.
- De concentratie aan te passen:
o Bijvoorbeeld de volgende reactie:
o Wat gebeurt er als je extra H2 gaat toevoegen?
o Door de hogere H2 concentratie is er meer H2 om met N2 te bosten,
waardoor je een hoger 2NH3 concentratie zal krijgen. Het evenwicht ligt
rechts.
o Maar let op! De evenwichtsconstante blijft gelijk, tenzij je de temperatuur gaat
veranderen!
o Je kunt ook de concentratie aanpassen door constant een stof het reactievat
te laten verlaten.
o Wanneer je constant een stof weg haalt, forceer je de andere stoffen om meer
van de weggehaalde stof te produceren, om in evenwicht te blijven. Ook hier
ligt het evenwicht weer rechts.
