In dit document staat alle theorie die je moet kennen voor je reactiesturing tentamen. Dit vak wordt gegeven op de studie chemie aan de HU. Alle leerdoelen worden behandeld en uitgelegd. Vergelijkingen die je nodig hebt voor de aanwezige berekeningen in je tentamen worden ook weergegeven.
De betekenis van de enthalpie en entropie van reacties uit kunnen leggen
Enthalpie = warmte-inhoud uitgedrukt in de grootheid H met eenheid J
Entropie = een maat voor wanorde uitgedrukt in de grootheid S met eenheid J*K-1
Endotherm = reactie vraagt warmte
Exotherm = bij de reactie komt warmte vrij
Berekeningen aan de enthalpie en entropie van reacties kunnen uitvoeren
Enthalpie:
Bij temperatuur tabel:
∆𝑟𝐻! = ∆𝑓𝐻! 𝑒 − ∆𝑓𝐻! 𝑏
(e = eindtoestand; b = begintoestand)
Dus à ∆𝑟𝐻! = ∆𝑓𝐻! 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛 − ∆𝑓𝐻! 𝑢𝑖𝑡𝑔𝑎𝑛𝑔𝑠𝑠𝑡𝑜𝑓𝑓𝑒𝑛
Bij willekeurige T anders dan Ttabel:
#
∆𝑟𝐻! (𝑇) = ∆𝑓𝐻! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) + ∆𝑐" ! :#$%&'( ;
Entropie:
)
∆𝑆 = #
S = verandering in entropie (J*K-1 )
q = warmte toevoer (J)
T = temperatuur (K)
∆-!"
Entropie verandering bij gelijk blijvende temperatuur: ∆𝑆*+ = #!"
Entropie verandering bij veranderende temperatuur:
#
∆𝑆 = 𝑛 ∗ 𝑐 ∗ ln :## ;
$
S = verandering in entropie (J*K-1 )
n = hoeveelheid stof (mol)
c = soortelijke warmte (J*mol*K-1 )
Te = eindtemperatuur (K)
Tb = begintemperatuur (K)
Bij p constant à c = c*p
Bij temperatuur tabel berekenen vanuit Sm en het aantal mol in de begin- en eindtoestand volgens:
∆𝑟𝑆 ! = 𝑆𝑒 ! − 𝑆𝑏!
(bij reactie: producten – reactanten)
Bij willekeurige T anders dan Ttabel:
#
∆𝑟𝑆 ! (𝑇) = 𝑆𝑒 ! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) − 𝑆𝑏! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) + ∆𝑐" ! ∗ ln :#$%&'( ;
, Werkcollege 2: entropie en Gibbs energie
De entropieverandering van de omgeving en de totale entropie kunnen berekenen
2∆3- %
Bij reacties: ∆𝑆*./'+01/ =
#
Algemeen: ∆𝑆$*$%%( = ∆𝑆"3*4'5 − ∆𝑆*./'+01/
Als ∆𝑆$*$%%( > 0 → 𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠 𝑖𝑠 𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡𝑎𝑎𝑛
Temperatuurafhankelijke berekeningen aan de Gibbs energie kunnen doen
Verandering van Gibbs energie bij iedere temperatuur:
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑟𝐻! − 𝑇 ∗ ∆𝑟𝑆 !
H = enthalpie in J
T = absolute temperatuur in K
S = entropie van het systeem in J*K-1
Voor reacties geld bij p en T constant:
∆𝑟𝐺 ! < 0 spontaan, reactie wil naar rechts verlopen
!
∆𝑟𝐺 > 0 niet spontaan, reactie wil naar links verlopen
∆𝑟𝐺 ! = 0 evenwicht, geen voorkeur voor links of rechts
Verandering van Gibbs energie bij tabeltemperatuur:
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑓𝐺𝑒 ! − ∆𝑓𝐺𝑏! voor een proces
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑓𝐺 ! 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛 − ∆𝑓𝐺 ! 𝑢𝑖𝑡𝑔𝑎𝑛𝑔𝑠𝑠𝑡𝑜𝑓𝑓𝑒𝑛 voor een chemische reactie
∆𝑟𝐺 ! bij T ≠ Ttabel gebruik ∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑟𝐻! − 𝑇 ∗ ∆𝑟𝑆 !
Met ∆𝑟𝐻! (𝑇) = ∆𝑟𝐻! (𝑇$%&'( ) + ∆𝑐" ! (𝑇 − 𝑇$%&'( )
#
Met ∆𝑟𝑆 ! (𝑇) = ∆𝑟𝑆 ! (𝑇$%&'( ) + ∆𝑐" ! ∗ ln :# ;
&'$#(
Reactie spontaan als ∆𝑟𝐺 ! < 0
è Negatieve ∆𝑟𝐻! draagt bij, dus exotherme reactie
è Positieve ∆𝑟𝑆 ! draagt bij, dus toename wanorde
Berekening omslagpunt als enthalpie en entropie hetzelfde teken hebben:
∆3- %
𝑇*.5(%/ = ∆36 %
Uit experimentele gegevens het teken van de reactie-enthalpie en -entropie kunnen afleiden
∆𝑆 + -
∆𝐻
+ Spontaan vanaf Tomslag (smelten) Niet spontaan (fotosynthese van glucose)
- Spontaan bij iedere T (buskruit) Spontaan tot Tomslag (NH3-synthese)
Meer mol gas na de pijl dan ervoor à toename wanorde à ∆𝑟𝑆 ! > 0
, Werkcollege 3: Gibbs energie en evenwicht
De beschrijving van de Gibbs energie in termen van activiteiten kunnen toepassen
Kunnen rekenen aan en redeneren vanuit de evenwichtsvoorwaarde
∆𝑟𝐺 = ∆𝑟𝐺 ! + 𝑅 ∗ 𝑇 ∗ ln 𝑄
%) * ∗ %+ ,
Met reactie quotiënt 𝑄 = %' - ∗ %$ .
• a zijn “activiteiten” ~ effectieve concentratie of deeldruk
• zuivere vaste stoffen en vloeistoffen: activiteit = 1
• ideale gassen: activiteit = deeldruk in bar
• ideale oplossingen: activiteit = concentratie in M
• niet ideaal: ideaal aannemen of activiteit berekenen met model
• producten in de teller, uitgangsstoffen in de noemer, coëfficiënten in de macht
Het reactiequotiënt Q kunnen berekenen en op grond van de uitkomst een uitspraak kunnen doen
over de evenwichtsrichting waarin een reactiemengsel verschuift
Chemisch evenwicht
evenwicht: ∆rG = 0: geen verschil tussen “heen en terug”
∆𝑟𝐺 = ∆𝑟𝐺 ! + 𝑅 ∗ 𝑇 ∗ ln 𝑄 = 0
In evenwicht: Q = K (de ‘evenwichtsconstante’)
2∆39 %
Evenwichtsvoorwaarde: ln 𝐾 = :#
ΔrG0 > 0 à 0 < K < 1 → evenwicht bij uitgangsstoffen (reactie wil niet spontaan verlopen)
ΔrG0 < 0 à K > 1 → evenwicht bij producten (reactie wil spontaan verlopen)
vanuit beginsituatie wil systeem naar ∆rG (T,p,c) = 0 ofwel Q = K
Q<K
→ Q moet groter worden
→ toename activiteiten producten, afname uitgangsstoffen
→ verschuiving ligging systeem richting producten
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, creditcard of Stuvia-tegoed 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 tessalausberg. Stuvia faciliteert de betaling aan de verkoper.
Zit ik meteen vast aan een abonnement?
Nee, je koopt alleen deze samenvatting voor €5,02. Je zit daarna nergens aan vast.
