H7

7.1 t/m 7.3

Soorten energie

Er zijn twee soorten energie:

1. potentiele energie
   • aantrekkende krachten tussen ionen (ion binding) en atomen (covalente binding)
2. kinetische energie
   • warmte-ontwikkeling (bewegende deeltjes)

Het verbreken van een binding KOST energie. De vorming van een binding LEVERT energie.

Exotherm en Endotherm

Endotherme reactie:

• De reactie neemt warmte uit de omgeving op
• de omgeving raakt warmte kwijt
• het systeem neemt die warmte op (positief) Exotherme reactie:
• De reactie staat warmte aan de omgeving af
• de omgeving neemt die warmte op
• het systeem raakt die warmte kwijt (negatief)

Enthalpie-verandering

Het warmte-effect van een chemische verandering wordt weergegeven als een enthalpie-verandering (ΔH)

1. Endotherm: er wordt warmte opgenomen

• ΔH positief

2. Exotherm: er komt warmte vrij

• ΔH negatief

Tabel 7.1 gemiddelde hoeveelheid energie die vrijkomt bij breking bindingen

# 7.4 Waarom verlopen reacties

• Sommige exotherme reacties verlopen niet spontaan!
• Sommige endotherme reacties verlopen wel spontaan!

Entropie en wanorde

Spontane endotherme processen hebben met elkaar gemeen dat ze een toename in de wanorde verzorgen.

Een maat voor wanorde is entropie(S)

S(gas) > S(vloeistof) > S(vaste stof)

ΔS = Snieuw – Soud ΔS = positief: entropie is toegenomen ΔS = negatief: entropie is afgenomen

Het verloop van een spontane reactie

Het verloop van een spontane reactie is afhankelijk van twee factoren:

1. enthalpieverandering (ΔH)
2. entropieverandering (ΔS)

• Spontaan:
  • ΔH = negatief
  • ΔS = positief
• Niet spontaan:
  • ΔH =positief
  • ΔS = negatief

Exergoon en Endergoon

De verandering in vrije energie (ΔG) is bepalend voor het al dan niet spontaan verlopen van een reactie.

• Exergoon: ΔG = negatief (spontaan)
• Endergoon: ΔG = positief (niet spontaan)

Dus:

ΔH negatief → exotherm ΔH positief → endotherm

ΔS negatief → Verlaging van de entropie ΔS positief → Verhoging van de entropie

ΔG negatief → Exergoon (spontaan) ΔG positief → Endergoon (spontaan)

7.5 Reactiesnelheid

Reactiesnelheid:

• Aantal mol product gevormd in één liter per tijdseenheid
• Aantal mol reactant verbruikt in één liter per tijdseenheid

Een reactie ontstaat bij een effectieve botsing die:

• Voldoende krachtig is
• Goed georiënteerd is

Activeringsenergie: De energie die nodig is om de reactie te starten.

De grootte van de activeringsenergie bepaalt de snelheid van de reactie.

Hoe beïnvloeden we de reactiesnelheid

Temperatuur

Des te hoger de temperatuur, des te hoger de hoeveelheid botsingen per tijdseenheid en de snelheid bij botsingen, waardoor de reactiesnelheid omhoog gaat.

Concentratie

Des te hoger de concentratie, des te hoger de hoeveelheid botsingen per tijdseenheid en dus des te hoger de reactiesnelheid.

Een katalysator

Een katalysator verlaagt de energie die nodig is om een reactie te starten, waardoor er sneller een reactie plaatsvindt.

Samenvatting

Er zijn drie manieren om de reactiesnelheid van een bepaalde reactie te verhogen:

• De concentratie verhogen: Als je de concentratie van de reactant verhoogd, komen er meer botsingen per tijdseenheid en dat verhoogd de reactiesnelheid.

• De temperatuur verhogen: De verhoging van temperatuur versnelt de atomen waardoor er meer botsingen zijn per tijdseenheid en de atomen harder met elkaar botsen.

• Een katalysator toevoegen: Door een katalysator toe te voegen verlaagt de benodigde energie voor een reactie en zal hij sneller plaatsvinden.

7.7 Chemisch evenwicht

Veel reacties zijn omkeerbaar.

Een chemisch evenwicht: een toestand waarin de snelheid van de heengaande reactie gelijk is aan de snelheid van de teruggaande reactie. Met andere woorden: er is geen netto verandering in de concentraties van reactanten en producten.

Een chemisch evenwicht is dynamisch, dat betekent dat er continu een reactie plaatsvindt maar dat er geen verandering in de concentratie waarneembaar is.

7.8 Evenwichtsvoorwaarde

Om een evenwichtsvoorwaarde op te stellen, moeten de concentraties van de reactieproducten (rechterkant van de pijl) door de concentraties van de reactanten (linkerkant van de pijl) gedeeld worden.

Niet in evenwichtsvoorwaarde:

• vaste stoffen
• zuivere vloeistoffen

7.9 Principe van Le Chatelier

Le Chatelier’s principe: Als in een chemisch systeem een verandering optreedt in concentratie, temperatuur, volume of totale druk, met andere woorden, een evenwichtsverstoring, dan zal het evenwicht zodanig verschuiven dat die verandering tegengegaan wordt. Uiteindelijk balanceert het systeem naar een nieuw evenwicht.