Energie reactiesnelheid chemisch evenwicht
This presentation is the property of its rightful owner.
Sponsored Links
1 / 14

Energie Reactiesnelheid Chemisch evenwicht PowerPoint PPT Presentation


  • 273 Views
  • Uploaded on
  • Presentation posted in: General

Energie Reactiesnelheid Chemisch evenwicht. Energie-effecten Energiediagrammen Activeringsenergie Reactiesnelheid De katalysator Omkeerbare reacties De evenwichtsvoorwaarde Homogene en heterogene evenwichten Beïnvloeding van evenwichten. Energie-effecten.

Download Presentation

Energie Reactiesnelheid Chemisch evenwicht

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Presentation Transcript


Energie reactiesnelheid chemisch evenwicht

EnergieReactiesnelheidChemisch evenwicht


Energie reactiesnelheid chemisch evenwicht

  • Energie-effecten

  • Energiediagrammen

  • Activeringsenergie

  • Reactiesnelheid

  • De katalysator

  • Omkeerbare reacties

  • De evenwichtsvoorwaarde

  • Homogene en heterogene evenwichten

  • Beïnvloeding van evenwichten


Energie effecten

Energie-effecten

  • Bij chemische reacties wordt chemische energie omgezet in andere vormen van energie of omgekeerd.

  • Chemische energie is een deel van de inwendige energie van een systeem van stoffen. (b.v. de bindingsenergie van de atomen in een molecuul of van de ionen in een ionrooster).

  • Andere vormen van energie zijn thermische energie ”warmte”, elektrische energie en stralingsenergie (licht, IR- en UV-straling)

  • Bij een exotherme reactie wordt chemische energie omgezet in andere vormen van energie (b.v. verbranding van aardgas, fotosynthese en accu/batterij).

  • Bij een endotherme reactie worden andere vormen van energie omgezet in chemische energie (b.v. thermolyse, elektrolyse en fotolyse). BOEK P.14


Energie diagrammen

Energie-diagrammen

  • Energie-effect van een reactieΔU = Σ U stoffen(na reactie) - Σ U stoffen(voor reactie)

  • Voor een exotherme reactie IS ΔU < 0, b.v. verbranding van methaan: ΔU = - 8,9.105 J/mol CH4 BOEK P.18

  • Bij een endotherme reactie is ΔU > 0, b.v. elektrolyse van water: ΔU = + 2,86.105 J/mol H2O

  • Het energie-effect ΔU zal voortaan de reactiewarmte genoemd worden (hierbij verwaarlozen we de arbeid op of door de omgeving).

  • In BINAS tabel 56 zijn verbrandingswarmten van enkele stoffen te vinden.

  • Bereken hieruit de reactiewarmte bij de verbranding van 1,0 m3 aardgas CH4.

  • T = 298 K en p=po dus dan is het molair volume VM = 2,45.10-2 m3/mol (tabel 7). 1,0 m3 aardgas bestaat dan uit 1,0 / 2,45.10-2 = 40,8 mol. De reactiewarmte = 40,8 × (- 8,9.105) = - 3,6.107 J/m3 bij standaardomstand.


Activerings energie

Activerings-energie

  • Aardgas gaat niet spontaan branden als je de gaskraan open zet, terwijl de reactie toch exotherm is. De reactie moet eerst op gang gebracht worden met een brandende lucifer of een vonk, d.w.z. er moet eerst een beetje energie worden toegevoerd.

  • Bij een brandbare stof moeten de reactanten eerst op ontbrandings- temperatuur gebracht worden.

  • De energie (J/mol) die nodig is om stoffen te laten reageren wordt activeringsenergie genoemd. BOEK P.20

  • Deze activeringsenergie is nodig om sommige bindingen te verbreken, waarna de eerste nieuwe bindingen gevormd kunnen worden.

  • Waarom zal aardgas vanzelf doorbranden na één keer te zijn aangestoken?

  • De reactie is exotherm en de activeringsenergie komt ook weer vrij, zodat er voldoende energie beschikbaar is om de naburige moleculen te activeren.


Overgangstoestand

Overgangstoestand

  • Moleculen kunnen alleen reageren als ze zoveel bewegingsenergie hebben gekregen dat bij de botsingen één of meer bindingen (gedeeltelijk) verbroken worden. Bij gedeeltelijk verbreken ontstaat dan een overgangstoestand of geactiveerde toestand waarbij de reagerende moleculen nog enigszins aan elkaar verbonden zijn.

  • Het voorbeeld van de reactie CH3Cl + OH−  CH3OH + Cl − laat dat duidelijk zien.


Reactieverloop voor de gasreactie no 2 co no co 2

Reactieverloop voor de gasreactie:NO2 + CO  NO + CO2


Botsende deeltjesmodel

Botsende deeltjesmodel

  • Een reactie kan pas verlopen als aan twee voorwaarden wordt voldaan:

  • 1. De deeltjes moeten op de juiste manier tegen elkaar botsen om nieuwe bindingen te kunnen vormen.

  • 2. De botsende deeltjes moeten samen voldoende energie hebben om in de geactiveerde toestand te geraken.

  • Als aan deze voorwaarde voldaan is, spreken we van effectieve botsingen.


Energieverdeling bij moleculen

Energieverdeling bij moleculen

  • Moleculen hebben bij een bepaalde temperatuur niet allemaal dezelfde energie (snelheid).

  • De snelheid van een reactie wordt dan bepaalt door het percentage moleculen dat minimaal de activeringsenergie heeft.


1 invloed temperatuur op reactiesnelheid

1. Invloed temperatuur op reactiesnelheid

  • Als de temperatuur stijgt, wordt de gemiddelde bewegingsenergie van de moleculen groter. De energie wordt overigens ook meer verspreid over de moleculen.

  • Dan neemt het aantal botsingen per seconde toe en ……..

  • …worden de botsingen krachtiger, waardoor het percentage effectieve botsingen toeneemt.

  • Door deze twee effecten wordt de reactiesnelheid groter.

  • Dit is afhankelijk van de grootte van de activeringsenergie. Voor veel reacties blijkt de snelheid een factor 2 à 3 groter te worden als de temperatuur 10 oC stijgt.

  • Hoeveel maal sneller verloopt een reactie bij 80 oC i.p.v. 20 oC ?

  • De temperatuur stijgt dan 6 × 10 oC, dus gaat de reactie 26 à 36 maal sneller.


2 aard van de stof en reactiesnelheid

2. Aard van de stof en reactiesnelheid

  • De aard van de stoffen die reageren bepalen in eerste instantie de snelheid van een reactie.

  • Reacties tussen ionen (b.v. neerslagreacties) hebben een zeer kleine activeringsenergie.

  • Er zijn ook reacties tussen moleculen waarbij de activeringsenergie bij kamertemperatuur nul of zeer klein is.

  • B.v. voor de reactie tussen rode fosfor en broom.

  • B.v. voor de ontleding van stikstof-tri-jodide. Deze stof ontleedt al door aanraken met een veertje.


3a verdelingsgraad en reactiesnelheid

3a. Verdelingsgraad en reactiesnelheid

  • De reactie tussen magnesium en zoutzuur verloopt als volgt: Mg(s) + 2 H+(aq)  Mg2+(aq) + H2(g)

  • De reactie van magnesiumpoeder met zoutzuur verloopt veel sneller dan als je een even grote hoeveelheid magnesiumlint neemt.

  • Magnesiumpoeder is veel fijner verdeeld. We zeggen dan dat de verdelingsgraad van magnesium groter is.

  • Hoe groter de verdelingsgraad van een stof des te groter is het contactoppervlak voor de reactie met deeltjes van de andere stof.

  • Hierdoor zijn er meer botsingen per seconde en zal de reactiesnelheid groter zijn.

  • Reacties waarbij de deeltjes van een stof niet maximaal verdeeld zijn over de ruimte worden heterogene reacties genoemd.

  • Heterogene reacties komen ook voor bij reacties tussen: een vloeistof en een gas of tussen twee vloeistoffen die niet mengen.


3b concentratie en reactiesnelheid

3b. Concentratie en reactiesnelheid

  • Alleen stoffen die homogeen verdeeld zijn hebben een concentratie. De eenheid daarvan wordt meestal uitgedrukt in mol/L.

  • De snelheid van een reactie kan dan verhoogd worden door de concentraties van de reagerende stoffen te verhogen.

  • Bij een hogere concentratie zal het aantal botsingen per seconde groter zijn, waardoor de reactie sneller verloopt.

  • Voor veel reacties is de reactiesnelheid zelfs rechtevenredig met de concentratie van de stof(fen) die reageert (reageren).

  • Hoeveel maal groter wordt dan de reactiesnelheid in de twee hiernaast geschetste situaties?

  • Bovenste situatie 4× groter, want beide reactanten zijn homogeen verdeeld. In de onderste situatie 2× groter, want de vaste stof heeft geen concentratie.


Voorbeeld concentratieverloop

Voorbeeld: Concentratieverloop

  • Een hoeveelheid N2O5(g) ontleedt als volgt: 2 N2O5  4 NO2 + O2

  • Wanneer we de concentratie van N2O5 meten als functie van de tijd, dan ontstaat in het diagram de blauw getekende grafiek.

  • Teken nu in hetzelfde diagram de grafieken voor NO2 en O2. Aanwijzing: maak een tabel met de concentraties van alle stoffen na elke 2 seconde.

  • Bedenk dat de molverhouding volgens de reactievergelijking geldtvoor de afname van de [N2O5] en de toename van de [NO2] en de [O2] b.v. als 0,04 mol/L N2O5 wordt omgezet, dan komt er 0,08 mol/L NO2 en 0,02 mol/L O2 bij.


  • Login