Energie Reactiesnelheid Chemisch 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
•
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-effect van een reactie ΔU = Σ U stoffen(na reactie) - Σ U stoffen(voor reactie)
•
Voor een exotherme reactie IS ΔU < 0,
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.
b.v.
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 ontbrandingstemperatuur 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
•
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:
NO2 + CO  NO + CO2
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
•
•
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
•
•
•
•
•
•
•
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
• 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
•
•
•
•
•
•
•
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
•
•
•
•
•
•
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
•
•
•
•
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 geldt voor 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.
Tijd (s)
0
2
4
6
8
10
[N2O5]
(mol/l)
0,16
0,08
0,04
0,02
0,01
0,005
Afname
[N2O5]
(mol/l)
0
0,08
0,12
0,14
0,15
0,155
[NO2] (mol/l)
0
0,16
0,24
0,28
0,30
0,31
[O2] (mol/l)
0
0,04
0,06
0,07
0,075
0,076