Inhoudsopgave Thema 1: Thermodynamica 1 2 3 4 5 6
Wat is een systeem? Basisprincipe van de thermodynamica Inwendige energie Reactie-energie Activeringsenergie Enthalpie 6.1 Reactiewarmte en reactiearbeid 6.2 Enthalpieverandering 6.2.1 Experimentele vaststelling 6.2.2 Het begrip enthalpie 6.2.3 Enkele voorbeelden van enthalpieveranderingen Opgaven Samenvatting
Thema 2: Reactiesnelheid 1 2 3 4
Inleiding Botsingsmodel Geactiveerd complex en activeringsenergie Definitie van reactiesnelheid 4.1 Gemiddelde reactiesnelheid 4.2 Ogenblikkelijke reactiesnelheid 5 Snelheidsvergelijking 5.1 Algemene uitdrukking snelheidsvergelijking 5.2 Eenstapsreacties 5.3 Orde van een chemische reactie 5.4 Voorbeeldopdracht 6 Factoren die de reactiesnelheid beĂŻnvloeden 6.1 Concentratie van de reagentia 6.2 Temperatuur 6.3 Katalysator 6.4 Verdelingsgraad Opgaven Samenvatting
Thema 3: Chemisch evenwicht 1 2
Aflopende reactie Chemisch evenwicht 2.1 Experimenten 2.2 Definitie 2.3 Grafische voorstelling 3 Evenwichtsconstante 3.1 Formule evenwichtsconstante 3.2 Evenwichtswet 3.3 Uitdrukking van K 3.4 Betekenis van K 3.5 Voorbeeldopdracht 4 Factoren die de ligging van het chemisch evenwicht beïnvloeden 4.1 Principe van Le Chatelier en Van ‘t Hoff 4.2 Concentratieverandering 4.2.1 Voorbeeld in het menselijk lichaam: transport van O2 en CO2 4.2.2 Voorbeeld in de natuur: vorming van grotten en druipstenen 4.3 Druk- of volumeverandering 4.4 Temperatuursverandering 4.5 Katalysator 4.6 Voorbeeldopdracht Opgaven Samenvatting
Thema 4: Zuur-basereacties 1
2
3
Definitie van zuren en basen 1.1 Zuur-basetheorie van Arrhenius 1.1.1 Zuren 1.1.2 Basen 1.1.3 Voor- en nadelen van deze theorie 1.2 Zuur-basetheorie van Brønsted en Lowry 1.3 Schrijven van zuur-basekoppels Zuursterkte en zuurconstanten 2.1 Zuur- en basesterkte 2.2 Ionenproduct van water (Kw) 2.2.1 Definitie 2.2.2 Verschuiving van het ionisatie-evenwicht van water 2.3 Zuur- en baseconstante (Kz en Kb) 2.3.1 Afleiding zuur- en baseconstante 2.3.2 Verband tussen Kz en Kb van eenzelfde zuur-basekoppel 2.4 Voorspellen van het verloop van zuur-basereacties 2.4.1 Afleiding formule 2.4.2 Voorbeeldopdracht Begrippen pH en pOH 3.1 Herhaling begrip pH 3.2 Definitie pH 3.3 Gerelateerde formules 3.4 Samenvatting
4
Berekenen van de pH en pOH van waterige oplossingen 4.1 pH-berekening van een sterk zuur 4.2 pH-berekening van een sterke base 4.3 Voorbeeldopdrachten 5 Buffers 5.1 Definitie 5.2 Samenstelling van een buffermengsel 5.3 Voorbeeld van een buffermengsel 5.4 Belang 5.4.1 Toepassingen in de natuur 5.4.2 Toepassingen in de chemie 5.4.3 Toepassingen in het menselijk lichaam 6 Titraties (V) 6.1 Principe 6.2 Titratieformule: berekening van de onbekende concentratie zuur/base 6.3 Voorbeeldopdracht 6.4 Kwalitatieve verklaring pH-verloop Opgaven Samenvatting
Thema 5: Redoxreacties 1 2 3 4
Soorten anorganische reacties Oxidatiegetal Redoxreacties: enkele belangrijke begrippen Opstellen van een redoxreactie (U) 4.1 Stappenplan 4.2 Voorbeeldopdracht 5 Sterkte van reductoren en oxidatoren 5.1 Verdringingsreeks van de metalen 5.2 Verdringingsreeks van de niet-metalen 5.3 Standaardreductiepotentiaal 6 Voorspellen van het verloop van een redoxreactie 7 Galvanische cel 7.1 Twee halfcellen en elektronenbrug 7.2 Zoutbrug of ionenbrug 8 Elektrolyse Opgaven Samenvatting
Thema 6: Reactietypes in de koolstofchemie 1 2
Soorten organische reacties Indeling op basis van het reactietype 2.1 Degradatie 2.2 Additie 2.3 Substitutie 2.4 Eliminatie 2.5 Condensatie 2.6 Polymeervorming 3 Indeling volgens de aard van de splitsing (V) 3.1 Homolytische splitsing 3.2 Heterolytische splitsing 4 Indeling op basis van het aanvallend reagensdeeltje (V) 5 Enkele voorbeelden van organische reacties 6 Kunststoffen 6.1 Inleiding 6.2 Kunststoffen: pro en contra 6.3 Indeling van polymeren 6.3.1 Primaire structuur 6.3.2 Fysische eigenschappen 6.3.3 Herkomst 6.4 Synthese van polymeren 6.4.1 Radicalaire polymerisatie 6.4.2 Polycondensatie 6.4.3 Polyadditie 6.5 Recyclage: een tweede leven voor kunststoffen Opgaven Samenvatting
Bijlagen
R E A C TI E S N E LH E I D
THEMA
2
REACTIESNELHEID
INHOUD 1 2 3 4
Inleiding Botsingsmodel Geactiveerd complex en activeringsenergie Definitie van reactiesnelheid 4.1 Gemiddelde reactiesnelheid 4.2 Ogenblikkelijke reactiesnelheid
5 Snelheidsvergelijking 5.1 Algemene uitdrukking snelheidsvergelijking 5.2 Eenstapsreacties 5.3 Orde van een chemische reactie 5.4 Voorbeeldopdracht
6 Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden 6.1 Concentratie van de reagentia 6.2 Temperatuur 6.3 Katalysator 6.4 Verdelingsgraad
Waarover gaat dit thema? In dit thema omschrijven en verklaren we eerst het begrip reactiesnelheid door middel van het botsingsmodel. Hierbij komen de begrippen effectieve botsingen en geactiveerd complex aan bod. Dan gebruiken we het botsingsmodel om te verklaren hoe factoren zoals concentratie en temperatuur de reactiesnelheid beïnvloeden. Tot slot stellen we de snelheidsvergelijking op voor eenstapsreacties.
Smaakmaker
Opgaven Samenvatting
Waarom op een lage temperatuur wassen? (Bron: www.goedgewassen.be)
De milieu-impact van de was of vaatwas wordt sterk beïnvloed door het energieverbruik. De gebruiksfase van wasproducten voor vaatwas- en wasmachines is verantwoordelijk voor 50 tot 70 % van de milieu-impact. Hoe warmer het water, hoe hoger het energieverbruik en hoe groter de milieu-impact. De moderne textielwasproducten zijn meestal ook doeltreffend op lage temperaturen, en de vlekken die een hogere temperatuur dan 30 °C vereisen, zijn zeldzaam. De vaat kan gewassen worden op 50 °C. Je kan dus meestal ook op lage temperaturen optimale resultaten behalen, als je de juiste dosis wasproduct gebruikt (naargelang de hardheid van het water en de bevuilingsgraad van de was of vaatwas). Het is daarbij heel belangrijk de gebruiksaanwijzing te lezen. Maar hoe komt het nu dat we tegenwoordig op een lagere temperatuur de was kunnen doen? Het antwoord vind je op p. ....
30
THEMA 2: REACTIESNELHEID
1
Inleiding
A
B
In dit thema bekijken we de reactiesnelheid van een chemische reactie. Uit het 3de jaar weet je al dat de reactiesnelheid omgekeerd evenredig is met het tijdsinterval tussen de start en het einde van de reactie: • een snelle chemische reactie heeft een kort tijdsinterval. • een trage chemische reactie heeft een lang tijdsinterval.
Fig. 2.1 A Explosie van ballonnen gevuld met waterstofgas tijdens de laatste ronde van de Republikeinse voorverkiezingen in Armenië. 116 mensen werden naar het ziekenhuis overgebracht, maar niemand overleed. (4 mei 2012) B Historische industriële molen, volledig verroest in Bethlehem, Pennsylvania in de Verenigde Staten
Het tijdsinterval waarin een chemische reactie gebeurt, is afhankelijk van de reactieomstandigheden en is specifiek voor elke reactie. Een explosie (zeer snelle verbranding) van biogas (methaan) of van waterstofgas gebeurt in een fractie van een seconde, terwijl de omzetting van ijzer naar roest (ijzeroxide) een proces is dat net iets langer duurt. Het verloop van chemische reacties is ook afhankelijk van uitwendige omstandigheden. In het 3de jaar hebben we al besproken dat de reactiesnelheid kan worden beïnvloed door: 1 de temperatuur: hoe hoger de temperatuur, hoe sneller de reactie. 2 de verdelingsgraad: hoe groter de verdelingsgraad, hoe sneller de reactie. 3 de aanwezigheid van een katalysator: een katalysator kan de reactie versnellen of vertragen. Voordat we nog andere factoren onderzoeken die de reactiesnelheid beïnvloeden, bekijken we het begrip reactiesnelheid meer in detail aan de hand van een nieuw model: het botsingsmodel.
2
Botsingsmodel De theoretische aanpak van de reactiesnelheid gebeurt aan de hand van het bestuderen van een model dat een aantal experimentele waarnemingen kan verklaren: het ‘botsingsmodel’. Dit model is gebaseerd op 3 voorwaarden waaraan de reagentia moeten voldoen, opdat een chemische reactie zou optreden: 1 Ze moeten botsen. 2 Ze moeten voldoende kinetische energie bezitten om bestaande bindingen te breken en nieuwe bindingen te vormen. 3 Ze moeten in de gepaste oriëntatie ten opzichte van elkaar contact maken. Wanneer aan deze drie voorwaarden voldaan is, zullen de reagentia reageren: we spreken van een effectieve botsing. Als de moleculen ondanks een botsing toch niet reageren (m.a.w. de reagentia blijven bestaan en er worden geen eindproducten gevormd), dan spreken we van een niet-effectieve (of elastische) botsing. De reactiesnelheid wordt bepaald door het aantal deeltjes dat zowel met de gepaste oriëntatie als met voldoende energie botst. Dit gaat meestal gepaard met de vorming van een energetisch hoger gelegen tussentoestand: het geactiveerd complex. Om dit te bereiken, moeten de reagentia dikwijls eerst extra energie ontvangen: de activeringsenergie.
THEMA 2: REACTIESNELHEID
31
3
Geactiveerd complex en activeringsenergie In thema 1 heb je al geleerd dat in de meeste reacties de reagentia een hoeveelheid activeringsenergie (Ea) opnemen vooraleer de chemische reactie start. Ze komen daardoor in een hogere energietoestand en vormen het zogenaamde geactiveerd complex. We kunnen het bestaan van het geactiveerde complex wel aantonen, maar het is niet als stabiel product af te zonderen. Het geactiveerd complex is een onstabiele tussentoestand van atomen waarin zowel de bindingen aanwezig in de reagentia, als de bindingen aanwezig in de reactieproducten, voorkomen. Deze reactieweg is energetisch gunstiger dan de reactieweg waarbij de reagentia eerst volledig worden afgebroken in aparte atomen en dan de nieuwe bindingen van de reactieproducten gevormd worden. Het verschil in enthalpie-inhoud tussen de reagentia en het geactiveerd complex is de activeringsenergie, die altijd een positieve waarde heeft. Bij niet-effectieve (elastische) botsingen ontstaat er geen geactiveerd complex. Voorbeeld De theoretische reactie X2 + Y2 → 2 XY treedt op via een onstabiele tussentoestand met hoge energie-inhoud: het geactiveerd complex (X2Y2)*. Op Fig. 2.2 kan je duidelijk zien dat deze reactieweg energetisch gunstiger is, dan het eerst volledig afbreken van de bindingen van de reagentia (2X + 2Y).
H (kJ/mol) Hvrije atomen
X X
Y Y
Hgeact.complex
X X
Y Y
HR
X
Y
X
Y
geactiveerd complex
vorming geactiveerd complex is energetisch gunstiger
X X
HP
Y Y
Fig. 2.2 Grafische voorstelling van de enthalpie-inhoud tijdens de reactie X2 + Y2 → 2 XY (Hp = enthalpie-inhoud reactieproducten; HR = enthalpie-inhoud reagentia; Hgeact. complex = enthalpie-inhoud geactiveerd complex; Hvrije atomen = (fictieve) enthalpie-inhoud van de vrije atomen)
reactieverloop
Fig. 2.3 geeft ook duidelijk het verschil weer tussen de activeringsenergie (die steeds positief is) en de verandering in enthalpie-inhoud (∆H), die in dit geval negatief is, aangezien het gaat om een exo-energetische reactie. H (kJ/mol) Hvrije atomen
2X + 2Y
Hgeact.complex
Fig. 2.3 Grafische voorstelling van de enthalpie-inhoud tijdens de reactie X2 + Y2 → 2 XY (Hp = enthalpie-inhoud reactieproducten; HR = enthalpie-inhoud reagentia; Hgeact. complex = enthalpie-inhoud geactiveerd complex; Hvrije atomen = (fictieve) enthalpie-inhoud van de vrije atomen)
(X2Y2)* Ea
HR HP
X2+ Y2
∆H 2XY
reactieverloop
32
THEMA 2: REACTIESNELHEID
Het ontstaan van een geactiveerd complex heeft niet alleen te maken met de mogelijkheid om energie op te nemen voor de vorming van dat complex. Ook een juiste oriëntatie van de moleculen bij de botsing speelt een cruciale rol. Voorbeeld We vergelijken een effectieve met een niet-effectieve (elastische) botsing ten gevolge van een niet-gepaste oriëntatie bij de reductie van koolstofdioxide met behulp van stikstofmonoxide: CO2 + NO → CO + NO2 • Effectieve botsing
O C
O
O
O N O
O
N
CO2 + NO
O
C
→
C O N
geactiveerd → complex
O
CO + NO2
Fig. 2.4 Voorbeeld van een effectieve botsing
2 moleculen botsen en reageren tot 2 nieuwgevormde moleculen. De moleculen hebben de gepaste oriëntatie en voldoende kinetische energie, waardoor het geactiveerd complex gevormd wordt. Vervolgens ontstaan de reactieproducten. Dit is een voorbeeld van een effectieve botsing. • Niet-effectieve botsing
O C
N
O
C
O O N
O
O
CO2 + NO
O
→
niet-effectieve botsing
C
O O
→
N
CO2 + NO
Fig. 2.5 Voorbeeld van een niet-effectieve botsing
De botsing tussen CO2 en NO is niet-effectief (of elastisch), omdat de botsende moleculen niet de juiste oriëntatie hebben. Het vereiste geactiveerd complex wordt niet gevormd. Dit type botsingen is niet-effectief, ook al beschikken de moleculen over voldoende kinetische energie.
THEMA 2: REACTIESNELHEID
33
4
Definitie van reactiesnelheid De snelheid waarmee een chemische reactie verloopt (of de reactiesnelheid), wordt gedefinieerd als de verhouding van de verandering van de concentraties van de reagentia en de reactieproducten tot de tijd waarin deze verandering optreedt. Reactiesnelheid is dus • de snelheid waarmee de concentratie van een reagens afneemt. • de snelheid waarmee de concentratie van een reactieproduct toeneemt. In chemie bepalen we de reactiesnelheid van een reactie op twee manieren: • de gemiddelde reactiesnelheid in een bepaald tijdsinterval tijdens de reactie. • de ogenblikkelijke reactiesnelheid op een bepaald moment tijdens de reactie. We geven de reactiesnelheid dan ook als volgt weer:
4.1
reactiesnelheid
symbool
uitgedrukt in
gemiddelde reactiesnelheid
<v>
mol.l-1.s-1
ogenblikkelijke reactiesnelheid (op tijdstip t)
vt
mol.l-1.s-1
Gemiddelde reactiesnelheid Uit de definitie van de reactiesnelheid volgt voor de gemiddelde reactiesnelheid <v> in een bepaald tijdsinterval ∆t: ∆[X] <v> = ∆t waarbij [X] = de concentratie van één van de betrokken stoffen. Voor een algemene reactie A → B geldt dan: ∆[B] ∆[A] <v> = of <v> = ∆t ∆t Het minteken bij de tweede formule duidt erop dat A een reagens is en dus in concentratie afneemt of wegreageert. Voor elke mol B die ontstaat, verdwijnt immers een mol A. De concentratietoename van de reactieproducten is op elk ogenblik gelijk aan de concentratievermindering van de reagentia. Willen we de gemiddelde reactiesnelheid exacter definiëren, dan moeten we ook rekening houden met de coëfficiënten in de reactievergelijking. De concentratieverandering is immers niet dezelfde voor alle stoffen die bij de reactie betrokken zijn. Hoe groter de coëfficiënt van de stof in de reactievergelijking, hoe groter ook de concentratieverandering van die stof. Voor de algemene reactie aA + bB + cC → xX + yY + zZ wordt de correcte uitdrukking van <v>: ∆[A] ∆[B] ∆[C] ∆[X] ∆[Y] ∆[Z] <v> = === = = x.∆t y.∆t z.∆t a.∆t b.∆t c.∆t Voorbeeld: de synthese van ammoniak volgens het Haber-Boschproces N2 + 3 H2 → 2 NH3 Door de aanwezigheid van de verschillende coëfficiënten in de reactievergelijking is binnen eenzelfde tijdsinterval de concentratievermindering van waterstofgas driemaal groter dan de concentratievermindering van stikstofgas. De concentratieverhoging van ammoniak is in dat tijdsinterval dan weer tweemaal groter. De berekende waarde van de reactiesnelheid is echter onafhankelijk van de gekozen stof. De gemiddelde reactiesnelheid wordt immers gedefinieerd als: ∆[N2] ∆[H2] ∆[NH3] <v> = == 2∆t ∆t 3∆t
34
THEMA 2: REACTIESNELHEID
4.2
Ogenblikkelijke reactiesnelheid De reactiesnelheid op een bepaald ogenblik (ogenblikkelijke snelheid) kunnen we dan met behulp van de wiskunde als volgt schrijven: vt = lim∆t→0
∆[B] d[B] ∆[A] d[A] = of vt = lim∆t→0 ()=∆t ∆t dt dt
De ogenblikkelijke reactiesnelheid is moeilijk experimenteel te bepalen, omdat het niet gemakkelijk is concentratieveranderingen in een zeer klein (infinitesimaal) tijdsinterval te meten. Het is wel mogelijk de concentratieveranderingen tijdens elke seconde na te gaan en zo de gemiddelde reactiesnelheid gedurende elke seconde te bepalen. Uit het grafische verloop van de gemiddelde reactiesnelheid kan dan de snelheid op een specifiek ogenblik worden afgeleid. Voorbeeld Voor de reactie 2A + B → C + 2 D zijn de volgende experimentele gegevens beschikbaar: tijd (s)
[A] (mol.l-1)
[B] (mol.l-1)
[C] (mol.l-1)
[D] (mol.l-1)
0
5,00
2,00
0
0
∆[X]
-2,00
-1,00
+1,00
+2,00
1,0
3,00
1,00
1,00
2,00
∆[X]
-1,00
-0,50
+0,50
+1,00
2,0
2,00
0,50
1,50
3,00
∆[X]
-0,50
-0,25
+0,25
+0,50
3,0
1,50
0,25
1,75
3,50
∆[X]
-0,25
-0,13
+0,13
+0,25
4,0
1,25
0,12
1,88
3,75
∆[X]
-0,12
-0,065
+0,065
+0,12
5,0
1,13
0,06
1,94
3,87
<v> (mol.l-1.s-1) 1,0 0,50 0,25 0,13 0,065
Je kan nu de grafiek van de ogenblikkelijke snelheid bij benadering tekenen door de middelste punten van de horizontale lijnstukjes die de gemiddelde snelheden aangeven, met een vloeiende lijn te verbinden. Grafische voorstelling van de ogenblikkelijke snelheid in functie van de tijd: <v> (mol.l-1.s-1) 1
Fig. 2.6 Grafische afleiding van de ogenblikkelijke reactiesnelheid o.b.v. gemiddelde reactiesnelheden
0,5
0,15 0
1
2
3
4
5
tijd (s)
Door extrapolatie kan m.b.v. deze grafiek de ogenblikkelijke snelheid na exact 3,25 s bepaald worden (0,15 mol.l-1.s-1). Op ionvo.deboeck.com vind je een ICT-opdracht: grafische afleiding van de gemiddelde reactiesnelheid. THEMA 2: REACTIESNELHEID
35
5
Snelheidsvergelijking
5.1
Algemene uitdrukking snelheidsvergelijking De Noorse chemici Guldberg en Waage formuleerden in 1867 voor het eerst een wetmatigheid tussen de concentratie van de homogeen verdeelde reagentia en de reactiesnelheid (in een eenstapsreactie), gebaseerd op experimentele waarnemingen. Deze formulering staat bekend als de snelheidsvergelijking van Guldberg en Waage:
Fig. 2.7 Cato M. Guldberg (1836-1902) en Peter Waage (1833-1900)
De ogenblikkelijke reactiesnelheid is recht evenredig met het product van de concentraties van de reagerende stoffen. Hierbij dient elke concentratie te worden verheven tot een macht, waarvan de exponent gelijk is aan de coëfficiënt van de reagerende stof in de reactievergelijking.
Voor de algemene vergelijking aA + bB → reactieproducten wordt de snelheidsvergelijking dan: vt = k . [A]ta . [B]tb vt = ogenblikkelijke reactiesnelheid uitgedrukt in mol.l-1.s-1 [A]t en [B]t = de concentratie van de reagerende stoffen op tijdstip t, uitgedrukt in mol.l-1 a en b = coëfficiënten in de reactievergelijking k = reactiesnelheidsconstante De reactiesnelheidconstante k is specifiek voor elke reactie. Ze wordt beïnvloed door de temperatuur en de aanwezigheid van een katalysator. Voor heterogene reacties spelen ook de verdelingsgraad en het contactoppervlak een rol. De waarde van de reactiesnelheidsconstante komt overeen met de reactiesnelheid als de concentraties van alle reagentia 1 mol.l-1 bedragen. De reactiesnelheidsconstante k wordt dus zo uitgedrukt dat vt uitgedrukt wordt in mol.l-1.s-1. Voorbeelden 1 Als vt = k . [A]t2 . [B]t wordt k uitgedrukt in l2.mol-2.s-1. 2 Als vt = k . [A]t . [B]t wordt k uitgedrukt in l.mol-1.s-1. 3 Als vt = k . [A]t wordt k uitgedrukt in s-1.
Chemie is niet altijd zwart-wit Deze snelheidsvergelijking geldt alleen voor reacties in homogeen midden, wat twee gevolgen heeft: 1 Wanneer een vaste stof deelneemt aan een chemische reactie (die gebeurt in een homogeen vloeibaar midden), dan heeft ze in dat milieu geen concentratie en kan ze niet in de snelheidswet opgenomen worden. Voorbeeld Reactie: A(v) + 2 B(vl) → C(v) + D(vl) De bijbehorende snelheidswet is: vt = k . [B]t2 2 Voor een reactie tussen twee vaste stoffen (die per definitie alleen een homogeen midden vormen bij legeringen) kan dus geen snelheidsvergelijking opgesteld worden. 3 Veel reacties hebben afwijkende snelheidsvergelijkingen: de exponenten bij de concentraties van de reagentia corresponderen niet met de coëfficiënten van die stoffen in de reactie (zie p. X).
36
THEMA 2: REACTIESNELHEID
5.2
Eenstapsreacties Chemische reacties worden geordend op basis van het aantal stappen waarin de chemische reactie verloopt. Een eenstapsreactie is een reactie die ‘in één stap’ gebeurt: alle reagentia reageren tegelijkertijd ter vorming van de reactieproducten. Algemeen geldt voor de éénstapsreactie aA + bB + cC ... → zZ: vt = k . [A]ta . [B]tb . [C]tc … uitgedrukt in mol.l-1.s-1 De exponenten in de snelheidsvergelijking zijn in dit geval gelijk aan de stoichiometrische coëfficiënten in de chemische reactievergelijking. Voorbeelden A→B+C A+B→C
vt = k . [A]t vt = k . [A]t . [B]t
Chemie is niet altijd zwart-wit We maken hier een onderscheid tussen eenstaps- en meerstapsreacties. In de realiteit zijn er echter heel weinig eenstapsreacties. De zuur-basereacties zijn eenstapsreacties, omdat je hier een directe aanval hebt van het vrije elektronenpaar van de base op het zuur met directe afsplitsing van een H+-ion, dat dan opgenomen wordt door de base. De snelheidsvergelijking van Guldberg en Waage is niet van toepassing op meerstapsreacties of chemische reacties die in opeenvolgende stappen verlopen. Het is eenvoudig te begrijpen dat vooral de traag verlopende tussenstappen bepalend zijn voor de globale reactiesnelheid. Als één van de tussenstappen bijzonder traag is in vergelijking met de andere tussenstappen, dan zal de totale reactiesnelheid alleen bepaald worden door die traagste tussenstap. De coëfficiënten van de reagentia in de traagste reactie vormen de exponenten in de snelheidsvergelijking. Algemeen geldt voor de reactie aA + bB + ... → zZ: vt = k . [A]tx . [B]ty Hier dienen de exponenten in de snelheidsvergelijking experimenteel bepaald te worden (waardoor ook de ‘trage stap’ in de reactie kan worden geïdentificeerd). Voorbeeld Veronderstel de reactie: 2 A + B → C. Experimenten hebben aangetoond dat deze reactie in twee stappen verloopt: de eerste stap is heel traag in vergelijking met de tweede stap. A+B→X X+A→C
heel traag snel
Alleen de eerste stap bepaalt dus de snelheid van de reactie (= snelheidsbepalende stap) en komt voor in de snelheidsvergelijking. Voor de totale reactie geldt dus niet vt = k . [A]t2 . [B]t, maar vt = k . [A]t . [B]t.
THEMA 2: REACTIESNELHEID
37
5.3
Orde van een chemische reactie Met behulp van de snelheidsvergelijking klasseert men chemische reacties in verschillende orden. De globale orde van een reactie wordt bepaald door de geldende getalwaarde van de exponenten in de snelheidsvergelijking op te tellen. De orde van een reactie ten opzichte van een stof is altijd gelijk aan de exponent bij de concentratie van die stof in de snelheidsvergelijking. Voorbeelden Chemische reactie: CH4 + O2 → CO2 + H2O − snelheidsvergelijking: vt = k . [CH4]t . [O2]t − globale orde van de reactie = 2 − orde van de reactie t.o.v. de stof CH4 = 1 − orde van de reactie t.o.v. de stof O2 = 1 De reactiesnelheid wordt steeds uitgedrukt in mol.l-1.s-1, waardoor – zoals hoger aangehaald – de dimensie van de reactiesnelheidsconstante afhangt van de globale orde van de specifieke reactie: globale orde van de reactie
[k] mol.l-1.s-1 s-1 l.mol-1.s-1 l2.mol-2.s-1
0 1 2 3
v (mol.l-1.s-1)
[A] (mol.l-1)
Fig. 2.8 De reactiesnelheid (i.f.v. de concentratie) en de concentratie (i.f.v. de tijd) voor een bepaalde stof A (in een 0de, 1ste, 2de orde reactie)
0de orde 0de orde
1ste orde
2de orde 2de orde [A] (mol.l-1)
5.4
1ste orde t (s)
Voorbeeldopdracht GEGEVEN Bij de eenstapsreactie 2 NO + Cl2 → 2 NOCl horen volgende gegevens uit een experiment: [NO]0 (mol.l-1)
[Cl2]0 (mol.l-1)
v0 (mol.l-1.s-1)
0,13
0,20
1,0.10-2
GEVRAAGD Leid de snelheidsvergelijking af.
OPLOSSING De reactiesnelheid kan volgens de snelheidsvergelijking geschreven worden als v0 = k . [NO]02 . [Cl2]0 Je kan opgaven 1 en 2 maken.
38
THEMA 2: REACTIESNELHEID
6
Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden Op ionvo.deboeck.com vind je een practicum over factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden. In • • •
het 3de jaar hebben we al enkele factoren besproken die de reactiesnelheid beïnvloeden: temperatuur verdelingsgraad katalysator.
We voegen daar nog een factor aan toe en zoeken naar een verklaring voor deze invloeden, gebaseerd op het botsingsmodel. Hierbij maken we gebruik van een curve die het aantal deeltjes in functie van de kinetische energie uitdrukt (= Boltzmannverdeling). Bij een bepaalde temperatuur hebben niet alle moleculen dezelfde kinetische energie. Volgens de wetten van de statistiek heeft een klein percentage van de moleculen een hoge Ek en heeft een klein percentage een lage Ek. De meeste moleculen hebben een energie die rond het gemiddelde ligt van de energie van alle moleculen. De moleculaire Ek is dan ook verdeeld volgens een Boltzmannverdeling. Om effectief te kunnen botsen, is er een bepaalde minimale kinetische energie nodig (Emin). Alleen het gedeelte van de moleculen dat deze minimale kinetische energie bezit, kan effectief botsen. aantal deeltjes N
Fig. 2.9 Grafische voorstelling van het aantal deeltjes in functie van hun hoeveelheid kinetische energie (Emin = minimale kinetische energie die nodig is om effectieve botsingen te veroorzaken)
fractie aan moleculen die een effectieve botsing kan ondergaan
Emin
6.1
Ek (kJ)
Concentratie van de reagentia Fig. 2.10 toont dat de concentraties van de reagentia een sterke invloed hebben op de reactiesnelheid. Wanneer zwavel boven een bunsenbrander wordt gehouden, reageert die met de zuurstof uit de lucht (zwavel begint te branden). De reactie is niet extreem snel (geen explosie), omdat de concentratie aan zuurstof in de lucht laag is (25 %). Wanneer de zuurstofconcentratie echter wordt verhoogd (door zuivere zuurstof (100 %) langs de zijkant toe te voegen), gaat de reactie veel sneller. Fig. 2.10 Toevoeging van zuurstof zorgt voor een betere verbranding van zwavel.
THEMA 2: REACTIESNELHEID
39
• Verklaring vanuit het botsingsmodel Hoe groter de concentratie van een reagerende stof in het reactiemidden (dus hoe groter het aantal deeltjes in een reactiemengsel), hoe groter de kans op effectieve botsingen en dus hoe groter de reactiesnelheid. Wanneer de concentratie van een reagerende stof verhoogt van c1 naar c2, zijn er immers meer deeltjes die de Emin bezitten om te reageren. • Grafische voorstelling aantal deeltjes N
c2
c2 > c1
bijkomende fractie aan moleculen die effectieve botsingen kunnen veroorzaken
c1
Ek (kJ)
Emin
Fig. 2.11 Grafische voorstelling van het effect van een hogere concentratie op de reactiesnelheid
• Toepassingen uit het dagelijks leven − Het gebruik van zuivere zuurstof in plaats van lucht bij ademnood (reanimatie). Fig. 2.12 Extra zuurstof bij ademnood
− Het gevaar van te hoge dosissen geneesmiddelen.
Fig. 2.13 Geneesmiddelen moeten worden ingenomen volgens het voorschrift.
− Het opwekken van ‘tocht’ voor een intensere verbranding (schoorsteen, sigaar ...).
Fig. 2.14 Zuurstoftoevoer zorgt voor intensere verbranding.
40
THEMA 2: REACTIESNELHEID
6.2
Temperatuur De lichtproducerende reacties in Caylume® lightsticks gaan sneller en produceren meer licht bij hogere temperaturen. Op Fig. 2.15 is duidelijk te zien dat de lightstick links, die in warm water werd geplaatst, meer licht geeft dan de lightstick rechts, die in koud water werd ondergedompeld. Fig. 2.15 De werking van lightsticks bij hoge (links) en lage (rechts) temperatuur
• Verklaring vanuit het botsingsmodel Een toename in temperatuur zorgt in zo goed als alle reacties voor een toename in de reactiesnelheid. We kunnen dat als volgt verklaren: − Als de temperatuur stijgt, gaat de snelheid waarmee de reagerende stoffen met elkaar botsen, toenemen. − De gemiddelde kinetische energie van de botsende moleculen neemt toe bij een stijgende temperatuur. Wanneer de temperatuur van een reagerende stof verhoogt van T1 naar T2, dan zijn er dus meer deeltjes die de Emin bezitten om te reageren. • Grafische voorstellingen 1 Boltzmannverdeling aantal deeltjes N
Fig. 2.16 Grafische voorstelling van het effect van een hogere temperatuur op de reactiesnelheid
T2 > T 1
T1
T2
bijkomende fractie aan botsingen kunnen veroorzaken
Ek (kJ)
Emin
2 Enthalpiediagram Bij een hogere temperatuur (T2 > T1): a liggen de enthalpiewaarden van reagentia en reactieproducten evenveel hoger. De enthalpieverandering blijft dus ongewijzigd: ∆H (T1) = ∆H (T2). b blijft de enthalpie-inhoud van het geactiveerd complex constant, zodat de activeringsenergie verkleint: Ea (T1) > Ea (T2). Dit zorgt ervoor dat de reactie gemakkelijker en dus ook sneller verloopt. H (kJ.mol-1)
geactiveerd complex
T2 > T1
reactieproducten
T2
Ea (T2)
∆H (T2) reactieproducten x
reagentia
T1
Ea (T1)
∆H (T1)
reagentia
reactieverloop Fig. 2.17 Enthalpiediagram van een endo-energetische reactie bij twee temperaturen
THEMA 2: REACTIESNELHEID
41
• Toepassingen uit het dagelijks leven − Men gebruikt koelkast en diepvriezer om voedselbederf te vertragen. Bij een lagere omgevingstemperatuur gebeuren de stofwisselingsprocessen en afbraakprocessen in voedsel minder snel. Het rottingsproces in het voedsel wordt dus vertraagd. Fig. 2.18 Voedselbederf wordt vertraagd .
−
Koorts bevordert de nagel- en haargroei. Bij een hogere lichaamstemperatuur gebeuren de stofwisselingsprocessen sneller. De cellen gaan bovendien sneller delen, het weefsel groeit sneller. Fig. 2.19 Koorts bevordert nagel- en haargroei.een diepvries.
− De nagels van baby’s moeten regelmatiger geknipt worden, omdat ze, gemiddeld gezien, een hogere lichaamstemperatuur hebben. Fig. 2.20 Nagels van baby’s groeien sneller.
−
De groei van planten is afhankelijk van de seizoentemperatuur.
Fig. 2.21 Planten groeien sneller bij warm weer.
6.3
Katalysator Kaliumchloraat is een onstabiel zout dat bij verwarmen ontbindt in kaliumchloride en zuurstofgas. Dit chemisch proces (of chemische reactie) is traag bij gematigde temperaturen, maar gebeurt zeer snel bij hoge temperaturen. Wanneer je een beetje mangaandioxide met het kaliumchloraat mengt, zal de reactie ook bij lagere temperaturen snel en vlot plaatsvinden. 2 KClO3
→ 2 KCl + 3 O2 warmte MnO2
We zeggen dat mangaandioxide de thermische afbraak van kaliumchloraat ‘katalyseert’. Een katalysator is een substantie (stof) die de reactiesnelheid van een chemische reactie beïnvloedt, zonder zelf verbruikt te worden. De actie van een katalysator wordt katalyse genoemd. Mangaandioxide is dus de katalysator van deze ontbindingsreactie van kaliumchloraat. • Verklaring vanuit het botsingsmodel Volgens het botsingsmodel zijn er 3 voorwaarden voor chemische reactie (en dus 3 factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden): 1 De reagerende deeltjes moeten botsen. 2 De reagerende deeltjes moeten voldoende kinetische energie bezitten om bestaande bindingen te breken en nieuwe bindingen te vormen. 3 De reagerende deeltjes moeten in de gepaste oriëntatie ten opzichte van elkaar contact maken. Wanneer er een katalysator aanwezig is, zal de chemische reactie sneller (positieve katalysator) of trager (negatieve katalysator of inhibitor) verlopen.
42
THEMA 2: REACTIESNELHEID
Een katalysator kan op twee manieren de chemische reactie beïnvloeden. Zo is de reactie mét positieve katalysator sneller 1 omdat er minder activeringsenergie nodig is (zie grafische voorstelling). 2 omdat de ruimtelijke oriëntatie van het geactiveerd complex verandert onder invloed van de positieve katalysator, zodat de reagentia gemakkelijker reageren (bv. bij de werking van enzymen). • Grafische voorstellingen 1 Boltzmannverdeling De toevoeging van een positieve katalysator vermindert de activeringsenergie waardoor een grotere fractie aan deeltjes leidt tot effectieve botsingen. Fig. 2.22 Het effect van een positieve katalysator op een chemische reactie: effect op een Boltzmannverdeling
aantal deeltjes N
bijkomende fractie aan moleculen die effectieve botsingen kunnen veroorzaken
E’min
Emin
Ek (kJ)
2 Enthalpiediagram In veel reacties verhoogt een positieve katalysator de reactiesnelheid door de activeringsenergie te verlagen. Hoe lager de activeringsenergie, hoe groter de fractie aan deeltjes (N) die botsen met een kinetische energie groter dan deze activeringsenergie. Dit betekent dat er dan meer deeltjes zijn die voldoende energie bezitten om te kunnen reageren. Een katalysator beïnvloedt alléén de energie-inhoud van het geactiveerde complex en niet van de reagentia of reactieproducten (∆H = constant). H (kJ.mol-1)
geactiveerd complex
zonder katalysator
met positieve katalysator
Fig. 2.23 Het effect van een positieve katalysator op een chemische reactie: effect op een enthalpiediagram
geactiveerd complex
reactieproducten Ea
E‘a
reactieproducten x
reagentia
reactieverloop
• Toepassingen uit het dagelijks leven − Voor het harden van oliën in de bereiding van margarine wordt nikkel als katalysator gebruikt.
Fig. 2.24 Nikkel is een katalysator tijdens de bereiding van margarine.
− Voor het rijpen van geoogste vruchten wordt etheengas als katalysator gebruikt. Fig. 2.25 Etheengas is een katalysator tijdens het rijpingsproces van vruchten.
THEMA 2: REACTIESNELHEID
43
Soorten katalyse In de literatuur wordt een onderscheid gemaakt tussen 3 soorten katalyse: homogene katalyse, heterogene katalyse en biologische katalyse. 1 Homogene katalyse Homogene katalysatoren zijn katalysatoren die zich in dezelfde fase bevinden als de reagentia. Dit type katalyse komt het meest voor in de vloeistoffase. In deze homogene katalyse (vaak mechanismekatalyse genoemd) wordt de katalysator in een eerste stap gebruikt als reagens en in een latere stap komt hij opnieuw vrij als product. Schematische voorstelling: A + K → AK AK + B → BAK BAK → AB + K Globale reactie:
A+B
K →
AB
Voorbeeld Bij de hydrolyse van methylformiaat treedt zoutzuur op als katalysator. HCl HCOOCH3 + H2O → HCOOH + CH3OH 2 Heterogene katalyse Een heterogene katalysator is een katalysator die zich in een andere fase bevindt dan de reagentia. De katalysator is dan een vaste stof en de reagentia bevinden zich in een vloeibaar of gasvormig mengsel. Bij een heterogene katalyse speelt de katalysator een rol als ontmoetingsplaats van de reagentia (= contactkatalyse). Hierdoor wordt de concentratie van de reagentia verhoogd. Voorbeeld De katalysator in auto’s bestaat uit een warmtebestendig keramisch materiaal met honingraatstructuur (vaste fase). De wanden van elke cel zijn bedekt met aluminiumoxide (= drager). In deze drager zijn de werkzame metalen ingebed: rhodium, platina ... Wanneer de warme uitlaatgassen (gasvormige fase) door deze katalysator passeren, vinden er (in hoofdzaak) 3 reacties plaats: 2 CO(g) + 2 NO(g) → N2(g) + 2 CO2(g) 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) 4 CxHy(g) + (4x+y) O2(g) → 2y H2O(g) + 4x CO2(g) Door de katalyse van drie reacties tegelijkertijd wordt deze katalysator ook wel de driewegkatalysator genoemd. Fig. 2.26 De werking van een katalysator in een auto
katalysator
onschadelijke uitlaatgassen
warme uitlaatgassen honingraatstructuur bedekt met edele metalen uitlaat
verbrandingsmotor
44
vervuilende gassen
THEMA 2: REACTIESNELHEID
uitlaatgassen reageren met elkaar en/of zuurstofgas en de edele metalen in de honingraatstructuur fungeren als katalysator
3 Biologische katalyse Enzymen zijn grote proteïnen die de reactiesnelheid van bijna alle reacties in levende organismen beïnvloeden. Deze katalysatoren zijn zeer efficiënt, niet alleen omdat ze de reactiesnelheid met een grote factor versnellen, maar ook omdat ze zéér specifiek werken (zie Fig. 2.27). reagentia
reagentia
A
1
B
actief gebied enzym
Fig. 2.27 Werking van een enzym
A B 2
reactieproduct
3
Een enzym heeft aan zijn oppervlak een specifiek ruimtelijk gebied, het ‘actieve gebied’. Reagentia passen precies in dat actief gebied, net zoals sleutels in een slot. Enzymen bevorderen de reactie door zowel de positionering van de reagentia te verbeteren als de activeringsenergie te verlagen. Dit is meteen ook het antwoord op de smaakmaker. Dankzij deze enzymen krijg je tegenwoordig een propere was bij 20 of 30 °C. Ze zorgen ervoor dat de reinigingsreactie van je kledij vlotter gaat (en dus bij lagere temperatuur).
THEMA 2: REACTIESNELHEID
45
6.4
Verdelingsgraad De verbranding van een blok hout neemt veel meer tijd in beslag dan het opbranden van enkele houten takjes. Staalwol kan worden geoxideerd met een bunsenbrander in een mum van tijd, voor een stalen kabel is aanzienlijk meer tijd nodig. Met andere woorden: hoe groter de verdelingsgraad, hoe sneller de reactie. • Verklaring vanuit het botsingsmodel Een grotere verdelingsgraad impliceert een groter contactoppervlak, een grotere botsingskans, een hogere kans op gepaste oriëntatie en dus een hogere reactiesnelheid. • Toepassingen uit het dagelijks leven − Het kauwen van voedsel bevordert een snellere vertering.
Fig. 2.28 Het kauwen van voedsel versnelt het verteringsproces.
− Er is een gevaar voor explosieve verbrandingen van zeer fijn verdeelde brandbare stoffen als mijnstof, suiker, meel ... Meelsilo’s en suikersilo’s worden tijdens de zomer soms witgekalkt om de warmte buiten te houden en explosiegevaar tegen te gaan.
Fig. 2.29 De hoge verdelingsgraad in silo’s verhoogt de kans op explosies. Silo’s met meelproducten worden vaak in volle zomer (bij aanhoudend zonnig weer) besproeid met water om ze af te koelen en het explosiegevaar te verminderen.
− Sprokkelhout en fijngekapt hout branden sneller dan een blok hout. Als je het vuur van een barbecue wilt aansteken, gebruik je fijngekapt hout om de verbrandingsreactie sneller op gang te brengen.
Fig. 2.30 Fijngekapt hout brandt beter in een kachel.
Je kan nu opgaven 3 tot en met 8 maken.
46
THEMA 2: REACTIESNELHEID
Opgaven 1 Stel de snelheidsvergelijking op voor volgende éénstapsreacties. Alle stoffen zijn gassen. a 2A + B → C + D b CH4 + O2 → CO2 + 2 H2O 2 Stel de snelheidsvergelijking op voor volgende éénstapsreacties en geef de totale orde van de reactie. Alle stoffen zijn gassen. a b a b
N2 + 3 H2 → 2 NH3 2A + B → C 4 HCl + O2 → 2 H2O + 2 Cl2 3A + B → C + 2D
3 Voor de reactie 3A + B → C + D + E wordt de reactiesnelheid achtmaal groter als je de concentratie van A verdubbelt. Wanneer je de concentratie van B verdubbelt, blijft de reactiesnelheid ongewijzigd. 4 Welke factor die de reactiesnelheid beïnvloedt, speelt een rol bij onderstaande situaties? a Bejaard echtpaar sterft door CO-vergiftiging in Knokke, Het Belang van Limburg, 14 februari 2015 Een bejaard koppel is zaterdagochtend om het leven gekomen door een CO-vergiftiging in hun woning in het West-Vlaamse Knokke. Dat heeft de brandweer bevestigd. Het zou gaan om een vrouw van 76 jaar en een man van 85 jaar. De brandweer kreeg rond 9u00 de oproep via de dienst 100 binnen en ging meteen ter plaatse. Aanleiding van de CO-vergiftiging was een oude kolenkachel, meldt de brandweer. b Voedselvergiftiging treft zeventien leerlingen in school in Herstal, Het Laatste Nieuws, 12 februari 2015 In een school in Herstal, in de provincie Luik, is deze voormiddag medisch alarm geslagen na een voedselvergiftiging. Die trof zeventien leerlingen en twee volwassenen; vanavond lagen nog twee leerlingen in het ziekenhuis. Dat werd vernomen op het kabinet van de burgemeester, waarmee informatie van SudPresse werd bevestigd. Het gaat om leerlingen die op internaat zitten. Vermoedelijk was het eten van de avond voordien de boosdoener. Het Voedselagentschap zal controles uitvoeren. 5 Bekijk aandachtig volgende foto’s.
a Welke factor (die de reactiesnelheid beïnvloedt) wordt mooi geïllustreerd door bovenstaande afbeeldingen? b Waarom worden de blokken links verkocht als brandhout en de blokken rechts als aanmaakhout? Verklaar volledig aan de hand van het botsingsmodel. THEMA 2: REACTIESNELHEID
47
6 Als je bij een jeugdbeweging zit, heb je vast al eens op kamp je eten opgewarmd in een gamel (een aluminium ‘pannetje’). Dit kan immers veilig verwarmd worden. Verklaar waarom aluminiumpoeder dat verhit wordt, echter hevig verbrandt en moeilijk te blussen is. 7 Duid op de volgende grafiek aan: a b c d e
reactie-enthalpie reactieproducten reagentia activeringsenergie (zonder katalysator) activeringsenergie (mét katalysator)
H (kJ.mol-1)
Gaat het hier over een endotherme of exotherme reactie? reactieverloop
8 De reactie van magnesiummetaal met een overmaat zwavelzuuroplossing wordt op vier verschillende manieren uitgevoerd, zoals in onderstaande tabel is weergegeven. 50 ml 0,20 mol.l-1 zwavelzuuroplossing
50 ml 0,40 mol.l-1 zwavelzuuroplossing
0,10 gram Mg-poeder
proef 1
proef 2
0,10 gram Mg-lint
proef 3
proef 4
Bij A B C D
welke proef zal de reactiesnelheid het grootst zijn? Bij proef 1 Bij proef 2 Bij proef 3 Bij proef 4
(Vlaamse Chemie Olympiade, ronde 1, 2009) 9 Anne en Luc voeren elk de reactie uit van magnesium met een overmaat zoutzuur. Anne doet dat op een iets andere manier dan Luc. In beide gevallen wordt de reactiesnelheid bepaald als functie van de tijd. Het resultaat van beide proeven is weergegeven in onderstaand diagram.
v (mol.l-1.s-1)
Anne Luc 0
θ (s)
Uit het diagram volgt dat Anne de proef uitgevoerd kan hebben: A bij een hogere temperatuur. B met een hogere concentratie zoutzuur. C met meer magnesium. D met meer zoutzuur. (Vlaamse Chemie Olympiade, ronde 2, 2011)
48
THEMA 2: REACTIESNELHEID
Samenvatting Wat moet je kennen? 1
Inleiding
2
Botsingsmodel Het botsingsmodel is gebaseerd op 3 voorwaarden waaraan de reagentia moeten voldoen, opdat een chemische reactie zou optreden (= effectieve botsing): 1 Ze moeten botsen. 2 Ze moeten voldoende kinetische energie bezitten om bestaande bindingen te breken en nieuwe bindingen te vormen. 3 Ze moeten in de gepaste oriëntatie ten opzichte van elkaar contact maken. Als de moleculen ondanks een botsing toch niet reageren, dan spreken we van een niet-effectieve (of elastische) botsing.
3
Geactiveerd complex en activeringsenergie Het geactiveerd complex is een onstabiele tussentoestand van atomen waarin zowel de bindingen aanwezig in de reagentia, als de bindingen aanwezig in de reactieproducten, voorkomen. Deze reactieweg is energetisch gunstiger dan de reactieweg waarbij de reagentia eerst volledig worden afgebroken in aparte atomen en dan de nieuwe bindingen van de reactieproducten gevormd worden. Het verschil in enthalpie-inhoud tussen de reagentia en het geactiveerde complex is de activeringsenergie, die altijd een positieve waarde heeft. Bij niet-effectieve (elastische) botsingen ontstaat er geen geactiveerd complex. Het ontstaan van een geactiveerd complex heeft niet alleen te maken met de mogelijkheid om energie op te nemen voor de vorming van dat complex. Ook een juiste oriëntatie van de moleculen bij de botsing speelt een cruciale rol.
4
Reactiesnelheid De snelheid waarmee een chemische reactie verloopt (of de reactiesnelheid), wordt gedefinieerd als de verhouding van de verandering van de concentraties van de reagentia en de reactieproducten tot de tijd waarin deze verandering optreedt. Reactiesnelheid is dus • de snelheid waarmee de concentratie van een reagens afneemt. • de snelheid waarmee de concentratie van een reactieproduct toeneemt. In chemie bepalen we de reactiesnelheid van een reactie op twee manieren: • de gemiddelde reactiesnelheid in een bepaald tijdsinterval tijdens de reactie. • de ogenblikkelijke reactiesnelheid op een bepaald moment tijdens de reactie. reactiesnelheid
symbool
uitgedrukt in
gemiddelde reactiesnelheid
<v>
mol.l-1.s-1
ogenblikkelijke reactiesnelheid (op tijdstip t)
vt
mol.l-1.s-1
THEMA 2: REACTIESNELHEID
49
Gemiddelde reactiesnelheid Voor de algemene reactie aA + bB + cC → xX + yY + zZ is de gemiddelde snelheid <v>: <v> = -
∆[A] ∆[B] ∆[C] ∆[X] ∆[Y] ∆[Z] === = = x.∆t y.∆t z.∆t a.∆t b.∆t c.∆t
Ogenblikkelijke reactiesnelheid De reactiesnelheid op een bepaald ogenblik t of de ogenblikkelijke snelheid vt is: ∆[B] d[B] ∆[A] d[A] vt = lim∆t→0 = of vt = lim∆t→0 ()=∆t ∆t dt dt De ogenblikkelijke snelheid kan ook worden bepaald door een grafiek op te stellen met de gemiddelde reactiesnelheden van bepaalde tijdsblokken.
5
Snelheidsvergelijking Voor de algemene vergelijking aA + bB → reactieproducten wordt de snelheidsvergelijking dan: vt = k . [A]ta . [B]tb vt = ogenblikkelijke reactiesnelheid uitgedrukt in mol.l-1.s-1 [A]t en [B]t = de concentratie van de reagerende stoffen op tijdstip t, uitgedrukt in mol.l-1 a en b = coëfficiënten in de reactievergelijking k = reactiesnelheidsconstante De reactiesnelheidconstante k is specifiek voor elke reactie. Ze wordt beïnvloed door de temperatuur en de aanwezigheid van een katalysator. Voor heterogene reacties spelen ook de verdelingsgraad en het contactoppervlak een rol. De waarde van de reactiesnelheidsconstante komt overeen met de reactiesnelheid als de concentraties van alle reagentia 1 mol.l-1 bedragen. De reactiesnelheidsconstante k wordt dus zo uitgedrukt dat vt uitgedrukt wordt in mol.l-1.s-1. Eenstapsreactie Een eenstapsreactie is een reactie die ‘in één stap’ gebeurt: alle reagentia reageren tegelijkertijd ter vorming van de reactieproducten. Algemeen geldt voor de éénstapsreactie aA + bB + cC ... → zZ: vt = k . [A]ta . [B]tb . [C]tc … uitgedrukt in mol.l-1.s-1 De exponenten in de snelheidsvergelijking zijn in dit geval gelijk aan de stoichiometrische coëfficiënten in de chemische reactievergelijking. Orde De globale orde van een reactie wordt bepaald door de geldende getalwaarde van de exponenten in de snelheidsvergelijking op te tellen. De orde van een reactie ten opzichte van een stof is altijd gelijk aan de exponent bij de concentratie van die stof in de snelheidsvergelijking.
50
THEMA 2: REACTIESNELHEID
6
Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden Bij een bepaalde temperatuur hebben niet alle moleculen dezelfde kinetische energie. Volgens de wetten van de statistiek heeft een klein percentage van de moleculen een hoge Ek en heeft een klein percentage een lage Ek. De meeste moleculen hebben een energie die rond het gemiddelde ligt van de energie van alle moleculen. De moleculaire Ek is dan ook verdeeld volgens een Boltzmannverdeling. Om effectief te kunnen botsen, is er een bepaalde minimale kinetische energie nodig (Emin). Alleen het gedeelte van de moleculen dat deze minimale kinetische energie bezit, kan effectief botsen. aantal deeltjes N
fractie aan moleculen die een effectieve botsing kan ondergaan
Emin
Ek (kJ)
Concentratie Hoe groter de concentratie van een reagens, hoe groter de kans op effectieve botsingen en dus hoe groter de reactiesnelheid. Wanneer de concentratie van een stof verhoogt, zijn er meer deeltjes die de Emin bezitten om te reageren. aantal deeltjes N
c2
c2 > c1
bijkomende fractie aan moleculen die effectieve botsingen kunnen veroorzaken
c1
Ek (kJ)
Emin
Temperatuur Een toename in temperatuur zorgt in zo goed als alle reacties voor een toename in de reactiesnelheid. Wanneer de temperatuur van een reagerende stof verhoogt zijn er meer deeltjes die de Emin bezitten om te reageren. De activeringsenergie wordt verlaagd. aantal deeltjes N
H (kJ.mol-1)
T2 > T 1
T1
T2
geactiveerd complex
reactieproducten
T2
bijkomende fractie aan
Ea (T2)
∆H (T2) reactieproducten x
reagentia
botsingen kunnen veroorzaken
T2 > T1
T1
Ea (T1)
∆H (T1)
reagentia
Emin
Ek (kJ)
THEMA 2: REACTIESNELHEID
reactieverloop
51
Katalysator Een katalysator is een substantie (stof) die de reactiesnelheid van een chemische reactie beïnvloedt, zonder zelf verbruikt te worden. De actie van een katalysator wordt katalyse genoemd. Wanneer er een katalysator aanwezig is, zal de chemische reactie sneller (positieve katalysator) of trager (negatieve katalysator of inhibitor) verlopen. Wanneer een positieve katalysator wordt toegevoegd, verlaagt de Emin en zijn er meer deeltjes die de Emin bezitten om te reageren. De activeringsenergie wordt verlaagd. H (kJ.mol-1)
aantal deeltjes N
geactiveerd complex
zonder katalysator
bijkomende fractie aan moleculen die effectieve botsingen kunnen veroorzaken
met positieve katalysator
geactiveerd complex reactieproducten Ea
E‘a
reactieproducten x
reagentia
E’min
Emin
Ek (kJ)
reactieverloop
Verdelingsgraad Een grotere verdelingsgraad impliceert een groter contactoppervlak, een grotere botsingskans, een hogere kans op gepaste oriëntatie en dus een hogere reactiesnelheid.
Wat moet je kunnen? ❑ Het begrip reactiesnelheid omschrijven en kwalitatief verklaren in termen van botsingen en activeringsenergie. ❑ Het begrip reactiesnelheid omschrijven als een concentratieverandering van een stof binnen een bepaald tijdsverloop. ❑ De snelheidsvergelijking opstellen voor éénstapsreacties. ❑ Factoren die de snelheid van een reactie beïnvloeden, verklaren aan de hand van het botsingsmodel.
52
THEMA 2: REACTIESNELHEID