tHEMA
7
cHEMIScHE REActIES Inhoud Intro 1 Reactiesnelheid en snelheidsbepalende factoren van een chemische reactie 1.1 Definitie van reactiesnelheid 1.2 Snelheidsbepalende factoren van een chemische reactie
2 Evenwichtsreacties en factoren die de ligging van het evenwicht beïnvloeden 2.1 Evenwichtsreacties 2.2 Verschuiving van het evenwicht in een evenwichtsreactie 2.3 Aflopende reacties 2.4 Factoren die het dynamisch evenwicht in een evenwichtsreactie beïnvloeden
3 Stoichiometrische berekeningen met aflopende reacties 3.1 Herhaling: wetten bij een chemische reactie 3.2 Een hoeveelheid stof uitdrukken in ‘mol’ 3.3 Stoichiometrische berekeningen
4 Hoe ontstaat spanning in een batterij? 4.1 Het galvanisch element 4.2 Redoxreacties 4.3 Werking van een galvanische cel 4.4 Soorten batterijen
De kern van de zaak Leerstof verwerken Omgaan met informatie
•
DEEL 4
cHEMIScHE REActIES
•
• INTRO • Sporten is een belangrijke activiteit waaraan eigenlijk iedereen zou moeten deelnemen. topsporters en hun begeleiders zijn niet alleen op zoek naar materialen die de prestaties kunnen verbeteren, zoals kunststoffen (zie thema 3), maar houden zich ook bezig met de juiste sportvoeding. Daarbij is een goed begrip van de mens als een geheel van cellen, waarin dagelijks duizenden chemische reacties plaatsvinden, van groot belang. Hoe beter het inzicht in chemische reacties en hoe groter de kennis van factoren die bepaalde reacties, zoals de celademhaling (zie thema 4), positief kunnen beïnvloeden, hoe beter het dagelijkse presteren van de (sportieve) mens. Het menselijk lichaam is een samenhangend geheel van stelsels. Een mens kan bijvoorbeeld pas deelnemen aan een loopwedstrijd als er via het ademhalingsstelsel voldoende zuurstofgas aangeleverd wordt en deze belangrijke stof via het bloedvatenstelsel vervoerd wordt naar alle weefsels, waaronder de spieren. Het zuurstofgas wordt in de cellen gebruikt bij de oxidatie van glucose om de nodige energie te leveren. De glucose wordt op zijn beurt aangeleverd vanuit de voeding en het spijsverteringsstelsel.
Fig. 7.1
De kennis van de aard van alle chemische reacties die uiteindelijk uitmonden in bruikbare energie zijn niet alleen van toepassing op het menselijk lichaam. In de niet-levende natuur gebeuren voortdurend chemische omzettingen die energie opleveren. Zo kan je met twee verschillende metaalsoorten in een elektrolytoplossing een elektrische stroom opwekken. In dit thema bekijken we de aard van chemische reacties in detail, met bijzondere aandacht voor hun energieleverende capaciteit. In het derde jaar heb je gezien dat een chemische reactie een proces is waarbij bepaalde stoffen worden omgezet in andere stoffen. Je hebt ook kennisgemaakt met reactievergelijkingen en hoe je die moet opstellen en interpreteren. Voor de gemakkelijkheid hebben we daarbij steeds gebruikgemaakt van een enkelvoudige reactiepijl. De algemene voorstelling van een reactievergelijking die je gewoon bent, ziet er zo uit: A+B
c+D
Daarbij zijn A en B de uitgangsstoffen of reagentia en c en D de reactieproducten.
Fig. 7.2 Metallisch natrium en water reageren heftig met elkaar.
In dit thema verfijnen we de basiskennis van een chemische reactie en gaan we eerst meer in detail in op de reactiesnelheid en de factoren die de snelheid van een chemische reactie kunnen beïnvloeden. Dan introduceren we een nieuwe schrijfwijze voor de reactiepijl, namelijk twee halve pijlen. Die notatie duidt op een dynamisch evenwicht in heel wat chemische reacties. De klassieke, enkelvoudige reactiepijl zullen we enkel nog toepassen op aflopende reacties. Vervolgens voeren we stoichiometrische berekeningen met aflopende reacties uit. ten slotte bekijken we een aparte groep van chemische reacties die de nodige elektrische energie opleveren, namelijk de redoxreacties in batterijen.
142
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
1 Reactiesnelheid en snelheidsbepalende factoren van een chemische reactie 1.1 Definitie van reactiesnelheid Chemische reacties kunnen snel of traag verlopen. Er zijn reacties waarvan de reactiesnelheid erg hoog is (zoals sommige neerslagreacties), en er zijn reacties waarvan de reactiesnelheid erg laag is (zoals het roesten van ijzer). Voor beide reacties is het heel moeilijk de reactiesnelheid te meten.
Fig. 7.3 Neerslagreactie
Fig. 7.4 Roestend tandwiel
Tussen deze twee uitersten bevinden zich vele andere reacties met gemakkelijker meetbare reactiesnelheden. Het overgrote deel van de noodzakelijke energie (ongeveer 80 %) in onze spieren wordt geleverd door de oxidatie van glucose tijdens de celademhaling. Geen enkele sportprestatie zou mogelijk zijn als deze reactie te langzaam zou verlopen. Uit de lessen fysica weten jullie dat de snelheid v van een bewegend voorwerp uitgedrukt wordt door de afgelegde weg (∆x) te delen door het tijdsverloop (∆t), of v = ∆x/∆t. In het geval van de snelheid van een chemische reactie zijn we niet geïnteresseerd in de afstand die de reagerende producten afleggen per tijdseenheid, maar wel in de mate dat hun hoeveelheid verandert per tijdseenheid. Laten we kijken naar de hierboven al vermelde reactie waarbij glucose in de spieren geoxideerd wordt, tot er uiteindelijk koolstofdioxide, water en energie vrijkomen. C6H12O6 + 6 O2
6 CO2 + 6 H2O + E(NERGIE)
Glucose en zuurstofgas zijn de reagerende producten, reagentia of uitgangsstoffen, koolstofdioxide en water de reactieproducten. Het aantal moleculen van de reagerende producten neemt af, terwijl het aantal moleculen van de reactieproducten toeneemt. Hoe vlugger dat gebeurt, hoe sneller de reactie gebeurt en hoe sneller energie vrijgesteld wordt. Voor de bovenstaande reactie kan je zeggen dat één molecule glucose reageert met zes moleculen zuurstofgas tot vorming van zes moleculen koolstofdioxide en zes moleculen water, met vrijstelling van energie. Je kan ook zeggen dat één mol (moleculen) glucose reageert met zes mol (moleculen) zuurstofgas tot vorming van zes mol (moleculen) koolstofdioxide en zes mol (moleculen) water plus energie. Eén mol deeltjes (moleculen, atomen, ionen …) is gelijk aan 6,02 × 1023 (= constante van Avogadro) deeltjes (zie lessen chemie in het vierde jaar en zie ook verder bij stoichiometrie). Deze astronomisch grote eenheid wordt vaak gebruikt om stofhoeveelheden aan te duiden die wij gemakkelijker kunnen meten. 180 g Zo weegt bijvoorbeeld één mol moleculen glucose 180 g; één molecule glucose weegt slechts . 6,02 x 1023 Een gewone weegschaal kan dit onmogelijk meten.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
143
(1 molecule C6H12O6 + 6 moleculen O2
6 moleculen CO2 + 6 moleculen H2O + E)
× 6,02 × 1023 1 mol C6H12O6 + 6 mol O2
6 mol CO2 + 6 mol H2O + E
Als één mol deeltjes zich bevindt in één liter oplossing (bijvoorbeeld één mol glucose in één liter water), dan is de concentratie van glucose gelijk aan één mol per liter (1 mol/l). Je kan dus zeggen dat tijdens de reactie waarbij glucose geoxideerd wordt in de spieren, de concentratie van glucose en zuurstofgas daalt, terwijl de concentratie van koolstofdioxide en water toeneemt. Hoe sneller dat gebeurt, hoe hoger de reactiesnelheid. De reactiesnelheid v is gelijk aan de verandering van de concentratie c van reagerende producten en reactieproducten per tijdseenheid, of v=
Δc met als eenheid: mol/l.s Δt
Voor de algemene reactie A + B v=
C + D, geldt dat de reactiesnelheid:
-Δ[A] -Δ[B] Δ[C] Δ[D] = = = Δt Δt Δt Δt
De afname van de reagerende producten A en B (met een minteken, omdat de reactiesnelheid altijd positief uitgedrukt wordt) is gelijk aan de toename van de reactieproducten C en D. Vele reacties in het lichaam (ook de oxidatie van glucose) gebeuren met vele tussenstappen, met behulp van enzymen die de reacties vergemakkelijken. De afname van de concentratie van reagerende producten en de toename van de concentratie van reactieproducten is afhankelijk van de snelheid waarmee de bindingen tussen de atomen van de reagerende producten verbroken worden om nieuwe bindingen tussen de reactieproducten te doen ontstaan. Deze bindingen worden verbroken doordat de moleculen van de reagerende producten hard genoeg met elkaar botsen en direct daarna nieuwe bindingen doen ontstaan met vorming van de moleculen van de reactieproducten. Als dat het geval is, spreken we van een effectieve botsing. Er is pas sprake van een effectieve botsing als tegelijk aan twee voorwaarden is voldaan: • de deeltjes (meestal moleculen) van de reagerende producten moeten over voldoende (bewegings)energie of kinetische energie beschikken. • de botsing moet gebeuren volgens een welbepaalde oriëntatie van deze botsende deeltjes. Daarmee bedoelen we dat de hoek waarmee ze elkaar benaderen gunstig moet zijn om aanleiding te geven tot de vorming van nieuwe moleculen. We kijken even naar de volgende figuren, waarop de reactie te zien is tussen diwaterstof (H2) en dijood (I2).
Fig. 7.5 Schematische voorstelling van de reactie tussen diwaterstof en dijood
Wanneer de deeltjes over voldoende energie beschikken en de oriëntatie goed is, ontstaat na een effectieve botsing het reactieproduct: de molecule waterstofjodide (HI).
144
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
Tijdens elke chemische reactie vinden er voortdurend botsingen plaats tussen de reagerende deeltjes. Ze beschikken echter niet altijd over de nodige energie, en de oriëntatie van de botsing is ook niet altijd goed. De reagerende deeltjes gaan in dat laatste geval onveranderd uit elkaar. We spreken van een elastische botsing. Voor de reactie tussen diwaterstof en dijood krijgen we dan:
Fig. 7.6 Schematische voorstelling van een elastische botsing tussen diwaterstof en dijood
We weten nu wat bedoeld wordt met de snelheid van een chemische reactie, en wat de algemene voorwaarden zijn om het aantal effectieve botsingen te doen toenemen. Met deze kennis zal het niet zo moeilijk zijn om de factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden, te begrijpen.
1.2 Snelheidsbepalende factoren van een chemische reactie 1.2.1
De mens wil ingrijpen … Als je de factoren kent die het aantal effectieve botsingen en dus de reactiesnelheid verhogen of verlagen, kan je ook ingrijpen in deze reacties. Zo zijn er reacties die ‘te’ traag verlopen en versneld mogen worden. Denk maar aan het composteren van groenten en fruit, of het rijpen van wijn in grote eiken vaten. Andere, ongewenste reacties, zoals het roesten van ijzer en het bederven van voedsel, vragen een tegenovergestelde maatregel. In de sport willen we de prestaties verbeteren van atleten, dieren (bv. paarden) en gemotoriseerde voertuigen. Al deze ‘sportbeoefenaars’ hebben één ding gemeen: ze krijgen hun energie via organische oxidatiereacties. Dat zijn reacties die organische stoffen met behulp van zuurstofgas uiteindelijk omzetten in koolstofdioxide en water. Zo krijgen levende wezens hun energie voornamelijk via de oxidatie van glucose in de celademhaling en motoren via de verbranding van aardolieproducten.
Fig. 7.7 Zowel bij de paarden als de motor wordt energie verkregen via organische oxidatiereacties.
De mens wil dus ingrijpen, maar niet zonder de nodige kennis. Daarom onderzoeken we nu één voor één de factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden: • de concentratie van de reagerende stoffen; • de temperatuur; • de verdelingsgraad; • een katalysator.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
145
1.2.2
Invloed van de concentratie van de reagerende stoffen
DEMO 1 Werkwijze Doe in een erlenmeyer 20 ml waterstofperoxide (H2O2). Voeg er een mespuntje MnO2-poeder aan toe, tot er gasontwikkeling is. Breng een gloeiende houtspaander in het reactievat. Waarneming
De gloeiende houtspaander ontvlamt opnieuw. Verklaring Voor een verbranding is er altijd zuurstofgas nodig. De concentratie van het zuurstofgas in de erlenmeyer was duidelijk hoger dan de concentratie buiten de erlenmeyer. Dat komt doordat onder invloed van MnO2 het H2O2 ontleedt in H2O en O2. De reactiesnelheid van bovenstaande verbrandingsreactie werd duidelijk verhoogd door de hogere concentratie aan zuurstofgas. Hoe hoger de concentratie van een reagerende stof, hoe hoger de reactiesnelheid. Ook in de spieren gaat tijdens de celademhaling een oxidatiereactie door. Glucose wordt dan geoxideerd met behulp van zuurstofgas, met vorming van koolstofdioxide, water en de nodige energie. Hoe hoger de concentratie zuurstofgas in de spieren, hoe beter de prestaties van de atleet zijn. Dat kan je zelf aan den lijve ondervinden als je een sportprestatie op zeeniveau (waar de concentratie aan zuurstofgas het hoogst is) zou herhalen in het hooggebergte (waar de concentratie aan zuurstofgas het laagst is). In het hooggebergte zal er sneller sprake zijn van vermoeide en verzuurde spieren. Want hoe lager de concentratie aan zuurstofgas in de spieren, hoe minder energie vrijkomt, en hoe meer kans op de vorming van melkzuur.
context
Zu u rsto fma s ker
In het ziekenhuis wordt vaak aan verzwakte personen extra zuurstofgas toegediend met behulp van een zuurstofmasker, om de oxidatie van glucose in de cellen te stimuleren. Op die manier wordt een grotere hoeveelheid energie vrijgemaakt om de minimale levensprocessen beter te laten functioneren. De patiĂŤnt geneest zo vlugger.
Fig. 7.8 Een patiĂŤnt krijgt extra zuurstofgas toegediend.
146
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
1.2.3
Invloed van de temperatuur
DEMO 2 Werkwijze Doe in een reageerbuis enkele korrels zink, en voeg daarbij een weinig HCl-oplossing met een concentratie van ongeveer 1 mol/liter. Doe in een tweede proefbuis evenveel zink, maar voeg deze keer een verwarmde HCl-oplossing toe. Waarneming
De reactie in de tweede proefbuis is veel heviger. Verklaring Je weet al uit het derde jaar dat moleculen, onder invloed van een hogere temperatuur, sneller bewegen. Door die snellere beweging stijgt de kans op het aantal effectieve botsingen, en dus ook de reactiesnelheid.
We kunnen gerust stellen dat een verbrandingsreactie (bv. in de spieren) zelf de temperatuur opdrijft, waardoor de reactiesnelheid van de celademhaling verhoogt. Dat levert op zijn beurt een snellere sportprestatie op. Dat effect mag echter niet overdreven worden, want de lichaamstemperatuur moet rond de 37 °C blijven om alle enzymen nog optimaal te laten functioneren; dat betekent dus ook de enzymen van de celademhaling zelf. Het lichaam zal daarom heel snel warmte afstaan door de verdamping van zweet. Hoe hoger de temperatuur, hoe hoger de reactiesnelheid.
context
K o o rts
Het lichaam kan in bepaalde gevallen zorgen voor een lichte verhoging van de lichaamstemperatuur. In het geval van ziekte zorgt koorts ervoor dat het metabolisme iets sneller verloopt. Op die manier worden bacteriĂŤn en virussen sneller door het immuunsysteem opgeruimd.
Fig. 7.9 Koorts zorgt ervoor dat het metabolisme iets sneller verloopt.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
147
1.2.4
Invloed van de verdelingsgraad
DEMO 3 Werkwijze Breng achtereenvolgens een ijzeren spijker, staalwol en ijzerpoeder in de vlam van een bunsenbrander. Tip: bevestig de bunsenbrander aan een statief op een halve meter hoogte, zodat de schouw evenwijdig gemonteerd staat met de tafel. Op die manier is het veiliger om fijn verdeelde stoffen zoals ijzerpoeder in de vlam te brengen. Waarneming
De ijzeren spijker reageert zo goed als niet, de staalwol gloeit een beetje en het ijzerpoeder ontvlamt met een feloranje licht. Verklaring Het ijzerpoeder is het fijnst verdeeld en verbrandt het vlugst.
Dat heeft te maken met het contactoppervlak van de reagerende stof: hoe groter dat oppervlak, hoe meer deeltjes tegelijk in reactie gaan. Denk bijvoorbeeld aan het oplossen van suiker in koffie. Wat zal sneller oplossen: een klontje of eenzelfde hoeveelheid losse kristalsuiker? (Opmerking: dit is een fysisch proces en dus geen chemisch proces.)
Losse suiker lost sneller op dan een klontje. Hoe fijner een reagerende stof verdeeld is (dus hoe hoger de verdelingsgraad), hoe hoger de reactiesnelheid. We zien deze snelheidsbepalende factor terugkomen in veel verbrandingsreacties. Zo wordt in motoren fijn verstoven benzine geĂŻnjecteerd in de cilinder. Om de spierarbeid te optimaliseren, wordt aangeraden om energierijke voeding zoals glucose op te nemen. Hoe fijner de glucose verdeeld is in het voedingsmiddel, hoe beter. In energierijke dranken is glucose opgelost, en dus veel fijner verdeeld dan in energierepen. De concentratie aan glucose is echter ook belangrijk, en die is voor eenzelfde massa hoger in vaste vorm. Op een energiereep moet je wel goed kauwen, zodat de verdelingsgraad toeneemt. Dat geldt trouwens voor al het voedsel dat we innemen. Hoe groter de ingeslikte voedselbrokken, hoe minder energie ze leveren, en hoe sneller je opnieuw honger krijgt.
Fig. 7.10 Het is belangrijk voedsel goed te kauwen.
148
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
1.2.5
Invloed van een katalysator
DEMO 4 Werkwijze Doe wat glucosepoeder in een porseleinen schaaltje en steek dat in brand met een bunsenbrander. Doe hetzelfde, maar meng nu het glucosepoeder met evenveel sigarettenas. Waarneming
De tweede reactie is veel heviger. Verklaring Sigarettenas is een voorbeeld van een katalysator: het versnelt de reactie, maar wordt onveranderd teruggevonden na de reactie. Voor sigarettenas is dit duidelijk, want het kan zelf niet meer omgezet worden; as is het eindproduct van een verbranding. Toch kan het een andere stof sneller doen ontvlammen.
Een katalysator is een stof die de reactiesnelheid verhoogt, maar aan het eind van de reactie onveranderd teruggevonden wordt. Elke reactie heeft aan het begin een bepaalde hoeveelheid energie nodig om op te starten. Het aantal effectieve botsingen tussen de deeltjes van de reagerende stoffen wordt immers bepaald door de bewegingsenergie van de botsende deeltjes. De deeltjes beschikken sowieso over een bepaalde hoeveelheid bewegingsenergie of kinetische energie (= gemiddelde kinetische energie). Dat kan voldoende zijn om de reactie te doen opstarten. Als dat niet voldoende is, moet er een dosis energie worden toegevoegd tot het juiste peil bereikt is (= minimumenergie). Het verschil tussen de al aanwezige kinetische energie en de minimumenergie die bereikt moet worden om de reactie te laten doorgaan, noemen we de activeringsenergie (Ea) van de reactie. Activeringsenergie kan je dus bekijken als het spreekwoordelijke ‘duwtje in de rug’, dat chemische reacties nodig hebben om op te starten. Zo vragen de meeste verbrandingsreacties van aardolieproducten (steenkool, aardolie en aardgas) een startschot. Hoe meer energie van buitenuit moet worden toegevoegd, hoe langer het zal duren vooraleer een bepaalde reactie zal doorgaan. Katalysatoren volgen een andere reactieweg, met een lagere activeringsenergie.
Fig. 7.11 Aardgas is wel een heel brandbare stof, toch zal de ontbranding niet spontaan gebeuren en is er een vonk nodig om de reactie op te starten.
energie
Ea,z
Ook het MnO2 uit de reactie met H2O2 (zie demoproef 1) is een katalysator. Het verhoogt de snelheid waarmee H2O2 ontleedt en wordt na de reactie onveranderd teruggevonden.
Ea,k reagentia
producten
tijd Fig. 7.12 Een katalysator verhoogt de reactiesnelheid.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
149
In het lichaam spelen enzymen de rol van katalysatoren. We noemen ze daarom biokatalysatoren. In demoproef 4 werd glucose geoxideerd onder invloed van een temperatuur van enkele honderden graden. In het lichaam gebeurt de oxidatie van glucose tijdens de celademhaling dankzij enzymen aan de lichaamstemperatuur (37 °C). Enzymen zijn grote eiwitmoleculen met een complexe bouw. Elk enzym beïnvloedt de reactiesnelheid van één welbepaalde biochemische reactie, omdat elk enzym een actief centrum bezit waarin één welbepaalde molecule past (= het substraat). Die molecule past als het ware als een sleutel in een slot (sleutel-slotprincipe). In het voorbeeld hieronder wordt het substraat maltose door het enzym maltase omgezet in twee moleculen glucose. De reactiesnelheid wordt verhoogd (omdat de activeringsenergie verlaagd wordt) wanneer substraat en enzym met elkaar binden en na de reactie blijft het enzym onveranderd, klaar voor de volgende omzetting. reactieproducten
substraat enzym
actief centrum
sleutel = substraat
slot = enzym correcte pasvorm actief centrum in de correcte positie
reactie zal volgen
Fig. 7.13 Een substraat past op het actief centrum van een enzym als een sleutel in een slot.
150
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
2 Evenwichtsreacties en factoren die de ligging van het evenwicht beïnvloeden 2.1 Evenwichtsreacties In de praktijk kan bijna elke reactie omgekeerd worden. De terugreactie (reactieproducten stoffen) gebeurt dan vaak bij een andere temperatuur dan de heenreactie (uitgangsstoffen producten). Bijvoorbeeld: 2 HgO : temperatuur beneden de 400 °C.
2 Hg + O2 2 HgO
uitgangsreactie-
2 Hg + O2
: temperatuur boven de 400 °C.
In het volgende voorbeeld verlopen de heen- en de terugreactie onder eenzelfde temperatuur: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
2 HI (g): temperatuur = 400 °C. H2 (g) + I2 (g): temperatuur = 400 °C.
Blijkbaar kunnen de gasmoleculen bij 400 °C zowel in de heenreactie als in de terugreactie effectief met elkaar botsen. In het reactievat komen dus zowel de uitgangsstoffen als de reactieproducten naast elkaar voor. Dat is experimenteel bevestigd: men heeft beide reacties laten doorgaan in aparte reactievaten en telkens paarse dampen dijood waargenomen naast zure dampen waterstofjodide. Er ontstaat een evenwichtsmengsel. De reactie noemt men een evenwichtsreactie en noteert men als volgt, met twee halve pijlen boven elkaar: H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
Tijdens de heenreactie reageren de gassen diwaterstof en dijood met een bepaalde reactiesnelheid (zie hoofdstuk 1 van dit thema) tot vorming van het gas waterstofjodide. Tezelfdertijd reageert waterstofjodide tijdens de terugreactie tot diwaterstof en dijood en dat met dezelfde reactiesnelheid. Er worden in hetzelfde tijdsinterval dus evenveel moleculen van dijood en diwaterstof omgezet in moleculen van waterstofjodide als er moleculen waterstofjodide ontbinden in dijood en diwaterstof. De concentraties van de reagerende stoffen en van de reactieproducten worden dus door continue reacties constant gehouden. Het evenwicht is met andere woorden dynamisch. Een evenwichtsreactie A + B C + D leidt tot een toestand waarbij de reactieproducten (C en D) in evenwicht verkeren met de uitgangsstoffen (A en B). Als er in hetzelfde tijdsinterval evenveel deeltjes (moleculen, ionen …) van de uitgangsstoffen omgezet worden in reactieproducten, als er opnieuw gevormd worden door de omgekeerde reactie, spreekt men van een reactie-evenwicht. Dit is een dynamisch evenwicht, omdat de reactie in beide richtingen blijft doorgaan. De omkeerbare reactie waarbij zuurstofgas ter hoogte van de longen bindt op hemoglobine en weer vrijkomt van de hemoglobine ter hoogte van de weefsels, verkeert ook in evenwicht. Zolang er geen factoren zijn die het evenwicht verstoren (zie verder), blijven de concentraties van zuurstofgas, hemoglobine en oxyhemoglobine constant. 4 O2 + Hb
Hb(O2)4
Let op: evenwicht betekent in geen geval dat er evenveel uitgangsstoffen als reactieproducten aanwezig zijn. Dit kan men vergelijken met de bevolking van twee landen, bv. Frankrijk en België. Als er per dag 10 000 mensen de grens oversteken naar Frankrijk en evenveel naar België, dan is er een dynamisch evenwicht. Dit betekent geenszins dat er in beide landen evenveel mensen wonen.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
151
Een evenwichtsmengsel in dynamisch evenwicht bevat dus niet noodzakelijk evenveel uitgangsstoffen als reactieproducten. De concentraties van uitgangsstoffen en reactieproducten verschillen dus meestal van elkaar, maar ze blijven constant zolang het evenwicht niet verandert. Als na het instellen van het reactie-evenwicht, de concentratie van reactieproducten (rechts van de reactiepijlen) hoger is dan die van de uitgangsstoffen (links van de reactiepijlen), dan zegt men dat het evenwicht rechts ligt. Indien de concentratie van de uitgangsstoffen hoger is dan die van de reactieproducten, ligt het evenwicht links. • Het evenwicht ligt rechts: A + B • Het evenwicht ligt links: A + B
C+D C+D
2.2 Verschuiving van het evenwicht in een evenwichtsreactie Vaak wil men om economische redenen een grotere opbrengst hebben van een bepaalde stof. Als na het instellen van een dynamisch evenwicht de concentratie van een bepaald reactieproduct te laag uitvalt, kan men dat evenwicht doen verschuiven, waardoor meer van dat reactieproduct gevormd wordt. In dat geval worden dus meer uitgangsstoffen omgezet in reactieproducten dan omgekeerd. Het dynamisch evenwicht is dan verstoord en er gebeurt een verschuiving van het evenwicht naar rechts. Dit wordt op de volgende manier algemeen voorgesteld: C+D
A+B
Als er meer reactieproducten in uitgangsstoffen omgezet worden dan omgekeerd, gebeurt een evenwichtsverschuiving naar links: C+D
A+B
De factoren die zorgen voor een verschuiving van het evenwicht worden later in dit onderdeel besproken. De hemoglobine-evenwichtsreactie is een evenwichtsreactie die voortdurend verschuivingen van het evenwicht ondergaat. Raadpleeg hiervoor het onlinemateriaal dat ter beschikking is.
2.3 Aflopende reacties Gegeven de volgende reacties: Zn + 2 HCl Ba + SO4 2+
2–
ZnCl2 + H2 BaSO4
Bij de eerste reactie staat er naast het waterstofgas een pijltje naar boven. Dat betekent dat het gas ontwijkt en dus niet meer aangewend kan worden voor de omgekeerde reactie. Hetzelfde geldt voor de tweede reactie, waarbij het pijltje naar beneden duidt op een neerslagreactie. Beide reacties blijven net zolang doorgaan tot de voorraad van ten minste één van de uitgangsstoffen opgebruikt is; het zijn aflopende reacties. Een reactie waarbij een reactieproduct continu aan het reagerende mengsel onttrokken wordt en waarbij er een neerslag (aangeduid met ) of een gas (aangeduid met ) gevormd wordt, noemt men een aflopende reactie. Aan het einde van dit onderdeel gaan we met die aflopende reacties aan de slag om een aantal stoichiometrische berekeningen te doen. Nu kijken we eerst naar factoren die het dynamisch evenwicht van een evenwichtsreactie kunnen verstoren en het evenwicht naar links of naar rechts kunnen doen verschuiven.
152
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
2.4 Factoren die het dynamisch evenwicht in een evenwichtsreactie beïnvloeden 2.4.1
Invloed van concentratieverandering op het chemisch evenwicht Toevoegen van reagentia Je hebt wel al eens gehoord van hoogtestages. Voor veel sporters is dit nog altijd een veelgebruikte manier om het hemoglobinegehalte in hun bloed te verhogen. De atleten vertrekken dan voor een bepaalde periode naar een gebied op grote hoogte (bv. op 3000 m) om er te trainen voor een belangrijk toernooi. Op die hoogte is de concentratie aan zuurstofgas lager dan op zeeniveau waardoor inspanningen zwaarder worden. Als reactie hierop gebeurt in het lichaam iets merkwaardigs: door de nieren wordt meer van het hormoon erytropoëtine (ook wel epo genoemd) vrijgesteld, dat de aanmaak van rode bloedcellen stimuleert en dus ook het hemoglobinegehalte doet stijgen*. Bij een lagere zuurstofgasconcentratie is de normale aanmaak van oxyhemoglobine dus verzekerd. Het evenwicht verschuift ter hoogte van de longen naar rechts zodat de concentratie van oxyhemoglobine verhoogt: 4 O2 + Hb
Fig. 7.14 Wielrenners gaan op hoogtestage om het hemoglobinegehalte in hun bloed te verhogen.
Hb(O2)4
Op die manier kan er, wanneer wenselijk, door de omgekeerde reactie bij de lagere concentratie zuurstofgas toch voldoende zuurstofgas vrijgesteld worden in de spieren. Het evenwicht verschuift daar naar links, want de concentratie van oxyhemoglobine is hoger. 4 O2 + Hb
Hb(O2)4
Als de atleet na het verblijf in de bergen weer afdaalt naar zeeniveau, waar de zuurstofgasconcentratie opnieuw hoger is, heeft hij of zij nog steeds een overschot aan rode bloedcellen en dus ook een overschot aan hemoglobinemoleculen. Hierdoor verhoogt de capaciteit om oxyhemoglobine aan te maken nog meer en is de sporter in staat om een hogere en vooral langere inspanning te leveren. Het evenwicht verschuift opnieuw naar rechts ter hoogte van de longen met een nog hogere concentratie van oxyhemoglobine tot gevolg: 4 O2 + Hb
Hb(O2)4
En opnieuw naar links ter hoogte van de spieren: 4 O2 + Hb
Hb(O2)4
Deze keer wordt meer zuurstofgas dan normaal vrijgegeven ter hoogte van de spieren: het effect van een hoogtestage heeft zijn doel bereikt. Dat effect is natuurlijk niet blijvend: het verdwijnt na een aantal weken. Het hemoglobinegehalte komt dan opnieuw op het normale niveau terecht, waardoor het oorspronkelijke dynamisch evenwicht hersteld wordt. Zoals gezegd is de hemoglobine-evenwichtsreactie een evenwichtsreactie die voortdurend verschuivingen van het evenwicht ondergaat: • Ter hoogte van de longen ligt het evenwicht naar rechts: 4 O2 + Hb
Hb(O2)4
In de longen is er immers steeds een hogere concentratie zuurstofgas.
• Ter hoogte van de weefsels ligt het evenwicht naar links: 4 O2 + Hb
Hb(O2)4
In de weefsels is er een voortdurend zuurstoftekort vanwege de energieleverende oxidatiereacties.
*De reagentia of reactieproducten die door hun hogere concentratie de oorzaak zijn van een evenwichtsverschuiving, zijn vetgedrukt.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
153
Samengevat geeft dat voor de hemoglobinereactie: • Als [O2] hoger is (bv. in de longen) en/of [Hb] stijgt (door bijvoorbeeld aanmaak van meer rode bloedcellen), dan verschuift het evenwicht naar rechts. • Als [O2] lager is (bv. in de weefsels) en/of [Hb] daalt, dan verschuift het evenwicht naar links: er komt meer zuurstofgas voor de weefsels vrij. Als men aan een evenwichtsmengsel één van de uitgangsstoffen toevoegt, dan verschuift het evenwicht naar rechts. Als men één van de uitgangsstoffen onttrekt, dan verschuift het evenwicht naar links. Het omgekeerde geldt voor de reactieproducten. Verdunning van een oplossing Hierboven hebben we het gehad over de verschuiving van het evenwicht als één van de reagentia of reactieproducten wordt vermeerderd of verminderd. Nu bestuderen we het effect bij een volledige verdunning van het evenwichtsmengsel.
DEMO 5 Werkwijze Doe geconcentreerd azijnzuur in een brede beker van 250 ml tot een hoogte van ongeveer 0,5 cm. Maak zelf een geleidingsmeter* en dompel die in de vloeistof terwijl er al roerend water aan toegevoegd wordt.
4,5 V
A Fig. 7.15 Proefopstelling
+
Waarneming
–
De naald van de ampèremeter wijkt bij toevoegen van water nog meer uit en de lamp brandt feller. Verklaring Het geleidingsvermogen van de vloeistof is verhoogd door de hogere productie van ionen, als volgt: CH3COOH
H+ + CH3COO–
1 deeltje
2 deeltjes
Als de vloeistof verdund wordt, dan verschuift het evenwicht naar de kant met het grootste aantal deeltjes. * Een geleidingsmeter bestaat uit een verbinding van een batterij (4,5 V of 9 V) met een ampèremeter en eventueel met een lampje. De verbinding van koperdraad is onderbroken. De twee losse uiteinden van de koperdraad noemt men respectievelijk de negatieve en de positieve elektrode. De elektroden worden, ongeveer een centimeter van elkaar verwijderd, in de te onderzoeken vloeistof gebracht om het geleidingsvermogen daarvan te testen. Indien de vloeistof de elektrische stroom geleidt, brandt het lampje en is er een uitwijking te zien op de ampèremeter. Hoe hoger de uitwijking, hoe beter het geleidingsvermogen van de vloeistof.
Algemeen geldt dat als er bij een evenwichtsmengsel in oplossing oplosmiddel (bv. water) toegevoegd wordt (verdunning of verlaging van de concentratie), het evenwicht verschuift naar de kant met het grootste aantal deeltjes. Omgekeerd geldt dat als er oplosmiddel onttrokken wordt aan het evenwichtsmengsel (bv. door verdamping), het evenwicht verschuift naar de kant van het kleinste aantal deeltjes. Bij gasmengsels in evenwicht geldt hetzelfde principe: als men de druk op een gasmengsel doet afnemen (= volumevergroting), dan verschuift het evenwicht naar de kant van het grootste aantal deeltjes, en omgekeerd.
154
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
2.4.2
Invloed van de temperatuur op het chemisch evenwicht
DEMO 6 Werkwijze Vul een reageerbuis met kalkhoudend kraantjeswater en verwarm de inhoud enkele minuten tot het kookpunt. Doe hetzelfde met gedemineraliseerd water. Waarneming
In de reageerbuis met kalkhoudend water ontstaat een lichte troebeling, in de andere reageerbuis niet. Verklaring Kraantjeswater bevat onder andere calciumionen (Ca2+) en waterstofcarbonaationen (HCO3– ) in oplossing die in de volgende evenwichtsreactie verkeren: endotherm (neemt warmte op)
Ca2+ + 2 HCO3– + E(nergie)
CO2 + H2O + CaCO3
exotherm (geeft warmte af)
Endotherm betekent letterlijk ‘warmte opnemen’; exotherm betekent ‘warmte afgeven’. De bovenstaande reactie naar rechts neemt dus warmte op en de reactie naar links geeft warmte af. Als de oplossing met de reactie in evenwicht opwarmt, ontstaat er een lichte troebeling door de aanwezigheid van CaCO3 dat neerslaat. Dat betekent dat het evenwicht na verwarming verschoven is naar rechts of naar de kant die warmte opneemt. Gedemineraliseerd water bevat geen calciumionen dus verwarming doet geen enkele troebeling ontstaan.
Afkoeling van het kraantjeswater doet de troebeling verdwijnen. In het algemeen wordt de exotherme reactie bevorderd door afkoeling, want de ontstane warmte kan zo beter worden afgevoerd. Het omgekeerde geldt voor de endotherme reactie, waar extra warmtetoevoer essentieel is. Als een evenwichtsmengsel opwarmt, dan verschuift het evenwicht naar de endotherme kant (de kant die warmte opneemt). Als een evenwichtsmengsel afkoelt dan verschuift het evenwicht naar de exotherme kant (de kant die warmte afstaat).
context
K alk n ee rslag
Iedereen kent de kalkneerslag op huishoudtoestellen. De bovenstaande reactie verklaart waarom die voorkomt. In kalkhoudend kraantjeswater zijn onder andere calciumionen en waterstofcarbonaationen opgelost. Als de temperatuur van het water door het toestel in kwestie verhoogd wordt, slaat calciumcarbonaat neer omdat de reactie naar rechts (endotherme kant) verloopt. Gedemineraliseerd water gebruiken, bijvoorbeeld tijdens het strijken, kan een oplossing bieden. Fig. 7.16 Kalkneerslag in je strijkijzer kan je vermijden door gedemineraliseerd water te gebruiken.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
155
Wanneer de temperatuur in het lichaam plaatselijk stijgt, bijvoorbeeld tijdens een hevige inspanning ter hoogte van de (spier)weefsels, verschuift de hemoglobine-evenwichtsreactie naar links of naar de endotherme kant:
exotherm
4 O2 + Hb
Hb(O2)4
endotherm
Hierdoor wordt meer zuurstofgas vrijgesteld aan de weefsels die door de grote inspanning zuurstofgas verloren zijn.
2.4.3
Wet van Le Chatelier en van ’t Hoff Alle waargenomen verschuivingen van het evenwicht in evenwichtsreacties, beïnvloed door de verschillende factoren (concentratieverandering en temperatuurverandering), lijken te wijzen in één richting: Als men op een systeem in evenwicht een ‘dwang’ uitoefent (stof toevoegen of onttrekken, verwarmen of afkoelen), dan verschuift het evenwicht zodanig dat die dwang zo weinig mogelijk tot uiting komt. Dit noemt men ook wel het principe van Le Chatelier en van ’t Hoff of dat van de kleinste dwang. Het chemisch evenwicht wil dus zoveel mogelijk de oorspronkelijke situatie in stand houden.
2.4.4
Invloed van een katalysator op het evenwicht Zoals gezegd, bevordert een katalysator de reactiesnelheid. Bij een evenwichtsmengsel gebeurt dat voor beide richtingen, zodat er geen evenwichtsverschuivingen optreden. Het evenwicht wordt wel sneller bereikt, maar het evenwichtsmengsel heeft dezelfde samenstelling als zonder katalysator. Een katalysator heeft geen invloed op de ligging van een chemisch evenwicht.
156
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
3 Stoichiometrische berekeningen met aflopende reacties Nog even herhalen: een reactie is aflopend als de reactieproducten gassen zijn die ontwijken of vaste stoffen zijn die een neerslag vormen. In beide gevallen wordt ten minste één van de reagerende producten opgebruikt en is een omgekeerde reactie dus uitgesloten. Hierboven heb je kennisgemaakt met de volgende voorbeeldreactie: Zn + 2 HCl
ZnCl2 + H2
In dit onderdeel zullen we via berekeningen te weten komen hoeveel reagerende producten nodig zijn om een bepaalde hoeveelheid reactieproducten te verkrijgen en in welke verhouding ze het best reageren. Voor we die berekeningen kunnen uitvoeren, herhalen we een aantal centrale begrippen en een aantal chemische wetten.
3.1 Herhaling: wetten bij een chemische reactie Wet van Lavoisier We weten dat chemisch reageren in feite niets anders is dan het herschikken van atomen. Bij een reactie ontstaat geen enkel nieuw atoom, maar er verdwijnt ook geen. De totale massa van de betrokken stoffen voor en na de reactie is dan ook gelijk. Na heel wat experimenten formuleerde Lavoisier zijn ‘wet van behoud van massa’, beter bekend als de ‘wet van Lavoisier’: Bij een reactie in een afgesloten ruimte blijft de totale massa van de betrokken stoffen ongewijzigd. Stel dat je dit zou toepassen op de reactievergelijking hierboven: Zn + 2 HCl
ZnCl2 + H2
Hoeveel gram reactieproducten (zinkchloride en diwaterstof) worden gevormd als je weet dat de reagerende producten (zink en waterstofchloride) een massa hadden van 2 g?
Ook 2 g
Raadpleeg het onlinemateriaal dat ter beschikking is om meer te weten te komen over Lavoisier.
Wet van Proust Pas de wet van Lavoisier toe op volgende reactie: 1,75 g ijzervijlsel reageert met 1,00 g zwavelpoeder. Er wordt 2,75 g
ijzer(2+)sulfide gevormd.
Reactievergelijking: Fe + S
FeS Fig. 7.17 Portret van Antoine Laurent en Marie-Anne Lavoisier (1788) van Jacques-Louis David
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
157
Als we nu 4,00 g zwavel willen laten reageren, moeten we natuurlijk ook vier keer zoveel ijzer gebruiken, dus 7,00 g. Anders gezegd: voor de synthese van ijzer(2+)sulfide moeten we met een vaste massaverhouding werken. In dit geval is dat de verhouding 7/4: 7 delen ijzer op 4 delen zwavel. Louis Proust formuleerde dit als volgt: Wanneer twee of meer stoffen met elkaar reageren, gebeurt dat telkens in een constante massaverhouding. Stel dat je beide stoffen wil laten reageren met een andere massaverhouding, wat gebeurt er dan? • Als 2,50 g ijzer reageert met 1,00 g zwavel, hoeveel ijzer blijft er dan over?
2,50 g ijzer – 1,75 g ijzer (in de juiste hoeveelheid) = 0,75 g ijzer
• Als 1,75 g ijzer reageert met 5,00 g zwavel, hoeveel zwavel blijft er dan over?
5,00 g zwavel – 1,00 g zwavel (in de juiste hoeveelheid) = 4,00 g zwavel Raadpleeg het onlinemateriaal dat ter beschikking is om meer te weten te komen over Proust.
3.2 Een hoeveelheid stof uitdrukken in ‘mol’ Je wil 200 g chocolade kopen. Uiteraard kan je in de winkel om 200 g chocolade vragen, maar je kan ook vijf repen chocolade kopen die samen 200 g wegen. Bij een volgend bezoek aan de winkel bestel je misschien meteen vijf repen chocolade. Met dat eenvoudige voorbeeldje willen we aantonen dat we een hoeveelheid materie kunnen aanduiden als een bepaalde massa (bv. 200 g), maar ook met een aantal deeltjes (bv. 5 repen). Ook bij het gebruik van chemische stoffen gaan we op die manier te werk. Daar kunnen we het aantal mol van een stof (hoeveelheid materie) zowel berekenen uit een bepaalde massa als uit een bepaald aantal deeltjes.
3.2.1
Fig. 7.18
Aantal mol van een stof berekenen uit een bepaalde massa Om het aantal identieke geldstukken te bepalen, hoef je ze niet altijd te tellen. Inderdaad, als je zowel de massa van één geldstukje als de totale massa van de munten kent, is het heel eenvoudig om het aantal geldstukken te berekenen. Hiervoor deel je de totale massa door de massa van één geldstuk. aantal geldstukken =
totale massa van de geldstukken massa van één geldstuk
Op precies dezelfde manier kan je het aantal mol kennen van een stof die in een bepaalde massa voorkomt. We berekenen daarvoor eerst de massa van één mol van die stof (= molaire massa). Daarna delen we de totale massa van de stof door die molaire massa. aantal mol van een zuivere stof =
massa van de zuivere stof (g) molaire massa (g/mol)
In een formule schrijven we dat als volgt: m n= M n = aantal mol van een stof m = massa van een stof (in g) M = molaire massa van een stof (in g/mol) De molaire massa van een stof geeft je dus de massa in gram van één mol deeltjes (moleculen, atomen, ionen …) waaruit die stof bestaat. De molaire massa van een stof die bestaat uit één atoomsoort staat onder elk atoom in het periodiek systeem onderaan links en wordt tot op één cijfer na de komma afgerond.
158
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
Een molecule bestaat uit verschillende atomen. De molaire massa van een stof die bestaat uit moleculen is gelijk aan de som van de molaire massa’s van de samenstellende atomen, rekening houdend met hun aantal per molecule. Bijvoorbeeld: de stof water bestaat uit watermoleculen. De molaire massa van water is dus gelijk aan de massa van één mol moleculen water: • 1 molecule H2O bestaat uit 2 atomen H en 1 atoom O. • 1 mol moleculen H2O bestaat uit 2 mol atomen H en 1 mol atomen O. • Massa van 1 mol moleculen H2O = massa van 2 mol atomen H + massa van 1 mol atomen O • Molaire massa van water (MH O) = 2 × 1,0 g/mol + 1 x 16,0 g/mol = 18,0 g/mol 2
Voorbeeld 1 Hoeveel mol is 2,75 g Cu? MCu = 63,6 g/mol m 2,75 g = = 0,0432 mol Cu n= M 63,6 g/mol Omgekeerd kunnen we ook de massa van de stof berekenen als we het aantal mol en de molaire massa van die stof kennen. n=
m ⇒m=n×M M
Voorbeeld 2 Hoeveel g CuSO4 zitten er in 0,405 mol CuSO4? MCuSO = 159,7 g/mol m = n × M = 0,405 mol × 159,7 g/mol = 64,7 g CuSO4 4
3.2.2
Aantal mol van een stof berekenen uit een bepaald aantal deeltjes Net zoals we het aantal mol kunnen berekenen uit een gegeven massa, kunnen we het aantal mol berekenen uit een gegeven aantal deeltjes. aantal mol van een zuivere stof =
aantal deeltjes van de zuivere stof aantal deeltjes per mol
In een formule wordt dat: N N n= = NA 6,02 · 1023/mol n = aantal mol van een stof N = aantal deeltjes van de stof NA = constante van Avogadro Voorbeeld 1 Hoeveel mol is 7,25 · 1023 formule-eenheden Na2SO4? n=
N 7,25 . 1023 formule-eenheden = 1,20 mol Na2SO4 = NA 6,02 . 1023 formule-eenheden/mol
Omgekeerd kan je uit een bepaald aantal mol het overeenkomstige aantal eenheden berekenen. Voorbeeld 2 Hoeveel atomen Na bevinden zich in 3,20 mol Na? N = n × NA = 3,20 mol × 6,02 · 1023 atomen/mol = 1,93 · 1024 atomen Na Een aantal mol kan je berekenen uit een bepaalde massa en uit een aantal deeltjes. Omgekeerd kan je uit een bepaald aantal mol de overeenkomstige massa en het aantal deeltjes berekenen. massa (m) in gram
n = m/M
m=nxM
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
aantal mol (n)
n = N/NA
aantal deeltjes (N)
N = n x NA 159
3.3 Stoichiometrische berekeningen Bij elk chemisch proces is het belangrijk om te weten in welke verhouding de stoffen met elkaar reageren. Een grondstof die overblijft na de reactie is immers in overmaat aanwezig. Dat restproduct is daarna meestal niet meer bruikbaar en moet worden geloosd, iets wat we uit economische en milieuoverwegingen moeten vermijden. De wet van Proust leert ons in welke verhouding stoffen met elkaar reageren. Met die wet in het achterhoofd kijken we naar de reactie tussen ijzer en zwavel. ijzer + zwavel Fe + S FeS
ijzer(2+)sulfide
Die reactievergelijking leert ons dat 1 atoom ijzer reageert met 1 atoom zwavel tot vorming van 1 (kristal)deeltje ijzer(2+)sulfide. Fe + S 1 atoom 1 atoom NA atomen NA atomen 1 mol atomen 1 mol atomen
FeS 1 formule-eenheid NA formule-eenheden 1 mol formule-eenheden
Als we dat vertalen naar de massa’s die met dat aantal deeltjes overeenkomen, wordt dat: Fe + S 1 mol Fe 1 mol S 55,9 g Fe 32,1 g S
FeS 1 mol FeS 88,0 g FeS
IJzer en zwavel reageren dus met elkaar in de verhouding van 56/32 (afgeronde waarden) of, na vereenvoudiging, 7/4. Algemeen geldt: uit de reactievergelijking kunnen we afleiden hoeveel mol er met elkaar reageert en dus ook welke massa’s en in welke verhouding. We noemen die bewerkingen de stoichiometrische berekeningen. Dat woord is afgeleid van het Griekse stoicheion (element) en metron (maat). In de praktijk komt het er op neer dat we op de volgende vragen een berekend antwoord kunnen formuleren: • Hoeveel grondstoffen (reagentia) zijn er nodig om een bepaalde hoeveelheid eindproduct (reactieproduct) te bereiden? • In welke massaverhouding zullen de reagentia met elkaar reageren? • Hoeveel eindproduct wordt er gevormd? Bij die stoichiometrische berekeningen kunnen we steeds dezelfde methode volgen: • Opstellen van de reactievergelijking. Een fout opgestelde reactievergelijking leidt automatisch naar een foutieve oplossing. • Interpreteren van de reactievergelijking, d.w.z. afleiden hoeveel mol reagentia er met elkaar reageert en hoeveel mol reactieproducten er gevormd wordt. • Verwerken van de gegevens: herleiden naar mol (indien nodig). • Berekenen van het gevraagde. Uit de reactievergelijking kunnen we afleiden hoeveel mol er met elkaar reageert en dus ook welke massa’s en in welke verhouding. We noemen die bewerkingen de stoichiometrische berekeningen.
160
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
3.3.1
Hoeveel mol eindproduct wordt er gevormd? Opgave Hoeveel mol dizuurstof is er nodig voor de verbranding van 0,40 mol magnesium? Hoeveel mol magnesiumoxide wordt hierbij gevormd? Oplossing Reactievergelijking magnesium + dizuurstof 2 Mg + O2 2 MgO Interpretatie 2 Mg + 2 mol Mg
magnesiumoxide
O2 1 mol O2
Berekenen van het gevraagde 2 Mg + O2 2 mol 1 mol 0,40 mol
2 MgO 2 mol MgO
2 MgO 2 mol
0,20 mol
0,40 mol
Antwoord Bij de verbranding van 0,40 mol Mg is er 0,20 mol O2 nodig. Er wordt 0,40 mol MgO gevormd.
3.3.2
Welke massa is nodig om een bepaalde hoeveelheid reactieproduct te bereiden? Opgave Bij de reactie tussen koper en dizuurstof wordt 0,50 mol koper(II)oxide gevormd. Hoeveel gram koper en dizuurstof zijn daarvoor nodig? Oplossing Reactievergelijking koper + dizuurstof koper(II)oxide 2 Cu + O2 2 CuO Interpretatie 2 Cu + 2 mol
O2 1 mol
2 CuO 2 mol
Berekenen van het gevraagde 2 Cu + 2 mol
O2 1 mol
2 CuO 2 mol
0,50 mol
0,25 mol
Omgerekend in massa (uitgedrukt in gram): m = n × M 2 Cu + O2 0,50 mol 0,25 mol (0,50 mol × 63,6 g/mol) 32 g
0,50 mol
2 CuO 0,50 mol
(0,25 mol × 32,0 g/mol)
8,0 g
(0,50 mol × 79,6 g/mol)
40 g
Antwoord Om 0,50 mol CuO (= 39,8 g) te vormen, zijn 31,8 g Cu en 8,0 g O2 nodig.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
161
3.3.3
Hoeveel gram reactieproduct ontstaat er? Opgave Bij de ontleding van 9,0 g KClO3 ontstaat er kaliumchloride en dizuurstof. Hoeveel g dizuurstof wordt er gevormd? Oplossing Reactievergelijking kaliumchloraat kaliumchloride + dizuurstof 2 KClO3 2 KCl + 3 O2 Interpretatie 2 KClO3 2 mol
2 KCl + 2 mol
3 O2 3 mol
Verwerken van de gegevens m 9,0 g = 0,073 mol nKClO = = MKClO 122,6 g/mol 3
3
Berekenen van het gevraagde 2 KClO3 2 mol 0,073 mol
2 KCl + 2 mol
3 O2 3 mol
0,073 mol
0,11 mol
Omgerekend in massa (uitgedrukt in gram): m = n × M 2 KClO3 2 KCl + 0,073 mol 0,073 mol (0,073 mol × 122,6 g/mol) 8,9 g
(0,073 mol × 74,6 g/mol)
5,4 g
3 O2 0,11 mol (0,11 mol × 32,0 g/mol)
3,5 g
Antwoord Bij de ontleding van 9,0 g KClO3 wordt er 3,5 g O2 gevormd.
162
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
4 Hoe ontstaat spanning in een batterij? DEMO 7 Maak een batterij met een aardappel (of een citroen). Neem twee staafjes of plaatjes van een verschillende metaalsoort, bijvoorbeeld koper en een ijzeren nagel (maar bij voorkeur koper en zink) en schuur ze zuiver met staalwol. Steek beide metalen in de aardappel en meet de spanning tussen de metalen met een voltmeter. Fig. 7.19 Proefopstelling
4.1 Het galvanisch element Een opstelling van twee verschillende metalen die in eenzelfde geleidende stof zijn geplaatst (zie voorbeeld hierboven) heet een galvanisch element. Daarbij wordt chemische energie omgezet in elektrische energie. Een batterij bestaat uit een of meerdere dergelijke galvanische elementen of cellen. Er bestaan diverse types van batterijen maar het gaat steeds om een omzetting van chemische energie in elektrische energie. De spanning is vrij klein. Zo levert een cel met koolstof en zink een spanning van 1,5 V. De naam galvanisch element is afgeleid van de naam Galvani, een Italiaanse wetenschapper, en de naam Volt van de eenheid van spanning is genoemd naar Volta.
Fig. 7.20 Luigi Galvani (1737-1798)
Fig. 7.21 Alessandro Volta (1745-1827)
Raadpleeg het onlinemateriaal over het leven en werk van Galvani en Volta. Om te begrijpen hoe in het galvanisch element spanning ontstaat en hoe elektronen in beweging gebracht worden in de kring, moeten we eerst onze kennis van redoxreacties opfrissen.
4.2 Redoxreacties 4.2.1
Reacties met elektronenoverdracht
DEMO 8 Werkwijze We dompelen een zinkplaatje in een oplossing van kopersulfaat (CuSO4, 0,10 mol/l). Waarneming We zien dat koper afgezet wordt op het zinkplaatje.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
163
Verklaring Eerst lost het kopersulfaat op in water, waardoor de verbinding splitst in ionen: CuSO4 Cu2+ + SO42– De koperionen nemen twee elektronen op, zodat er metallisch koper ontstaat: Cu2+ + 2 e– Cu Het oxidatiegetal van koper daalt daarbij van +II naar 0; het gaat hier dus om een reductie. Waar komen die elektronen vandaan? Tegelijkertijd met het afzetten van het koper, gaat Zn als Zn2+ in oplossing en geeft daarbij 2 elektronen af. Het oxidatiegetal van zink stijgt daarbij van 0 naar + II; dat is een oxidatie. De redoxreactie is dus samengesteld uit: een oxidatie Zn Zn2+ + 2 e– en 2+ een reductie Cu + 2 e– Cu De totale reactie kunnen we schrijven als: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu Bij een redoxreactie is er telkens een oxidator en een reductor. Cu2+ kan het zinkmetaal (Zn) oxideren; Cu2+ is dus de oxidator. Het zinkmetaal (Zn) kan de Cu2+-ionen reduceren tot metallisch koper (Cu); Zn is in die reactie de reductor. Besluit Bij een redoxreactie worden elektronen uitgewisseld. Daarbij is het aantal afgegeven elektronen gelijk aan het aantal opgenomen elektronen. Bij een redoxreactie gebeurt de elektronenoverdracht rechtstreeks van de reductor naar de oxidator.
4.2.2
Sterkte van reductoren en oxidatoren
DEMO 9 Werkwijze We vullen vijf bekerglazen (50 ml) met de volgende oplossingen: koperdinitraat [Cu(NO3)2], looddinitraat [Pb(NO3)2], magnesiumsulfaat (MgSO4), zinksulfaat (ZnSO4) en zilvernitraat (AgNO3). Alle oplossingen hebben een concentratie van 0,1 mol/l; alleen voor zilvernitraat nemen we een concentratie van 0,01 mol/l. We schuren vijf reepjes koper met staalwol en wrijven ze met een doekje. Daarna dompelen we een reepje koper in elk van de oplossingen en wachten enkele minuten. Waarneming In het bekertje met de zilvernitraatoplossing zie je een grijsachtige neerslag op het kopermetaal. Bij de andere oplossingen merk je niks bijzonders op. Verklaring De grijsachtige neerslag op het kopermetaal kan niks anders zijn dan zilvermetaal: Cu + 2 AgNO3 Cu(NO3)2 + 2 Ag De reactie verloopt in feite tussen ionen: Cu + 2 Ag+ Cu2+ + 2 Ag Bij die redoxreactie treedt het kopermetaal op als reductor. Koper heeft dus een voldoende groot reducerend vermogen om de zilverionen uit de oplossing te verdringen.
164
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
DEMO 10 Werkwijze We volgen volledig de werkwijze van de vorige demo, maar werken achtereenvolgens met reepjes lood, magnesium en zink. De waarnemingen noteren we in de tabel. Het symbool ‘+’ betekent dat een ion uit zijn zout wordt verdreven en neerslaat op het strookje metaal. Waarneming Cu(NO3)2
Pb(NO3)2
MgSO4
ZnSO4
AgNO3
Cu
–
–
–
–
+
Pb
+
–
–
–
+
Mg
+
+
–
+
+
Zn
+
+
–
–
+
Verklaring Je ziet in de tabel dat het reducerende vermogen van de metalen verschillend is. In ons voorbeeld is magnesium de sterkste reductor, terwijl zilver het kleinste reducerende vermogen heeft. Als we de vijf onderzochte metalen rangschikken naar dalend reducerend vermogen, verkrijgen we de volgende ordening: Mg > Zn > Pb > Cu > Ag We zouden alle metalen op dezelfde manier kunnen onderzoeken. Dat levert uiteindelijk een reeks van metalen op, gerangschikt volgens dalend reducerend vermogen: K
Na
Mg
Al
Zn
Fe
Ni
Sn
Pb
H
Cu
Hg
Ag
Pt
Au
volgens dalend reducerend vermogen In die reeks is elk metaal in staat om het metaal dat rechts ervan staat, uit zijn zouten te verdrijven, vandaar de naam verdringingsreeks van de metalen. Met die reeks kunnen we voorspellen of een reactie zal plaatsvinden tussen een metaal en een metaalion in oplossing. Metalen kan je op basis van reducerend vermogen ook indelen in groepjes: • Uiterst rechts staan de edele metalen. Die hebben een laag reducerend vermogen; anders gezegd: ze zijn weinig reactief. Met ‘edel’ bedoelen we dus dat ze niet gemakkelijk oxideren. • Koper en kwik worden halfedele metalen genoemd. • De resterende metalen zijn onedel; natrium en kalium zijn uitschieters door hun heel hoog reducerend vermogen. We kunnen de sterkte van een reductor of een oxidator ook kwantitatief uitdrukken aan de hand van de normaalpotentiaal (U0) van het redoxsysteem. Redoxsystemen met een positieve normaalpotentiaal zijn zwakke reductoren. Hoe kleiner de normaalpotentiaal, hoe sterker de reductor. In de tabel op de volgende bladzijde zie je de rangschikking van de reductoren van sterk (bovenaan) tot zwak (onderaan in de tabel). Zo zie je dat Cu een laag reducerend vermogen heeft (zwakke reductor), maar dat Ag de zwakste reductor is. De sterkste reductor is K.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
165
halfreactie K +e +
Ca + 2 e 2+
–
Na + e +
U0 (V) K
–
- 2,925 Ca
- 2,866
Na
–
- 2,714
Mg + 2 e 2+
Mg
–
- 2,363
Al3+ + 3 e–
Al
- 1,662
–
Zn + 2 e
Zn
- 0,763
–
Fe
- 0,440
Cd
- 0,403
2+
Fe + 2 e 2+
Cd + 2 e 2+
–
PbSO4 + 2 e– Ni + 2 e
Pb + SO42–
- 0,359
Ni
- 0,270
–
Pb + 2 e
Pb
- 0,126
–
Fe + 3 e
Fe
- 0,040
2 H+ + 2 e–
H2
0,000
Cu2+ + 2 e–
2+
–
2+
3+
Cu
+ 0,337
–
Fe + e
Fe2+
+ 0,771
–
Ag + e
Ag
+ 0,799
3+ +
Kiezen we twee elementen uit die tabel en plaatsen we een plaatje van elk element in een geleidende oplossing, dan verkrijgen we een galvanisch element: daarbij zal de sterkste reductor fungeren als minpool en de zwakste reductor als pluspool van het gevormde galvanisch element. De spanning tussen beide komt overeen met het verschil in normaalpotentiaal.
4.3
Werking van een galvanische cel We bestuderen twee afzonderlijke systemen: • beker 1: zinkplaatje in zinksulfaatoplossing • beker 2: koperplaatje in kopersulfaatoplossing
e–
Uit de verdringingsreeks van de metalen weet je dat zink beter oxideert dan koper, d.w.z. zink staat veel gemakkelijker elektronen af dan koper. Daarbij worden twee elektronen afgestaan: Zn2+ + 2 e–
Zn
Die elektronen kunnen we nu via een metaalgeleider van het zinkplaatje naar de koperplaat leiden. De koperionen in de tweede beker kunnen de elektronen aan de koperplaat opnemen, waardoor ze omgezet worden in metallisch koper: Cu2+ + 2 e–
Zn2+ Zn2+
Cu2+
SO42–
ZnSO4-oplossing
Cu2+
SO42–
CuSO4-oplossing
Fig. 7.22 Zinkplaatje en koperplaatje verbonden door metaalgeleider
Cu
De elektronenoverdracht gebeurt hier via een extern circuit (buiten de oplossing).
166
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
Natuurlijk zal die elektronenstroom ophouden: in de eerste beker zou immers een overschot van zinkionen ontstaan en in de tweede beker een teveel aan sulfaationen. Door een ‘elektrolytbrug’ tussen beide bekers aan te brengen, maken we een gesloten stroomkring. Die ‘brug’ bevat een verzadigde ammoniumchloride-oplossing, die via een permeabel membraan verbonden is met beide bekers.
e–
V
membraan Cl– Zn2+
In de eerste beker migreren Cl–-ionen door het membraan in de oplossing om zo het evenwicht aan ionen opnieuw te herstellen. In de tweede beker gebeurt hetzelfde met NH4+-ionen.
Zn2+ -overmaat
NH4+ Cu2+ SO42– -overmaat
Fig. 7.23 Gesloten stroomkring
De geleiding in het ‘interne circuit’ gebeurt via ionenmobiliteit. Het totale systeem noemen we een galvanische cel. De chemische energie wordt omgezet in elektrische energie: in het externe circuit ontstaat een elektronenstroom. Daarom spreken we van een elektrochemische spanningsbron. Het grote voordeel van batterijen is dat het geruisloze, zelfstandig functionerende energiesystemen zijn die overal gebruikt kunnen worden. Aanvankelijk dacht men nochtans dat het concept van ‘twee metalen platen in een potje’ geen lang leven beschoren zou zijn. Niks bleek minder waar, want het gebruik van batterijen neemt stelselmatig toe. Dat heeft natuurlijk alles te maken met de ontwikkeling van kleine, lichte en draagbare elektronische apparaten. Denk maar aan zaklampen, rekenmachines, videocamera’s, mp3-spelers, gsm’s ... Ook in de geneeskunde roept men om energierijke, betrouwbare minibatterijen die kunnen worden ingeplant om pacemakers, neuro-stimulatoren, pompjes of sensoren aan te drijven.
4.4
Soorten batterijen Bij batterijen maken we een onderscheid tussen: • primaire cellen, die niet herlaadbaar zijn; • secundaire cellen of accumulatoren, die herlaadbaar zijn. Zowel primaire als secundaire cellen kunnen zuur, alkalisch, nat of droog zijn. Dat verklaren we even.
4.4.1
Primaire cellen: Leclanché-elementen De eerste commerciële primaire cel werd in 1866 vervaardigd door M. Leclanché. Hij gebruikte zink als reductor, mangaandioxide (bruinsteen) als oxidator en ammoniumchloride als elektrolyt.
Fig. 7.24 Verschillende soorten batterijen
De volgende reacties vinden daarbij plaats: • aan de minpool speelt zich de oxidatie af: Zn
Zn2+ + 2 e–
• aan de pluspool gebeurt de reductie: 2 MnO2 + 2 NH4+ + 2 e–
Mn2O3 + 2 NH3 + H2O
De pastavormige elektrolytbrug van NH4Cl reageert zuur.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
167
Het Leclanché-element is dus een zure, droge batterij, die opgebouwd is zoals op Fig. 7.25.
extern circuit
De bekervormige zinkplaat of minpool levert elektronen aan het externe circuit en staat in contact met de elektrolytpasta (ammoniumchloride). Via het externe circuit komen de elektronen op de koolstofcollector of pluspool, die de elektronen doorgeeft aan het mangaandioxide (bruinsteen). Dat MnO2/C-mengsel is door een ionendoorlaatbare separator gescheiden van het ammoniumchloride.
+
koolstof als positieve pool MnO2 + elektrolyt (NH4Cl)
e–
separator elektrolyt (NH4Cl) zink als negatieve pool stroomvoerend element
Varianten op dit type batterij kwamen pas na 1950 op de markt. • In de droge alkalische Zn/Mn-cel is de basische elektrolyt KOH als pasta aanwezig. Aan de pluspool doet zich de volgende reactie voor: 2 MnO2 + H2O + 2 e–
intern circuit
isolerend materiaal e–
–
omhulsel
Fig. 7.25 Opbouw van het Leclanché-element
Mn2O3 + 2 OH–
• Bij de droge alkalische Zn/HgO-cel, ook kwikknoopcel genoemd, fungeert KOH als elektrolyt en is HgO de oxidator. Aan de pluspool vindt de volgende reactie plaats: HgO + H2O + 2 e–
Hg + 2 OH–
Primaire cellen of Leclanché-elementen zijn niet herlaadbaar.
4.4.2
Secundaire cellen Het bekendste voorbeeld daarvan is zeker de loodaccu (accumulator), die vooral gebruikt wordt als startaccu in motorvoertuigen en bij installaties voor noodstroomvoorziening. Die natte, zure batterij werd op punt gesteld door Gaston Planté in 1859. Ze is herlaadbaar, omdat de reacties omkeerbaar zijn: enerzijds verbruikt de accu energie om de motor te doen starten, de lampen te laten branden enzovoort, anderzijds wordt hij tijdens het rijden voortdurend heropgeladen door de dynamo. Garagisten spreken meestal van de ‘alternator’, maar dat is eigenlijk niet de correcte term. We bekijken dat even van nabij bij de nikkel-cadmiumbatterij. Dat is een droge, alkalische batterij met KOH als elektrolyt. Terwijl de batterij spanning levert, gebeuren de volgende reacties. • De oxidatie verloopt aan de minpool: Cd + 2 OH–
Cd(OH)2 + 2 e– (de minpool)
• Aan de pluspool gebeurt de reductie: NiO(OH) + H2O + e–
Ni(OH)2 + OH– (de pluspool)
Bij het herladen verlopen de reacties omgekeerd. Het herladen is een elektrolyse. De Cd-plaat wordt verbonden met de minpool van een bron, de nikkelplaat met de pluspool. • Een reductie aan de kathode: Cd(OH)2 + 2 e–
Cd + 2 OH–
• Een oxidatie aan de anode: Ni(OH)2 + OH–
NiO(OH) + H2O + e–
Dat herladen gebeurt door het aanleggen van een uitwendige bron, waarbij de pluspool van de accu verbonden wordt met de pluspool van de bron en de minpool van de accu met de minpool van de bron. Secundaire cellen zijn wel herlaadbaar.
168
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
4.4.3
Nadelen van batterijen Batterijen zijn handige en nuttige energiebronnen. Toch mogen we enkele belangrijke milieuaspecten niet uit het oog verliezen. Batterijen bevatten immers kwik en cadmium. Die zware metalen zijn zeer schadelijk voor het milieu. Batterijen selectief inzamelen is dus zeker zinvol. Bij het ontmantelen van afgedankte auto’s moet men erop letten dat de zure elektrolyt (vrij sterk geconcentreerd H2SO4) niet zomaar in het milieu geloosd wordt.
Fig. 7.26 Breng gebruikte batterijen naar het containerpark of inzamelpunt.
4.4.4 Brandstofcellen De laatste decennia heeft men zich, onder meer onder invloed van de ruimtevaart, toegelegd op de ontwikkeling van brandstofcellen. Brandstofcellen zijn elektrochemische toestellen die chemische energie (die vrijkomt bij een reactie) direct omzetten in elektrische energie. Het verschil met een batterij of accu is dat er voortdurend nieuwe reagentia van buiten kunnen worden aangevoerd. Al in 1839 ontdekte de Britse chemicus William Grove het principe van de brandstofcel.
M
e–
–
+
waterstof
lucht
H+
Een brandstofcel bestaat uit twee poreuze koolstofstaven (in combinatie met fijn verdeelde edele metalen) met daartussen een elektrolytlaag.
stikstof + water
Aan de koolstofstaaf waar een constante, gasvormige waterstofstroom aangevoerd wordt, vindt volgende reactie plaats: H2
H2 ➝ 2 H+ + 2 e–
elektrolyt
O2 + 4 H+ + 4 e– ➝ 2 H2O
Fig. 7.27 Schematische voorstelling van een brandstofcel
2 H+ + 2 e–
waardoor elektronen vrijkomen die via de motor M naar de pluspool bewegen. De waterstofionen diffunderen door het elektrolyt en aan de tweede koolstofstaaf, waar de oxidator zuurstof (in de luchtstroom) wordt aangevoerd, vindt volgende reactie plaats: O2 + 4 H+ + 4 e–
2 H2O
Maken we in beide reacties het aantal elektronen gelijk, dan wordt de totale reactie: 2 H2 + O2
2 H2O
Het eindproduct is dus water! Dat is milieuvriendelijk. Momenteel wordt de nodige waterstof echter nog altijd bereid door stoomoxidatie van aardgas, zodat het probleem van de CO2-productie gewoon verplaatst is. Een enkele brandstofcel heeft een uitgangsspanning van ongeveer 0,7 volt. Om een hogere spanning te krijgen, worden meerdere brandstofcellen in serie geplaatst. Dat wordt dan een ‘stack’ genoemd. Tegenwoordig zijn ze weer ‘in’ als mogelijk alternatief voor verbrandingsmotoren op benzine.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
169
• D E K E R N VA N D E Z A A K • Reactiesnelheid en snelheidsbepalende factoren van een chemische reactie chemische reactie definitie van reactiesnelheid
De reactiesnelheid v is gelijk aan de verandering van de concentratie c van reagerende producten en reactieproducten per tijdseenheid, of ∆c v= met als eenheid: mol/l · s ∆t
snelheidsbepalende factoren
• Hoe hoger de concentratie van een reagerende stof, hoe hoger de reactiesnelheid. • Hoe hoger de temperatuur, hoe hoger de reactiesnelheid. • Hoe fijner een reagerende stof verdeeld is (dus hoe hoger de verdelingsgraad), hoe hoger de reactiesnelheid. • Een katalysator is een stof die de reactiesnelheid verhoogt, maar aan het eind van de reactie onveranderd teruggevonden wordt.
Evenwichtsreacties en factoren die de ligging van het evenwicht beïnvloeden • Een evenwichtsreactie A + B C + D leidt tot een toestand waarbij de reactieproducten (C en D) in evenwicht verkeren met de uitgangsstoffen (A en B). • Een reactie waarbij een reactieproduct continu aan het reagerende mengsel onttrokken wordt en waarbij er een neerslag (aangeduid met ) of een gas (aangeduid met ) gevormd wordt, noemt men een aflopende reactie. factoren die dynamisch evenwicht in evenwichtsreactie beïnvloeden concentratieverandering temperatuur
• concentratie uitgangsstoffen • concentratie reactieproducten • opwarming:
:
en omgekeerd :
en omgekeerd
exotherm endotherm
• afkoeling:
exotherm endotherm
wet van Le Chatelier en van ’t Hoff
Als men op een systeem in evenwicht een ‘dwang’ uitoefent (stof toevoegen of onttrekken, verwarmen of afkoelen), dan verschuift het evenwicht zodanig dat die dwang zo weinig mogelijk tot uiting komt.
katalysator
geen invloed
170
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
Stoichiometrische berekeningen met aflopende reacties stoichiometrische berekeningen wetten
• Wet van Lavoisier: bij een reactie in een afgesloten ruimte blijft de totale massa van de betrokken stoffen ongewijzigd. • Wet van Proust: wanneer twee of meer stoffen met elkaar reageren, gebeurt dat telkens in een constante massaverhouding.
formules massa (m) in gram
n = m/M
aantal mol (n)
m=nxM
n = N/NA
N = n x NA
aantal deeltjes (N)
n = aantal mol van een stof m = massa van een stof (in g) M = molaire massa van een stof (in g/mol) N = aantal deeltjes van de stof NA = constante van Avogadro = 6,02 · 1023/mol doel
afleiden hoeveel mol met elkaar reageert, welke massa’s en in welke verhouding
Hoe ontstaat spanning in een batterij? • Een opstelling van twee verschillende metalen geplaatst in eenzelfde geleidende stof heet een galvanisch element. Daarbij wordt chemische energie omgezet in elektrische energie. • Het reducerend vermogen van de metalen is verschillend. In de verdringingsreeks van de metalen zijn de metalen gerangschikt volgens dalend reducerend vermogen. Elk metaal is in staat om het metaal dat rechts ervan staat, uit zijn zouten te verdrijven. • De sterkte van een reductor of oxidator kan worden weergegeven via de normaalpotentiaal U0. • Primaire cellen of Leclanché-elementen zijn niet herlaadbaar. Secundaire cellen zijn wel herlaadbaar.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
171
Leerstof verwerken Reactiesnelheid en snelheidsbepalende factoren van een chemische reactie 1 Vul in. een dozijn eieren = 12
eieren
een mol eieren = 6,02 x 1023
eieren
2 Schrijf de reactievergelijking op van de oxidatie van glucose in het lichaam.
C H O + 6 O2 6 12 6
6 CO2 + 6 H2O + E(NERGIE)
3 De reactiesnelheid is gelijk aan de snelheid waarmee de deeltjes (moleculen, ionen …) door het reactievat bewegen. Goed of fout? Verklaar.
Fout. De reactiesnelheid v is gelijk aan de verandering van de concentratie c van reagerende
producten en reactieproducten per tijdseenheid.
4 Welke soort botsing wordt voorgesteld door volgende schema’s? • A +B
A + B elastische botsing
• A +B
AB
effectieve botsing
5 Geef twee voorbeelden van reacties uit je omgeving die de mens wil versnellen.
– composteren van fruit en groenten
– rijpen van wijn in grote eiken vaten
6 Noem vier factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden.
– de concentratie van de reagerende stoffen
– de temperatuur
– de verdelingsgraad
– een katalysator
7 Hoe komt het dat een verhoging van de temperatuur de reactiesnelheid verhoogt?
Onder invloed van een hogere temperatuur bewegen moleculen sneller. Door die snellere beweging
stijgt de kans op het aantal effectieve botsingen en dus ook de reactiesnelheid.
8 Hoe kan je de verdelingsgraad van voedingsstoffen in voedingsmiddelen vergroten?
Vloeibaar voedingsmiddel gebruiken met opgeloste voedingsstoffen. Als het een vast
voedingsmiddel is: goed kauwen om het contactoppervlak te vergroten.
172
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
9 Wat is de functie van sigarettenas bij de verbranding van glucose?
Sigarettenas is een voorbeeld van een katalysator, want het versnelt de reactie maar wordt
onveranderd teruggevonden na de reactie. Voor sigarettenas is dit duidelijk, want het kan zelf niet meer worden omgezet (as is het eindproduct van een verbranding). Toch kan het een andere stof
sneller doen ontvlammen.
10 Is het altijd goed dat koorts bestreden wordt met koortsremmers?
Neen, koorts is immers een natuurlijke verhoging van de lichaamstemperatuur om de
reactiesnelheid van de immunologische reacties te verhogen.
11 Om een patiënt er sneller bovenop te krijgen, worden in het ziekenhuis zuurstofmaskers gebruikt. Wat moet de patiënt nog toegediend krijgen om aan de noodzakelijke energie te geraken?
glucose 12 Als je weet dat één mol water 18 g weegt, hoeveel weegt dan een molecule water?
18 g/6,02 x 1023
Evenwichtsreacties en factoren die de ligging van het evenwicht beïnvloeden 13 H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g) verkeert in een dynamisch evenwicht.
a Wat wil dat precies zeggen?
Dat er in hetzelfde tijdsinterval evenveel waterstofgasmoleculen en dijoodmoleculen omgezet worden in waterstofjodidemoleculen als er waterstofjodidemoleculen opnieuw omgezet worden
in waterstofgasmoleculen en dijoodmoleculen.
b In welke gevallen is er sprake van een aflopende reactie?
Als er een neerslag of een gas gevormd wordt.
14 Vul in. Als men op een systeem in evenwicht een ‘dwang’ uitoefent ( stof toevoegen of onttrekken,
verwarmen of afkoelen
verschuift het evenwicht zodanig dat die dwang zo weinig mogelijk tot uiting komt.
), dan
15 Wat is een exotherme reactie?
Een exotherme reactie is een reactie waarbij warmte vrijgesteld wordt.
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
173
16 Geef twee manieren (één natuurlijke en één artificiële) waarop het hemoglobinegehalte kan stijgen.
Natuurlijk: bij een lagere zuurstofgasconcentratie wordt door de nieren meer van het hormoon erytropoëtine (ook wel epo genoemd) vrijgesteld, dat de aanmaak van rode bloedcellen stimuleert
en dus ook het hemoglobinegehalte doet stijgen.
Artificieel: bloeddoping, kunstmatige epo …
17 Duid aan hoe het evenwicht verschuift in het geval van een stijging van het hemoglobinegehalte.
4 O2 + Hb
Hb(O2)4
18 Welk instrument gebruik je om aan te tonen dat een azijnzuuroplossing na verdunning meer ionen bevat?
een geleidingsmeter
19 Duid aan hoe het evenwicht verschuift bij een stijging van de temperatuur van kalkhoudend kraantjeswater. Ca2+ + 2 HCO3–
CO2 + H2O + CaCO3
20 Duid aan hoe het evenwicht verschuift bij de volgende reactievergelijkingen. H2 + I2
2 HI
(onttrekken van reactieproduct)
COO– + H+ CH 3
CH3COOH
(toevoegen van water)
+ CO2 + H2O CaCO 3
Ca2+ + 2 HCO3–
(ontwijken van water en koolstofdioxide)
4 O2 + Hb
Hb(O2)4
(toename van erytropoëtine in het bloed) endotherm 2+ – CoCl42– Co + 4 Cl + E(nergie) exotherm blauw rood (afkoeling van het mengsel) Stoichiometrische berekeningen met aflopende reacties 21 Bereken de molaire massa van volgende stoffen: • calciumsulfaat
MCaSO = MCa + MS + 4(MO) 4
= 40,1 g/mol + 32,1 g/mol + 4 (16,0) g/mol = 136,2 g/mol
• waterstofchloride
MHCl = 36,5 g/mol
174
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
• glucose
MC H 6
12O6
= 180,0 g/mol
• ijzer(III)oxide
MFe O = 160,0 g/mol 2
3
• stikstofdioxide
MNO = 46,0 g/mol 2
22 Wet van Lavoisier – We ontleden 10 g suiker tot koolstof en water. Wat is de totale massa van de reactieproducten? 10 g
– 4,0 g zwavel en 7,0 g ijzerpoeder reageren volledig met elkaar. Het reactieproduct is de vaste stof ijzer(2+)sulfide. Geef de reactievergelijking.
Fe + S
FeS
Hoeveel gram ijzer(2+)sulfide ontstaat er?
Er ontstaat 11,0 g (7,0 g + 4,0 g) ijzer(2+)sulfide.
– 5,0 g calcium reageert met zwavel. Er ontstaat precies 9,0 g calciumsulfide. Geef de reactievergelijking.
Ca + S
CaS
Hoeveel gram zwavel heeft er gereageerd?
Er heeft 4,0 g (9,0 g – 5,0 g) zwavel gereageerd.
23 Wet van Proust
– Koolstof reageert met dizuurstof tot vorming van koolstofdioxide. Noteer de reactievergelijking.
C + O2
CO2
– Via experimenten heeft men ontdekt dat 12 g koolstof reageert met 32 g dizuurstof. Bereken in welke massaverhouding koolstof reageert met dizuurstof.
De reactie gebeurt in de verhouding 12/32 = 3/8.
24 Hoeveel mol is: • 40,0 g H2O?
MH O = 18,0 g/mol, n = 2
m = 40,0 g/18,0 g/mol = 2,22 mol M
• 65 g CO2?
n = 1,5 mol
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
175
• 0,500 g Au?
n = 0,00254 mol
• 0,12 kg CaCO3?
n = 1,2 mol
25 Hoeveel gram AgNO3 zit er in 0,20 mol AgNO3?
MAgNO = 169,9 g/mol
m = n × M = 0,20 mol x 169,9 g/mol = 34 g
3
26 Hoeveel gram H2O zit er in 6,00 mol H2O?
zelfde werkwijze als in opdracht 25
m = 108 g
27 Hoeveel mol is 1,53 · 1035 moleculen Br2? N 1,53 · 1035 moleculen = NA 6,02 × 1023 moleculen/mol
n=
= 2,54 × 1011 mol
28 Hoeveel mol is 5,25 · 1027 formule-eenheden CaSO4? N 5,25 · 1027 formule-eenheden = NA 6,02 × 1023 formule-eenheden/mol
n=
= 8,72 . 103 mol
29 Hoeveel atomen Cl bevinden zich in 2,20 mol Cl2?
N = n x NA = 4,40 mol × 6,02 × 1023 atomen/mol
= 2,64 × 1024 atomen
30 Hoeveel atomen Fe bevinden zich in 6,35 mol FeS?
N = n x NA = 6,35 mol × 6,02 × 1023 atomen/mol
= 3,82 × 1024 atomen
31 Wat is het verschil tussen 1 mol en 1 g/mol?
1 mol komt overeen met 6,02 x 1023 deeltjes (atomen, moleculen, ionen …), terwijl 1 g/mol de
massa is van 1 mol deeltjes.
176
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
32 Stoichiometrie in het groot Een vlucht van Londen naar New York duurt gemiddeld 7 uur. Een jumbojet verbruikt daarbij 10 ton brandstof (C12H26) per uur. Hoeveel CO2 (uitgedrukt in g) wordt er geproduceerd bij zo’n transatlantische vlucht? Noteer de coëfficiënten bij de volgende reactievergelijking (bij de verbranding van de brandstof worden koolstofdioxide en water gevormd).
2
C12H26 + 37
Interpreteer de reactievergelijking.
2 mol C12H26 + 37 mol O2
Verwerk de gegevens. 10 ton/uur totale hoeveelheid = 70 m MC12H26
CO2 + 26
H2O
24 mol CO2 + 26 mol H2O
70 · 10 170,0
nC12H26 =
Bereken het gevraagde.
2
C 12H26
2
mol
=
+
=
37
O2
37
mol
7,6 . 106
4,1 . 105
Omgerekend in massa (uitgedrukt in gram): m = n × M
Antwoord
4,9 . 106 x 44 = 2,2 . 108 g CO2 = 2,2 . 102 ton CO2
mol
24
CO 2
24
mol
+
26
H2O
26
mol
4,9 . 106
mol
g
4,1 . 105
mol
70 . 106
ton =
6
24
O2
mol
5,3 . 106
mol
33 Bereken hoeveel gram zuurstofgas nodig is om 20 g glucose te verbranden. Ga op dezelfde manier te werk.
zelfde werkwijze als opdracht 32.
antwoord: 21 g
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
177
34 Er is maar één methode om stoichiometrie onder de knie te krijgen, en dat is intensieve oefening! Werk volgens een vast stramien zoals in de theorie aangegeven. • Hoeveel gram dizuurstof is er nodig om 100 g ijzer om te zetten in Fe2O3?
1 4 Fe + 3 O2
2 Fe2O3
4 mol Fe + 3 mol O2
2 mol Fe2O3 m 100 = = 1,79 mol MFE 55,9
2 Verwerk de gegevens: nFe =
3 Bereken het gevraagde: 4 mol Fe
3 mol O2
1,79 mol
1,34 mol
4 Omgerekend in massa: m = n x M
= 1,34 mol . 32,0 g/mol = 42,9 g O2
• Hoeveel gram HCl is er nodig om 15 g chloorgas te produceren door middel van volgende reactie: … MnCl2 + … Cl2 + … H2O … MnO2 + … HCl
1 MnO2 + 4 HCl
1 mol MnO2 + 4 mol HCl
2 nCl =
MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
m 15,0 = = 0,21 mol MCl 71,0
3 1 mol Cl2
1 mol MnCl2 + 1 mol Cl2 + 2 mol H2O
4 mol HCl
0,21 mol
0,84 mol
4 m = n x M
= 0,84 mol . 36,5 g/mol = 31 g HCl
• Hoeveel kg vloeibare zuurstof is er nodig om 1 kg butaan (C4H10) volledig te verbranden tot CO2 en H2O?
1 2 C4H10 + 13 O2
2 mol C4H10 + 13 mol O2
2 nbutaan =
m Mbutaan
3 2 mol C4H10
8 CO2 + 10 H2O
17 mol
=
8 mol CO2 + 10 mol H2O
1,0 . 10 g = 17 mol 58,0 g/mol 3
13 mol O2 1,1 . 102 mol
4 m = n x M = 1,1 . 102 mol O2 . 32,0 g/mol = 3,5 . 103 g = 3,5 kg
178
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES
• Hoeveel g Na2SO4 ontstaat er uit H2SO4 en NaCl indien er 91 g HCl gevormd is? 2 NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl
1 2 NaCl + H2SO4
2 mol NaCl + 1 mol H2SO4
2 nHCl =
1 mol Na2SO4 + 2 mol HCl
m 91 g = = 2,5 mol MHCl 36,5 g/mol
3 2 mol HCl
Na2SO4 + 2 HCl
2,5 mol
1 mol Na2SO4 1,3 mol
4 m = n x M = 1,3 mol O2 . 142,1 g/mol = 1,8 . 102 g natriumsulfaat
• 5,0 kg ongebluste kalk (CaO) reageert met water en vormt daarbij gebluste kalk, Ca(OH)2. Hoeveel g water heb je nodig?
1 CaO + H2O
1 mol CaO + 1 mol H2O
2 nCaO =
Ca(OH)2
m 5,0 . 10 g = = 89 mol MCaO 56,1 g/mol
3 1 mol CaO
1 mol Ca(OH)2 3
89 mol
1 mol H2O 89 mol
4 m = n x M = 89 mol x 18,0 g/mol = 1,6 . 103 g H2O
Hoe ontstaat spanning in een batterij? 35 Het roesten van ijzer is een redoxreactie: ijzer vormt een verbinding met zuurstof. De verkregen stof is Fe2O3. Werk de redoxreactie uit.
4 Fe3+ + 12 e–
oxidatie: 4 Fe
reactie: 4 Fe + 3 O2
THEMA 7: CHEMISCHE REACTIES
reductie: 6 O + 12 e–
2 Fe2O3
179
6 O2–
36 Juist of fout? a Bij een reductie daalt het oxidatiegetal, bij een oxidatie stijgt het oxidatiegetal.
juist b Zn kan Pb uit zijn zouten verdrijven: zink is een zwakkere reductor dan lood.
fout c Hoe kleiner de normaalpotentiaal, hoe sterker de reductor.
juist 37 Maak gebruik van de tabel van de normaalpotentialen om volgend probleem op te lossen: je wil een galvanisch element maken met een aluminium en een koperplaatje. a Welk metaal wordt de pluspool van het gevormde element?
koper (Cu)
b Welk metaal wordt de minpool?
aluminium (Al)
c Hoe groot is de spanning?
De spanning bedraagt 0,337 – (-1,662) = 2,0 V.
38 Wat is het verschil tussen primaire en secundaire cellen? Verklaar dat verschil.
Primaire cellen zijn niet herlaadbaar, secundaire cellen wel. Dat komt omdat de (redox)reacties
van secundaire cellen omkeerbaar zijn.
39 Welke nadelen hebben batterijen?
Batterijen bevatten enerzijds zware metalen, zoals cadmium en kwik, die schadelijk zijn voor het
milieu, maar anderzijds ook soms sterke zuren, zoals zwavelzuur.
Omgaan met informatie 1 Zoek op het internet of in de bibliotheek hoe de reactiesnelheid van volgende reacties verhoogd kan worden. Ga daarbij uit van de vier factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden. • de reacties tijdens het composteren van groenten en fruit • de reacties in een verbrandingsmotor 2 Zoek via het internet of in de bibliotheek hoe druipstenen (stalagmieten en stalactieten) ontstaan. Maak een samenvatting van maximaal één bladzijde. Noteer de juiste reactievergelijking(en) en geef duidelijk aan hoe een verschuiving van het evenwicht gebeurt.
180
DEEL 4: CHEMISCHE REACTIES