Chemie H 8

H 8 Hoe snel en hoe ver? § 1 Hoe snel roest ijzer en bederft voedsel? - Vanaf je eerste proefje in de 3e klas heb je gewerkt met chemische reacties. Je hebt natuurlijk ook wel eens gelet op de snelheid van de proef, de ene reactie ging sneller dan de andere reactie. Je weet dan ook dat bij de snelheid van een bepaalde reactie factoren spelen. - Je weet uit ervaring dat ijzer gemakkelijk kan roesten. Voor dit roest proces zijn water en zuurstof nodig. Het roest van ijzer bevat naast ijzer –en oxide-ionen ook kristalwater, die variabel (qua hoeveelheid) voor kan komen. IJzerroest heeft dan ook een specifieke formule: Fe2O3.nH2O (s). - Voedselbederf wordt veroorzaakt door micro-organismen (bacteriën en schimmels). Micro-organismen halen hun voedingsstoffen uit ons voedsel en zetten dat om in mogelijk schadelijke stoffen. - Net als roesten van ijzer, is het bederven van voedsel ook een ongewenst proces. Met wil het aantal micro-organismen dan beperken. Dit kan met doen door te gaan conserveren. Een aantal conserveringsmethoden zijn vacuümverpakking, koel bewaren, zilverfolie, enz. - Micro-organismen hebben voedsel en water nodig. Micro-organismen die ook zuurstof nodig hebben noemt men aëroob, hebben ze geen zuurstof nodig dan noemt men ze anaëroob. § 2 Kwalitatieve proeven over reactiesnelheid - Wat ik al gezegd had is dat de snelheid van chemische reacties wordt beïnvloed door bepaalde factoren. In deze paragraaf gaan we een factor bespreken. - In proef 4 ben je gaan experimenteren met waterstofperoxide (H2O2 (l)). Waterstofperoxide ontleed zich in water en in zuurstof. - In proef 4 heb je bij de reactie een stukje bruinsteen toegevoegd. Zo als je weet, werd dit niet zonder effect gedaan. Het beïnvloed namelijk de reactiesnelheid en je kunt met een klein stukje bruinsteen een onbeperkte mate waterstofperoxide ontleden. - Na de reactie had je (als het goed is) nog het zelfde aantal bruinsteen over als voor de reactie, het bruinsteen is dus gebruikt maar niet verbruikt. Zo’n factor voor de versnelling van een chemische reactie noem je een katalysator. - Voor de duidelijkheid: een katalysator voor een reactie is een stof die de snelheid van de reactie vergroot zonder daarbij zelf verbruikt te worden. (Een katalysator wordt wel gebruikt bij een reactie.) - In ons lichaam worden de meeste reacties door katalysatoren beïnvloed. Deze biologische katalysatoren noemt men enzymen.
§ 3 Kwantitatieve experimenten over reactiesnelheid - Als je een kwantitatieve experiment wilt uitvoeren dan is het heel belangrijk dat je maar een factor variabel maakt en dus de ander constant houd. Dus als je bijvoorbeeld een proef met temperatuur wilt gaan doen, dan hou je de andere factoren constant. - Bij een experiment met temperatuur heb je te maken met een isotherme reactie of een isotherm proces, hierbij moet uiteraard de reactie wel met een constante temperatuur verlopen. § 4 Het botsende-deeltjesmodel - Er zijn dus 4 factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden: de verdelingsgraad, een katalysator, de concentratie en de temperatuur. Ik ga in deze paragraaf 3 van de 4 factoren nader verklaren. - Even voor de duidelijkheid: de reactiesnelheid is de concentratieverandering van een stof per seconde. De eenheid die we hiervoor gebruiken is: mol l-1s-1. - Een reactie kan alleen optreden als de moleculen van de beginstoffen krachtig genoeg tegen elkaar botsen. Dit is niet altijd het geval. Bij een effectieve botsing is de botsing krachtig genoeg. Dit is het botsende-deeltjesmodel de reactiesnelheid is afhankelijk van het aantal effectieve botsingen dat per seconde per liter reactiemengsel plaatsvindt. - Dus concentratie, verdelingsgraad en temperatuut beïnvloeden de reactie: - Concentratie: Grotere concentratie reagerende stoffen reactiesnelheid neemt toe (er is meer kans dat de deeltjes tegen elkaar opbotsen). - Verdelingsgraad (alleen als er sprake is van een contactoppervlak): Als een vaste stof fijner wordt verdeeld, vergroot het contactoppervlak (grotere kans op een botsing toename reactiesnelheid). - Temperatuur: Hogere temperatuur grotere snelheid deeltjes meer botsingen, meer effect botsingen toename reactiesnelheid. (In het algemeen: een reactie verloopt 2 a 3 maal zo snel als de temperatuur 10 °C stijgt.) § 5 Omkeerbare reacties - Vaak heb je met experimenten te maken gehad dat als je een chemische reactie veroorzaakt, er geen beginstof is. Je kunt dan uit het reactieproduct niet meer de beginstof terug halen. - Er zijn echter ook reacties waarbij je zowel een heengaande als een teruggaande reactie hebt. Dit noemt met omkeerbare reacties. Dit is bij de vorming en ontleding van water zo, je noteert het als volgt: 2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) - De richting van de omkeerbare reactie kan worden beïnvloed door de temperatuur. § 6 De evenwichtstoestand - De roze stof R(aq) kan in bepaalde omstandigheden worden omgezet in de blauwe stof B(aq). Bij een temperatuur van 55 °C ontstaat er een paarse oplossing, dat is op twee manieren te verklaren: - De temperatuur wordt constant gehouden, er treden geen reacties statisch evenwicht (er verandert helemaal niks). - De heengaande en teruggaande reactie verlopen tegelijkertijd. De temperatuur wordt constant gehouden en de reacties verlopen even snel. De concentraties van beide stoffen blijven gelijk dynamisch evenwicht (er verandert wel iets maar dat is niet waar te nemen omdat de snelheden van de tegengestelde reacties even groot zijn). In dit geval kunnen bij 55 ºC beide reacties verlopen, het is dus als dynamische evenwicht op te vatten. We zullen chemische evenwichten opvatten als dynamische evenwichten. Notering van een dynamisch evenwicht: R(aq) B(aq) (pijlen staan onder elkaar). Ook faseovergangen kunnen we als dynamische evenwichten beschouwen. § 7 Dynamisch evenwicht - In water (met een constante temperatuur van 55 ºC) wordt een hoeveelheid roze stof (dezelfde als in § 6) opgelost. Er ontstaat een reactie waarbij deze roze stof verdwijnt en de blauwe stof ontstaat. Er blijft steeds minder roze stof over en de reactie verloopt dus steeds langzamer. De blauwe stof die ontstaat wordt omgezet in roze stof. Deze reactie gaat steeds sneller omdat er steeds meer blauwe stof is. - Na verloop van tijd zullen de snelheden van de heengaande en van de teruggaande reactie aan elkaar gelijk zijn ( de insteltijd van het evenwicht). De reactiesnelheden van heengaande en teruggaande reactie zijn dan gelijk aan elkaar. De concentraties van de stoffen hoeven niet gelijk aan elkaar.
§ 8 Chemische evenwichten - Als het evenwicht zich langzaam instelt kan het gebruik van een katalysator nuttig zijn. De insteltijd is dan korter. - Homogene reacties vinden plaats in één fase. Als er sprake is van een evenwichtsreactie noemen we dit een homogeen evenwicht. - Heterogene reacties vinden plaats in meerdere fasen. Als er sprake is van een evenwichtsreactie noemen we dit een heterogeen evenwicht. - Bij een verdelingsevenwicht verdeelt een vloeistof zich over twee vloeistof lagen. - Aan een dynamisch evenwicht is niks te zien, behalve als je het evenwicht verstoort (bijvoorbeeld de concentratie van één van de stoffen veranderen of door een stof te onttrekken aan het evenwichtsmengsel). - Als we een stof willen bereiden, maar er is sprake van een evenwicht, dan is de opbrengst nooit 100% (door het optreden van de teruggaande reactie). Door er een aflopende reactie van de maken kan de teruggaande reactie onmogelijk worden gemaakt. Dit kun je doen door een stof aan het evenwichtsmengsel te onttrekken (heel makkelijk bij een heterogeen evenwicht). § 9 De productie van ammoniak - Een chemisch bedrijf zal werken volgens een efficiënt proces. Bijv. het maken van ammoniak (NH3(g)) uit stikstof en waterstof. Dit proces is een evenwichtsreactie. - Men gebruikt onder andere ijzerpoeder als katalysator om de instelling van het evenwicht zo snel mogelijk te laten verlopen. De hoeveelheid evenwichtsmengsel is zo hoog mogelijk als de druk hoog en de temperatuur laag is. In de praktijk gebruikt men een druk van 200 bar en een temperatuur van 450 ºC.