Chemie - H7

7.1 Proeven over reactiesnelheid
Reactiesnelheid  Snelheid waarmee de reactie gaat. ( Maat daarvoor is de mate van gasontwikkeling bij een reactie. (per seconde))

Reactiesnelheid kan afhangen van:
1. Welke stof?
2. De concentratie
3. Temperatuur
4. Verdelingsgraad van een vaste stof (oppervlakte)
5. Hoeveelheid licht
6. Katalysator aanwezig?

Definitie:
Katalysator: Een stof die een reactie versneld zonder zelf verbruikt te worden.

Voorbeelden:
1. Platina katalysator bij de uitlaat van een auto.
De katalysator versneld hier de omzetting van koolstofmonooxide en stikstofoxiden in CO2 en N2

2. In de levende natuur heb je ook katalysatoren: Enzymen

7.2 Het botsende deeltjesmodel.

Verklaring van reactiesnelheid met het botsende deeltjesmodel

Moleculen botsen steeds met elkaar. Effectieve botsing leidt tot een reactie.

Reactiesnelheid hangt af van het aantal effectieve botsingen per liter en per seconde.

Reactiesnelheid wordt groter als:
 Het aantal botsingen toeneemt, dus ook het aantal effectieve botsingen.
 Het percentage effectieve botsingen hoger word.

Reactiesnelheid hangt af van:
I. Welke stof
Verklaring: Percentage effectieve botsingen is hoger.

II. Condentratie
Verklaring: Het aantal botsingen is groter.

III. Temperatuur
Verklaring: Moleculen bewegen sneller als de temperatuur hoger is. Aantal botsingen neemt toe en percentage word hoger.

IV. Verdelingsgraad van vaste stof
Verklaring: Het aantal botsingen is groter.

7.3 Omkeerbare reacties

Vele reacties zijn omkeerbaar.

Bv. Electorlyse van zoutzuur (=HCl_oplossing in water)

Dan krijg je waterstof + chloor. Als je H2 en Cl2 bij elkaar brengt en je verwarmt het mengsel krijg je een explosie en na afloop HCl.

Deze reacties zijn onder verschillende omstandigheden.

7.4 De evenwichtstoestand.

Twee soorten evenwicht:
 Statische
 Dynamische

Bij een statische evenwicht stoppen de verschijnselen bij het bereiken van het evenwicht.

Bv. Een boek laten vallen op tafel. Als het boek op tafel licht heb je een statisch evenwicht. Het verschijnsel (het vallen) is gestopt.

Bij een dynamisch evenwicht gaan na het bereiken van het evenwicht de verschijnselen gewoon door.

Vb 1. Faseovergangen

Jood in een afgesloten vat. Jood gaat sublimeren en je krijgt dan dus Jood damp (paarse damp)

Na een tijdje gaat er ook weer jood vast worden. (rijpen)

Vanaf een bepaald moment krijg je evenwicht. Er sublimeren dan per seconde evenveel Jood moleculen als er rijpen. De doncentraties Jood (s) en Jood (g) veranderen niet meer.

I2 (s) I2 (g)

Vb 2. Chemischevenwicht is ook altijd dynamisch.

2 NO2 (g)  N2O4 (g)

Bij evenwicht gaan beide reacties even snel de concentraties blijven constant.

Evenwicht betekend “ gelijk gewicht “ echter bij chemisch evenwicht geldt alleen dat beide reacties even snel gaan.

7.5 Dynamisch evenwicht.

Chemischevenwicht is een dynamisch evenwicht.

Dynamisch evenwicht = verschijnselen gaan door maar je ziet geen verandering.

Voorbeeld:

2 NO2 (g) N2O4 (g)

(bruin) (Kleurloos)

Eerst alleen NO2 in het vat.

(hier hoort een plaatje zie bijlage)

S1: Reactiesnelheid van reactie 1

Na een tijdje:

Concentratie NO2 is kleiner geworden.

 Reactiesnelheid word kleiner, S1 kleiner.

S2: Reactiesnelheid van reactie 2

Eerst concentratie N2O4 = 0

 S2=0

Na een tijdje is er N2O4 Ontstaan.

 S2 gaat omhoog

S1 word kleiner

} Tot S1 = S2 ( dan is er evenwicht ontstaan.

S2 word groter

Beide reacties zijn even snel en de concentraties veranderen niet.

7.6 Evenwichten
In de scheikunde is een evenwicht altijd dynamisch.

3 soorten evenwichten:
 Homogeen evenwicht:
Overal in je systeem heerst dezelfde samenstelling. Gevolg overal in je systeem heb je reactie.
Bv. 1. In een oplossing
2. alleen maar gassen
3. Alleen vloeistoffen die wel mengen.

 Verdelings evenwicht
Een stof verdeeld zich oer 2 vloeistoffen die niet mengen.
Voorbeeld: proef 10: Jood verdeeld over twee vloeistoffen water en wasbenzine.

 Heterogeen evenwicht:
Je hebt niet overal dezelfde samenstelling in het systeem. Reacties heb je alleen bij het grensvlak.
Vb. 1. Vaste stof + vloeistof
2. Vaste stof + gas
3. Vaste stof + Vaste stof
4. Vloeistof + gassen
5. Vloeistoffen die niet mengen.

7.7 De evenwichtsvoorwaarde

Als er evenwicht is word er aan de evenwichtsvoorwaarde gedaan.

Gegeven is de evenwichts reactie:
C2H4 (g) + H2 (g)  C2H6 (g)

De evenwichtsvoorwaarde

Concentratiebreuk = Evenwichtsconstante

[C2H6]/[C2H4] x [H2] = K

In de concentratiebreuk:
1. Stoffen rechts in reactie vergelijking in de teller (boven in breuk)
2. Stoffen links in de reactievergelijking in de noemer (onder in breuk)
3. + teken word X teken
4. Cooficient in de reactievergelijking word exponent.

K= Evenwichtsconstante: Hangt af van temperatuur

Als geld dat concentratiebreuk = k : Wel evenwicht

Als geld dat concentratiebreuk is niet gelijk aan k : geen evenwicht