12
DEEL C: Chemische kinetica
Opgelet: dit hoofdstuk berust op experimentele gegevens
Om uit een experiment bepaalde gegevens te kunnen halen moeten we het aantal onbekende
beperken. Hiervoor kunnen twee technieken gebruikt worden:
• Lopende kinetica: reacties uitvoeren met telkens een concentratie constant te houden en de
parameters vervolgens bepalen
• Pseudo-kinetiek: de concentratie van één van beiden stoffen heel groot nemen zodat die
ongeveer constant blijft en vervolgens de parameters bepalen
Deze gegevens geven de differentiale vorm van de snelheidsvergelijkingen. Dit is echter niet handig
rekenen. We intregeren daarom de differentiale vorm zodat met een integrale vorm verkrijgen. We
doen dit voor drie ordes.
Nulde orde: n=0 Eerste orde: n=1 Tweede orde: n=2
Differentiale 𝑑[𝐴] 𝑑[𝐴] 𝑑[𝐴]
vorm − = 𝑘0 [𝐴]0 − = 𝑘1 [𝐴]1 − = 𝑘2 [𝐴]2
𝑑𝑡 𝑑𝑡 𝑑𝑡
Berekening om ↔ 𝑑[𝐴] = −𝑘0 𝑑𝑡 𝑑[𝐴] 𝑑[𝐴]
↔ [𝐴]
= −𝑘1dt ↔ − [𝐴]² = 𝑘2 𝑑𝑡
integrale vorm
te verkrijgen ↔ [𝐴] = − ∫ 𝑘0 𝑑𝑡
𝑑[𝐴] 𝑑[𝐴]
↔ ∫ [𝐴]
= ∫ −𝑘1 𝑑𝑡 ↔ ∫ − [𝐴]² = ∫ 𝑘2 𝑑𝑡
↔ [𝐴]= −𝑘0 𝑡 + 𝐶 ↔ ln[A] = −𝑘1 𝑡 + 𝐶 1
↔ [𝐴] = 𝑘2 𝑡 + 𝐶
Integrale vorm [𝐴]= −𝑘0 𝑡 + [𝐴]0 ln[A]= −𝑘1 𝑡 + ln[𝐴]0 1 1
= 𝑘2 𝑡 +
[𝐴] [𝐴]0
Grafiek
Berekening om [𝐴]1 = −𝑘0 𝑡1 + [𝐴]0 ln[𝐴]1 = −𝑘1 𝑡1 + ln[𝐴]0 1 1
halfwaardetijd 2 2 2 2 = 𝑘2 𝑡1 +
[𝐴]1 2 [𝐴]0
te berekenen 2
[𝐴]0 [𝐴]0
↔ 2
= −𝑘0 𝑡1 + [𝐴]0 ↔ ln 2
= −𝑘1 𝑡1 + ln[𝐴]0
2 2 2 1
↔ [𝐴]0
= 𝑘2 𝑡1 + [𝐴]
2 0
[𝐴]0 [𝐴]0
↔ 2
= 𝑘0 𝑡1 ↔ ln 2
−ln[𝐴]0 = −𝑘1 𝑡1
2 2 1
↔ [𝐴] = 𝑘2 𝑡1
0 2
[𝐴]0 1
↔𝑡1 = ↔ln2= = −𝑘1 𝑡1
2𝑘0 2 1
2
↔𝑡1 = 𝑘 [𝐴]
2 2 0
↔𝑙𝑛2 = 𝑘1 𝑡1
2
𝑙𝑛2
↔𝑡1 = 𝑘1
2
Halfwaardetijd3 [𝐴]0 𝑙𝑛2 1
𝑡1 = 𝑡1 = 𝑡1 =
2 2𝑘0 2 𝑘1 2 [𝐴]
𝑘2 0
3
Halfwaardetijd = tijd die nodig is om de beginconcentratie te laten terugvallen tot de helft
, 13
Botsingstheorie & factoren die reactiesnelheid beïnvloeden
Snelheidsverdeling & Energieverdeling
Besluit: Er zijn meer gasmoleculen met een Besluit (zonder bijkomende arcering te
grotere snelheid bij hogere temperatuur. beschouwen): Er zijn bij hogere temperatuur
meer gasmoleculen met een grotere kinetische
energie
Botsingstheorie voor reacties in de gasfase
Opgelet enkel voor reacties in de gasfase, want afgeleid van de kinetische gastheorie.
MAAR volledig toe te passen voor reacties in oplossingen. Er spelen solventmoleculen nu ook een rol. Zij botsen zelf ook en dragen kinetische
energie over. Dit draagt bij aan de activeringsenergie. De intermediaire toestand kan dan bestaan uit een transitietoestand met
solventmoleculen, men spreekt dan van een geactiveerd complex.
Chemische reacties gebeuren slechts
1) Bij een botsing tussen de reagens moleculen
o Hoe groter de concentratie hoe groter de kans op botsingen want meer moleculen
o Hoe groter de totale druk of de partieeldruk van een reagens hoe meer kans op
botsingen want het volume neemt af en de concentratie stijgt dus ➔ PV=nRT
o Concentratie-afhankelijkheid van de reactiesnelheid vind met terug in v ~ [A]n
2) Met een minimale energie
o Bindingen verbreken ➔ minimale energie nodig = activeringsenergie Eact
o Moleculen met energie groter als Eact, kunnen transitietoestand4 bereiken
−𝐸𝑎𝑐𝑡
o v ~ 𝑒 𝑅𝑇 : bij een hogere temperatuur en een dalende Eact neemt v toe
o Een katalysator gaat Eact verlagen en verhoogt daarom de reactiesnelheid
4
De transitietoestand is de intermediaire toestand tussen reagens en product, waar bindingen in het
reagensmolecule al gedeeltelijk verbroken zijn, en de bindingen in het product al gedeeltelijk gevormd zijn.
DEEL C: Chemische kinetica
Opgelet: dit hoofdstuk berust op experimentele gegevens
Om uit een experiment bepaalde gegevens te kunnen halen moeten we het aantal onbekende
beperken. Hiervoor kunnen twee technieken gebruikt worden:
• Lopende kinetica: reacties uitvoeren met telkens een concentratie constant te houden en de
parameters vervolgens bepalen
• Pseudo-kinetiek: de concentratie van één van beiden stoffen heel groot nemen zodat die
ongeveer constant blijft en vervolgens de parameters bepalen
Deze gegevens geven de differentiale vorm van de snelheidsvergelijkingen. Dit is echter niet handig
rekenen. We intregeren daarom de differentiale vorm zodat met een integrale vorm verkrijgen. We
doen dit voor drie ordes.
Nulde orde: n=0 Eerste orde: n=1 Tweede orde: n=2
Differentiale 𝑑[𝐴] 𝑑[𝐴] 𝑑[𝐴]
vorm − = 𝑘0 [𝐴]0 − = 𝑘1 [𝐴]1 − = 𝑘2 [𝐴]2
𝑑𝑡 𝑑𝑡 𝑑𝑡
Berekening om ↔ 𝑑[𝐴] = −𝑘0 𝑑𝑡 𝑑[𝐴] 𝑑[𝐴]
↔ [𝐴]
= −𝑘1dt ↔ − [𝐴]² = 𝑘2 𝑑𝑡
integrale vorm
te verkrijgen ↔ [𝐴] = − ∫ 𝑘0 𝑑𝑡
𝑑[𝐴] 𝑑[𝐴]
↔ ∫ [𝐴]
= ∫ −𝑘1 𝑑𝑡 ↔ ∫ − [𝐴]² = ∫ 𝑘2 𝑑𝑡
↔ [𝐴]= −𝑘0 𝑡 + 𝐶 ↔ ln[A] = −𝑘1 𝑡 + 𝐶 1
↔ [𝐴] = 𝑘2 𝑡 + 𝐶
Integrale vorm [𝐴]= −𝑘0 𝑡 + [𝐴]0 ln[A]= −𝑘1 𝑡 + ln[𝐴]0 1 1
= 𝑘2 𝑡 +
[𝐴] [𝐴]0
Grafiek
Berekening om [𝐴]1 = −𝑘0 𝑡1 + [𝐴]0 ln[𝐴]1 = −𝑘1 𝑡1 + ln[𝐴]0 1 1
halfwaardetijd 2 2 2 2 = 𝑘2 𝑡1 +
[𝐴]1 2 [𝐴]0
te berekenen 2
[𝐴]0 [𝐴]0
↔ 2
= −𝑘0 𝑡1 + [𝐴]0 ↔ ln 2
= −𝑘1 𝑡1 + ln[𝐴]0
2 2 2 1
↔ [𝐴]0
= 𝑘2 𝑡1 + [𝐴]
2 0
[𝐴]0 [𝐴]0
↔ 2
= 𝑘0 𝑡1 ↔ ln 2
−ln[𝐴]0 = −𝑘1 𝑡1
2 2 1
↔ [𝐴] = 𝑘2 𝑡1
0 2
[𝐴]0 1
↔𝑡1 = ↔ln2= = −𝑘1 𝑡1
2𝑘0 2 1
2
↔𝑡1 = 𝑘 [𝐴]
2 2 0
↔𝑙𝑛2 = 𝑘1 𝑡1
2
𝑙𝑛2
↔𝑡1 = 𝑘1
2
Halfwaardetijd3 [𝐴]0 𝑙𝑛2 1
𝑡1 = 𝑡1 = 𝑡1 =
2 2𝑘0 2 𝑘1 2 [𝐴]
𝑘2 0
3
Halfwaardetijd = tijd die nodig is om de beginconcentratie te laten terugvallen tot de helft
, 13
Botsingstheorie & factoren die reactiesnelheid beïnvloeden
Snelheidsverdeling & Energieverdeling
Besluit: Er zijn meer gasmoleculen met een Besluit (zonder bijkomende arcering te
grotere snelheid bij hogere temperatuur. beschouwen): Er zijn bij hogere temperatuur
meer gasmoleculen met een grotere kinetische
energie
Botsingstheorie voor reacties in de gasfase
Opgelet enkel voor reacties in de gasfase, want afgeleid van de kinetische gastheorie.
MAAR volledig toe te passen voor reacties in oplossingen. Er spelen solventmoleculen nu ook een rol. Zij botsen zelf ook en dragen kinetische
energie over. Dit draagt bij aan de activeringsenergie. De intermediaire toestand kan dan bestaan uit een transitietoestand met
solventmoleculen, men spreekt dan van een geactiveerd complex.
Chemische reacties gebeuren slechts
1) Bij een botsing tussen de reagens moleculen
o Hoe groter de concentratie hoe groter de kans op botsingen want meer moleculen
o Hoe groter de totale druk of de partieeldruk van een reagens hoe meer kans op
botsingen want het volume neemt af en de concentratie stijgt dus ➔ PV=nRT
o Concentratie-afhankelijkheid van de reactiesnelheid vind met terug in v ~ [A]n
2) Met een minimale energie
o Bindingen verbreken ➔ minimale energie nodig = activeringsenergie Eact
o Moleculen met energie groter als Eact, kunnen transitietoestand4 bereiken
−𝐸𝑎𝑐𝑡
o v ~ 𝑒 𝑅𝑇 : bij een hogere temperatuur en een dalende Eact neemt v toe
o Een katalysator gaat Eact verlagen en verhoogt daarom de reactiesnelheid
4
De transitietoestand is de intermediaire toestand tussen reagens en product, waar bindingen in het
reagensmolecule al gedeeltelijk verbroken zijn, en de bindingen in het product al gedeeltelijk gevormd zijn.
