Leerdoelen [TCHM-REST3V-19]
Werkcollege 1: enthalpie en entropie
De betekenis van de enthalpie en entropie van reacties uit kunnen leggen
Enthalpie = warmte-inhoud uitgedrukt in de grootheid H met eenheid J
Entropie = een maat voor wanorde uitgedrukt in de grootheid S met eenheid J*K-1
Endotherm = reactie vraagt warmte
Exotherm = bij de reactie komt warmte vrij
Berekeningen aan de enthalpie en entropie van reacties kunnen uitvoeren
Enthalpie:
Bij temperatuur tabel:
∆𝑟𝐻! = ∆𝑓𝐻! 𝑒 − ∆𝑓𝐻! 𝑏
(e = eindtoestand; b = begintoestand)
Dus à ∆𝑟𝐻! = ∆𝑓𝐻! 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛 − ∆𝑓𝐻! 𝑢𝑖𝑡𝑔𝑎𝑛𝑔𝑠𝑠𝑡𝑜𝑓𝑓𝑒𝑛
Bij willekeurige T anders dan Ttabel:
#
∆𝑟𝐻! (𝑇) = ∆𝑓𝐻! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) + ∆𝑐" ! :#$%&'( ;
Entropie:
)
∆𝑆 = #
S = verandering in entropie (J*K-1 )
q = warmte toevoer (J)
T = temperatuur (K)
∆-!"
Entropie verandering bij gelijk blijvende temperatuur: ∆𝑆*+ = #!"
Entropie verandering bij veranderende temperatuur:
#
∆𝑆 = 𝑛 ∗ 𝑐 ∗ ln :## ;
$
S = verandering in entropie (J*K-1 )
n = hoeveelheid stof (mol)
c = soortelijke warmte (J*mol*K-1 )
Te = eindtemperatuur (K)
Tb = begintemperatuur (K)
Bij p constant à c = c*p
Bij temperatuur tabel berekenen vanuit Sm en het aantal mol in de begin- en eindtoestand volgens:
∆𝑟𝑆 ! = 𝑆𝑒 ! − 𝑆𝑏!
(bij reactie: producten – reactanten)
Bij willekeurige T anders dan Ttabel:
#
∆𝑟𝑆 ! (𝑇) = 𝑆𝑒 ! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) − 𝑆𝑏! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) + ∆𝑐" ! ∗ ln :#$%&'( ;
, Werkcollege 2: entropie en Gibbs energie
De entropieverandering van de omgeving en de totale entropie kunnen berekenen
2∆3- %
Bij reacties: ∆𝑆*./'+01/ =
#
Algemeen: ∆𝑆$*$%%( = ∆𝑆"3*4'5 − ∆𝑆*./'+01/
Als ∆𝑆$*$%%( > 0 → 𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠 𝑖𝑠 𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡𝑎𝑎𝑛
Temperatuurafhankelijke berekeningen aan de Gibbs energie kunnen doen
Verandering van Gibbs energie bij iedere temperatuur:
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑟𝐻! − 𝑇 ∗ ∆𝑟𝑆 !
H = enthalpie in J
T = absolute temperatuur in K
S = entropie van het systeem in J*K-1
Voor reacties geld bij p en T constant:
∆𝑟𝐺 ! < 0 spontaan, reactie wil naar rechts verlopen
!
∆𝑟𝐺 > 0 niet spontaan, reactie wil naar links verlopen
∆𝑟𝐺 ! = 0 evenwicht, geen voorkeur voor links of rechts
Verandering van Gibbs energie bij tabeltemperatuur:
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑓𝐺𝑒 ! − ∆𝑓𝐺𝑏! voor een proces
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑓𝐺 ! 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛 − ∆𝑓𝐺 ! 𝑢𝑖𝑡𝑔𝑎𝑛𝑔𝑠𝑠𝑡𝑜𝑓𝑓𝑒𝑛 voor een chemische reactie
∆𝑟𝐺 ! bij T ≠ Ttabel gebruik ∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑟𝐻! − 𝑇 ∗ ∆𝑟𝑆 !
Met ∆𝑟𝐻! (𝑇) = ∆𝑟𝐻! (𝑇$%&'( ) + ∆𝑐" ! (𝑇 − 𝑇$%&'( )
#
Met ∆𝑟𝑆 ! (𝑇) = ∆𝑟𝑆 ! (𝑇$%&'( ) + ∆𝑐" ! ∗ ln :# ;
&'$#(
Reactie spontaan als ∆𝑟𝐺 ! < 0
è Negatieve ∆𝑟𝐻! draagt bij, dus exotherme reactie
è Positieve ∆𝑟𝑆 ! draagt bij, dus toename wanorde
Berekening omslagpunt als enthalpie en entropie hetzelfde teken hebben:
∆3- %
𝑇*.5(%/ = ∆36 %
Uit experimentele gegevens het teken van de reactie-enthalpie en -entropie kunnen afleiden
∆𝑆 + -
∆𝐻
+ Spontaan vanaf Tomslag (smelten) Niet spontaan (fotosynthese van glucose)
- Spontaan bij iedere T (buskruit) Spontaan tot Tomslag (NH3-synthese)
Meer mol gas na de pijl dan ervoor à toename wanorde à ∆𝑟𝑆 ! > 0
, Werkcollege 3: Gibbs energie en evenwicht
De beschrijving van de Gibbs energie in termen van activiteiten kunnen toepassen
Kunnen rekenen aan en redeneren vanuit de evenwichtsvoorwaarde
∆𝑟𝐺 = ∆𝑟𝐺 ! + 𝑅 ∗ 𝑇 ∗ ln 𝑄
%) * ∗ %+ ,
Met reactie quotiënt 𝑄 = %' - ∗ %$ .
• a zijn “activiteiten” ~ effectieve concentratie of deeldruk
• zuivere vaste stoffen en vloeistoffen: activiteit = 1
• ideale gassen: activiteit = deeldruk in bar
• ideale oplossingen: activiteit = concentratie in M
• niet ideaal: ideaal aannemen of activiteit berekenen met model
• producten in de teller, uitgangsstoffen in de noemer, coëfficiënten in de macht
Het reactiequotiënt Q kunnen berekenen en op grond van de uitkomst een uitspraak kunnen doen
over de evenwichtsrichting waarin een reactiemengsel verschuift
Chemisch evenwicht
evenwicht: ∆rG = 0: geen verschil tussen “heen en terug”
∆𝑟𝐺 = ∆𝑟𝐺 ! + 𝑅 ∗ 𝑇 ∗ ln 𝑄 = 0
In evenwicht: Q = K (de ‘evenwichtsconstante’)
2∆39 %
Evenwichtsvoorwaarde: ln 𝐾 = :#
ΔrG0 > 0 à 0 < K < 1 → evenwicht bij uitgangsstoffen (reactie wil niet spontaan verlopen)
ΔrG0 < 0 à K > 1 → evenwicht bij producten (reactie wil spontaan verlopen)
vanuit beginsituatie wil systeem naar ∆rG (T,p,c) = 0 ofwel Q = K
Q<K
→ Q moet groter worden
→ toename activiteiten producten, afname uitgangsstoffen
→ verschuiving ligging systeem richting producten
Werkcollege 1: enthalpie en entropie
De betekenis van de enthalpie en entropie van reacties uit kunnen leggen
Enthalpie = warmte-inhoud uitgedrukt in de grootheid H met eenheid J
Entropie = een maat voor wanorde uitgedrukt in de grootheid S met eenheid J*K-1
Endotherm = reactie vraagt warmte
Exotherm = bij de reactie komt warmte vrij
Berekeningen aan de enthalpie en entropie van reacties kunnen uitvoeren
Enthalpie:
Bij temperatuur tabel:
∆𝑟𝐻! = ∆𝑓𝐻! 𝑒 − ∆𝑓𝐻! 𝑏
(e = eindtoestand; b = begintoestand)
Dus à ∆𝑟𝐻! = ∆𝑓𝐻! 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛 − ∆𝑓𝐻! 𝑢𝑖𝑡𝑔𝑎𝑛𝑔𝑠𝑠𝑡𝑜𝑓𝑓𝑒𝑛
Bij willekeurige T anders dan Ttabel:
#
∆𝑟𝐻! (𝑇) = ∆𝑓𝐻! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) + ∆𝑐" ! :#$%&'( ;
Entropie:
)
∆𝑆 = #
S = verandering in entropie (J*K-1 )
q = warmte toevoer (J)
T = temperatuur (K)
∆-!"
Entropie verandering bij gelijk blijvende temperatuur: ∆𝑆*+ = #!"
Entropie verandering bij veranderende temperatuur:
#
∆𝑆 = 𝑛 ∗ 𝑐 ∗ ln :## ;
$
S = verandering in entropie (J*K-1 )
n = hoeveelheid stof (mol)
c = soortelijke warmte (J*mol*K-1 )
Te = eindtemperatuur (K)
Tb = begintemperatuur (K)
Bij p constant à c = c*p
Bij temperatuur tabel berekenen vanuit Sm en het aantal mol in de begin- en eindtoestand volgens:
∆𝑟𝑆 ! = 𝑆𝑒 ! − 𝑆𝑏!
(bij reactie: producten – reactanten)
Bij willekeurige T anders dan Ttabel:
#
∆𝑟𝑆 ! (𝑇) = 𝑆𝑒 ! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) − 𝑆𝑏! (𝑇𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙) + ∆𝑐" ! ∗ ln :#$%&'( ;
, Werkcollege 2: entropie en Gibbs energie
De entropieverandering van de omgeving en de totale entropie kunnen berekenen
2∆3- %
Bij reacties: ∆𝑆*./'+01/ =
#
Algemeen: ∆𝑆$*$%%( = ∆𝑆"3*4'5 − ∆𝑆*./'+01/
Als ∆𝑆$*$%%( > 0 → 𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑠 𝑖𝑠 𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡𝑎𝑎𝑛
Temperatuurafhankelijke berekeningen aan de Gibbs energie kunnen doen
Verandering van Gibbs energie bij iedere temperatuur:
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑟𝐻! − 𝑇 ∗ ∆𝑟𝑆 !
H = enthalpie in J
T = absolute temperatuur in K
S = entropie van het systeem in J*K-1
Voor reacties geld bij p en T constant:
∆𝑟𝐺 ! < 0 spontaan, reactie wil naar rechts verlopen
!
∆𝑟𝐺 > 0 niet spontaan, reactie wil naar links verlopen
∆𝑟𝐺 ! = 0 evenwicht, geen voorkeur voor links of rechts
Verandering van Gibbs energie bij tabeltemperatuur:
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑓𝐺𝑒 ! − ∆𝑓𝐺𝑏! voor een proces
∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑓𝐺 ! 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛 − ∆𝑓𝐺 ! 𝑢𝑖𝑡𝑔𝑎𝑛𝑔𝑠𝑠𝑡𝑜𝑓𝑓𝑒𝑛 voor een chemische reactie
∆𝑟𝐺 ! bij T ≠ Ttabel gebruik ∆𝑟𝐺 ! = ∆𝑟𝐻! − 𝑇 ∗ ∆𝑟𝑆 !
Met ∆𝑟𝐻! (𝑇) = ∆𝑟𝐻! (𝑇$%&'( ) + ∆𝑐" ! (𝑇 − 𝑇$%&'( )
#
Met ∆𝑟𝑆 ! (𝑇) = ∆𝑟𝑆 ! (𝑇$%&'( ) + ∆𝑐" ! ∗ ln :# ;
&'$#(
Reactie spontaan als ∆𝑟𝐺 ! < 0
è Negatieve ∆𝑟𝐻! draagt bij, dus exotherme reactie
è Positieve ∆𝑟𝑆 ! draagt bij, dus toename wanorde
Berekening omslagpunt als enthalpie en entropie hetzelfde teken hebben:
∆3- %
𝑇*.5(%/ = ∆36 %
Uit experimentele gegevens het teken van de reactie-enthalpie en -entropie kunnen afleiden
∆𝑆 + -
∆𝐻
+ Spontaan vanaf Tomslag (smelten) Niet spontaan (fotosynthese van glucose)
- Spontaan bij iedere T (buskruit) Spontaan tot Tomslag (NH3-synthese)
Meer mol gas na de pijl dan ervoor à toename wanorde à ∆𝑟𝑆 ! > 0
, Werkcollege 3: Gibbs energie en evenwicht
De beschrijving van de Gibbs energie in termen van activiteiten kunnen toepassen
Kunnen rekenen aan en redeneren vanuit de evenwichtsvoorwaarde
∆𝑟𝐺 = ∆𝑟𝐺 ! + 𝑅 ∗ 𝑇 ∗ ln 𝑄
%) * ∗ %+ ,
Met reactie quotiënt 𝑄 = %' - ∗ %$ .
• a zijn “activiteiten” ~ effectieve concentratie of deeldruk
• zuivere vaste stoffen en vloeistoffen: activiteit = 1
• ideale gassen: activiteit = deeldruk in bar
• ideale oplossingen: activiteit = concentratie in M
• niet ideaal: ideaal aannemen of activiteit berekenen met model
• producten in de teller, uitgangsstoffen in de noemer, coëfficiënten in de macht
Het reactiequotiënt Q kunnen berekenen en op grond van de uitkomst een uitspraak kunnen doen
over de evenwichtsrichting waarin een reactiemengsel verschuift
Chemisch evenwicht
evenwicht: ∆rG = 0: geen verschil tussen “heen en terug”
∆𝑟𝐺 = ∆𝑟𝐺 ! + 𝑅 ∗ 𝑇 ∗ ln 𝑄 = 0
In evenwicht: Q = K (de ‘evenwichtsconstante’)
2∆39 %
Evenwichtsvoorwaarde: ln 𝐾 = :#
ΔrG0 > 0 à 0 < K < 1 → evenwicht bij uitgangsstoffen (reactie wil niet spontaan verlopen)
ΔrG0 < 0 à K > 1 → evenwicht bij producten (reactie wil spontaan verlopen)
vanuit beginsituatie wil systeem naar ∆rG (T,p,c) = 0 ofwel Q = K
Q<K
→ Q moet groter worden
→ toename activiteiten producten, afname uitgangsstoffen
→ verschuiving ligging systeem richting producten
