Samenvatting
“HC’s 5-8”
HOORCOLLEGE 5A
pH afhankelijk van zuur/base evenwicht: omslag rand pKa bij een zuur (AH). (terugblik HC 1-4)
• pH = pKa → omslag punt van ionisatatie is halverwege
o precies halverwege: 50/50 (AH/A-)
• pH = pKa -1 → pH zit 1 eenheid onder de pKa (denk aan logaritme)
o 90% van moleculen zijn nog in zure AH vorm
o pH < pKa
• pH = pKa + 1 → pH zit 1 eenheid boven de pKa
o 90% van de moleculen zijn in de
geconjugeerde base vorm (A-)
o pH > pKa
[Binnen 4 eenheden vindt de volledige omslag van volledig
niet geïoniseerd naar volledig geïoniseerd plaats (1% →
90%).]
- Een Lewis zuur is een deeltje dat een electronenpaar kan opnemen (e-paar acceptor)
o → Elektrofiel = altijd positief of neutraal geladen.
- Een Lewis base is een deeltje dat een electronenpaar kan afstaan (e-paar donor)
o → Nucleofiel = altijd negatief of neutraal geladen.
Thermodynamica en Kinetiek:
Thermodynamica: → vindt een reactie plaats? (Ja of Nee) en Hoe ver (gaat de reactie tot
halverwege of tot het einde)?
Kinetiek: → als een reactie plaats vindt: Hoe snel gaat de reactie?
1. Thermodynamica:
Thermodynamica: thermodynamica bestudeert de relatie tussen warmte en arbeid.
- Thermo: warmte
- Dynamica: beweging
DUS: Thermodynamica is een studeert de effecten van uitwisseling arbeid en warmte (energie)
tussen systeem en omgeving.
Je bestudeert een thermodynamische proces in een systeem (lichaam van een patiënt, bekerglas
enzo..) en dat systeem zit in een omgeving waarbij bijvoorbeeld uitwisseling van warmte plaats vindt.
- In een systeem: je observeert iets of je laat een reactie plaats vinden.
Chemische thermodynamica:
Er wordt drie belangrijke vragen bij thermodynamica gesteld:
1. Hoeveel energie komt bij een bepaald proces vrij of moet er worden in gestopt?
2. Kan een proces spontaan verlopen (zonder dat er netto energie ingestopt moet worden)?
3. Waar ligt het chemisch evenwicht?
1
, Chemische thermodynamica en de apotheker:
• Energie die vrijkomt of nodig is voor het vormen of verbreken van chemische bindingen
(covalent en niet covalent).
• Belangrijk voor de werking van medicijnen: Hoe verandert een medicijn een proces in een
patiënt?
• Medicijnen binden aan targets (receptoren of enzymen) en sturen zo specifieke processen in
een bepaalde richting.
Vraag 1: Hoeveel energie komt bij een bepaald proces vrij of moet er worden in gestopt?
Enthalpie speelt hier een belangrijke rol:
- De enthalpie verandering geeft de hoeveelheid warmte aan die vrijkomt of wordt
opgenomen tijdens een chemisch proces bij constante druk:
o ∆H > 0 → warmte wordt opgenomen door het systeem uit de omgeving.
(endotherm)
o ∆H < 0 → warmte wordt afgestaan door het systeem aan de omgeving. (exotherm)
E + I → EI
- E = enzym
- I = inhibitor (remmer)
∆Hsysteem = ∆HEI - ∆HE - ∆HI
Eerste hoofdwet: wet van behoud van energie: je kan niet energie uit het niets toveren, energie komt
altijd ergens vandaan.
∆Htotaal = ∆Hsysteem + ∆Homgeving = 0
- Bij constante temperatuur wordt alle warmte afgegeven aan de omgeving:
∆Hsysteem = -∆Homgeving
∆H0: De nul betekent een enthalpie verandering bij constant druk en temperatuur.
Grafiek: Exotherm & Endotherm
Exotherme reactie (∆H < 0): Endotherme reactie (∆H > 0):
2
, Vraag 2: Kan een proces spontaan verlopen (zonder dat er netto energie ingestopt moet worden)?
Entropie: warmte stroomt alleen spontaan van hoge naar lage temperatuur. Dit heeft te maken met
aantal toestanden dat een thermodynamisch systeem kan aannemen en wordt weergegeven met de
entropie van systeem en omgeving (∆S)
- Entropie: een bekende definitie van entropie is de mate van wanorde in een systeem. Een
proces waarbij de entropie toeneemt is een spontaan proces.
o Entropie kan alleen maar toenemen (het kan niet afnemen).
o Meer entropie = groter aantal mogelijkheden voor een systeem.
Entropie is bepalend voor de richting waarin een spontaan proces verloopt:
∆S = ∆Somgeving + ∆Ssysteem > 0
Tweede hoofdwet van de thermodynamica:
Een proces verloopt alleen spontaan als de totale entropie van het systeem en zijn omgeving
toeneemt.
DUS: entropie is de maat voor het aantal mogelijkheden waarop moleculen kunnen worden geplaatst
(realiseringsmogelijkheden).
Gibbs vrije energie:
De combinatie van enthalpie en entropie levert een nieuwe toestandsfunctie Gibbs vrije energie:
∆Gsysteem = ∆Hsysteem – T*∆Ssysteem
- ∆G > 0 → proces verloopt niet spontaan
- ∆G < 0 → proces verloopt “spontaan”
- T = temperatuur = kinetische energie = beweging van moleculen
o T = 0 Kelvin: alles staat stil
Vrije energie Enthalpie Temperatuur Entropie
∆G = ∆H - T * ∆S
-∆G = -∆H - T * +∆S
+∆G = +∆H - T * -∆S
-∆G = -∆H - ↓T * -∆S
-∆G = +∆H - ↑T * +∆S
- Een negatieve G = verlopende proces
- Een positieve G = niet verlopende proces
Temperatuur (T↑& T↓): is beslissend = speelt een rol bij het bewegen ban moleculen.
- Wanneer de enthalpie negatief is, en de entropie laag is, kan de temperatuur genoeg
verlaagd worden voor de verlopend proces.
- Wanneer de enthalpie positief is, dat betekent dat energie ingestopt moet worden, dan heb
je een hoge entropie waardoor de temperatuur verhoogd moet worden om een verlopend
proces te hebben.
Bij vaste ijs: ∆G0 = -∆H0 – T * -∆S0 → T↓
Bij gas fase: ∆G0 = +∆H0 – T * +∆S0 → T↑
Bij vloeibare: ∆G0 = +∆H0 – T * +∆S0 → T↑
3
, DUS:
∆G0 ∆H0 ∆S0
- - +
+ + -
- bij hoge T of + + +
- bij lage T of + - -
Vraag 3: Waar ligt het chemisch evenwicht?
Relatie chemische thermodynamica en kinetiek:
- Thermodynamica doet alleen een uitspraak over het verschil in vrije energie tussen de begin-
en eind-toestand.
∆G = ∆G0f Producten - ∆G0f Reactanten + RT ln(K)
o ln(K): heeft te maken met het evenwicht.
o RTln(K): vrije energie verandering ten gevolge van menging reactanten en producten.
[prodcuten]
o (K) = evenwichtsconstante =
[reactanten]
∆G0r = ∆Hr0 - T * ∆S0r
o vrije energie verschil producten en reactanten onder standaard condities (p, T, c) &
zonder menging.
o Druk, temperatuur en concentratie: de hoeveelheden veranderen niet tijdens de
proces.
Evenwichtssituatie:
- ∆G0 → geen menging is tussen de componenten en geen
concentratie verandering → rechte lijn (lineair).
- Bij een reactie, heb je juist dat de componenten veranderen en
gemengd worden → RTln(K).
- Optimale punt: evenveel van alle componenten halverwege de reactie
(half start materiaal + half reactanten).
o Meeste chaotische vbmogelijke configuraties van producten
en reactanten.
- Bij mengen van rechte lijn en gebogen lijn krijg je de zwarte lijn in het figuur.
o ∆G0 = -RT ln(K)
DUS: reactie verloopt niet volledig: evenwichtsreactie
- Thermodynamica bepaalt de ligging van het evenwicht
Begrippen:
- ∆H: Het enthalpieverschil tussen begin- en eind-toestand geeft de hoeveelheid warmte
(energie) aan die vrijkomt (∆H < 0) of opgenomen (∆H > 0) wordt.
4
“HC’s 5-8”
HOORCOLLEGE 5A
pH afhankelijk van zuur/base evenwicht: omslag rand pKa bij een zuur (AH). (terugblik HC 1-4)
• pH = pKa → omslag punt van ionisatatie is halverwege
o precies halverwege: 50/50 (AH/A-)
• pH = pKa -1 → pH zit 1 eenheid onder de pKa (denk aan logaritme)
o 90% van moleculen zijn nog in zure AH vorm
o pH < pKa
• pH = pKa + 1 → pH zit 1 eenheid boven de pKa
o 90% van de moleculen zijn in de
geconjugeerde base vorm (A-)
o pH > pKa
[Binnen 4 eenheden vindt de volledige omslag van volledig
niet geïoniseerd naar volledig geïoniseerd plaats (1% →
90%).]
- Een Lewis zuur is een deeltje dat een electronenpaar kan opnemen (e-paar acceptor)
o → Elektrofiel = altijd positief of neutraal geladen.
- Een Lewis base is een deeltje dat een electronenpaar kan afstaan (e-paar donor)
o → Nucleofiel = altijd negatief of neutraal geladen.
Thermodynamica en Kinetiek:
Thermodynamica: → vindt een reactie plaats? (Ja of Nee) en Hoe ver (gaat de reactie tot
halverwege of tot het einde)?
Kinetiek: → als een reactie plaats vindt: Hoe snel gaat de reactie?
1. Thermodynamica:
Thermodynamica: thermodynamica bestudeert de relatie tussen warmte en arbeid.
- Thermo: warmte
- Dynamica: beweging
DUS: Thermodynamica is een studeert de effecten van uitwisseling arbeid en warmte (energie)
tussen systeem en omgeving.
Je bestudeert een thermodynamische proces in een systeem (lichaam van een patiënt, bekerglas
enzo..) en dat systeem zit in een omgeving waarbij bijvoorbeeld uitwisseling van warmte plaats vindt.
- In een systeem: je observeert iets of je laat een reactie plaats vinden.
Chemische thermodynamica:
Er wordt drie belangrijke vragen bij thermodynamica gesteld:
1. Hoeveel energie komt bij een bepaald proces vrij of moet er worden in gestopt?
2. Kan een proces spontaan verlopen (zonder dat er netto energie ingestopt moet worden)?
3. Waar ligt het chemisch evenwicht?
1
, Chemische thermodynamica en de apotheker:
• Energie die vrijkomt of nodig is voor het vormen of verbreken van chemische bindingen
(covalent en niet covalent).
• Belangrijk voor de werking van medicijnen: Hoe verandert een medicijn een proces in een
patiënt?
• Medicijnen binden aan targets (receptoren of enzymen) en sturen zo specifieke processen in
een bepaalde richting.
Vraag 1: Hoeveel energie komt bij een bepaald proces vrij of moet er worden in gestopt?
Enthalpie speelt hier een belangrijke rol:
- De enthalpie verandering geeft de hoeveelheid warmte aan die vrijkomt of wordt
opgenomen tijdens een chemisch proces bij constante druk:
o ∆H > 0 → warmte wordt opgenomen door het systeem uit de omgeving.
(endotherm)
o ∆H < 0 → warmte wordt afgestaan door het systeem aan de omgeving. (exotherm)
E + I → EI
- E = enzym
- I = inhibitor (remmer)
∆Hsysteem = ∆HEI - ∆HE - ∆HI
Eerste hoofdwet: wet van behoud van energie: je kan niet energie uit het niets toveren, energie komt
altijd ergens vandaan.
∆Htotaal = ∆Hsysteem + ∆Homgeving = 0
- Bij constante temperatuur wordt alle warmte afgegeven aan de omgeving:
∆Hsysteem = -∆Homgeving
∆H0: De nul betekent een enthalpie verandering bij constant druk en temperatuur.
Grafiek: Exotherm & Endotherm
Exotherme reactie (∆H < 0): Endotherme reactie (∆H > 0):
2
, Vraag 2: Kan een proces spontaan verlopen (zonder dat er netto energie ingestopt moet worden)?
Entropie: warmte stroomt alleen spontaan van hoge naar lage temperatuur. Dit heeft te maken met
aantal toestanden dat een thermodynamisch systeem kan aannemen en wordt weergegeven met de
entropie van systeem en omgeving (∆S)
- Entropie: een bekende definitie van entropie is de mate van wanorde in een systeem. Een
proces waarbij de entropie toeneemt is een spontaan proces.
o Entropie kan alleen maar toenemen (het kan niet afnemen).
o Meer entropie = groter aantal mogelijkheden voor een systeem.
Entropie is bepalend voor de richting waarin een spontaan proces verloopt:
∆S = ∆Somgeving + ∆Ssysteem > 0
Tweede hoofdwet van de thermodynamica:
Een proces verloopt alleen spontaan als de totale entropie van het systeem en zijn omgeving
toeneemt.
DUS: entropie is de maat voor het aantal mogelijkheden waarop moleculen kunnen worden geplaatst
(realiseringsmogelijkheden).
Gibbs vrije energie:
De combinatie van enthalpie en entropie levert een nieuwe toestandsfunctie Gibbs vrije energie:
∆Gsysteem = ∆Hsysteem – T*∆Ssysteem
- ∆G > 0 → proces verloopt niet spontaan
- ∆G < 0 → proces verloopt “spontaan”
- T = temperatuur = kinetische energie = beweging van moleculen
o T = 0 Kelvin: alles staat stil
Vrije energie Enthalpie Temperatuur Entropie
∆G = ∆H - T * ∆S
-∆G = -∆H - T * +∆S
+∆G = +∆H - T * -∆S
-∆G = -∆H - ↓T * -∆S
-∆G = +∆H - ↑T * +∆S
- Een negatieve G = verlopende proces
- Een positieve G = niet verlopende proces
Temperatuur (T↑& T↓): is beslissend = speelt een rol bij het bewegen ban moleculen.
- Wanneer de enthalpie negatief is, en de entropie laag is, kan de temperatuur genoeg
verlaagd worden voor de verlopend proces.
- Wanneer de enthalpie positief is, dat betekent dat energie ingestopt moet worden, dan heb
je een hoge entropie waardoor de temperatuur verhoogd moet worden om een verlopend
proces te hebben.
Bij vaste ijs: ∆G0 = -∆H0 – T * -∆S0 → T↓
Bij gas fase: ∆G0 = +∆H0 – T * +∆S0 → T↑
Bij vloeibare: ∆G0 = +∆H0 – T * +∆S0 → T↑
3
, DUS:
∆G0 ∆H0 ∆S0
- - +
+ + -
- bij hoge T of + + +
- bij lage T of + - -
Vraag 3: Waar ligt het chemisch evenwicht?
Relatie chemische thermodynamica en kinetiek:
- Thermodynamica doet alleen een uitspraak over het verschil in vrije energie tussen de begin-
en eind-toestand.
∆G = ∆G0f Producten - ∆G0f Reactanten + RT ln(K)
o ln(K): heeft te maken met het evenwicht.
o RTln(K): vrije energie verandering ten gevolge van menging reactanten en producten.
[prodcuten]
o (K) = evenwichtsconstante =
[reactanten]
∆G0r = ∆Hr0 - T * ∆S0r
o vrije energie verschil producten en reactanten onder standaard condities (p, T, c) &
zonder menging.
o Druk, temperatuur en concentratie: de hoeveelheden veranderen niet tijdens de
proces.
Evenwichtssituatie:
- ∆G0 → geen menging is tussen de componenten en geen
concentratie verandering → rechte lijn (lineair).
- Bij een reactie, heb je juist dat de componenten veranderen en
gemengd worden → RTln(K).
- Optimale punt: evenveel van alle componenten halverwege de reactie
(half start materiaal + half reactanten).
o Meeste chaotische vbmogelijke configuraties van producten
en reactanten.
- Bij mengen van rechte lijn en gebogen lijn krijg je de zwarte lijn in het figuur.
o ∆G0 = -RT ln(K)
DUS: reactie verloopt niet volledig: evenwichtsreactie
- Thermodynamica bepaalt de ligging van het evenwicht
Begrippen:
- ∆H: Het enthalpieverschil tussen begin- en eind-toestand geeft de hoeveelheid warmte
(energie) aan die vrijkomt (∆H < 0) of opgenomen (∆H > 0) wordt.
4
