Chemie in bedrijf
Samenvatting
Erik Scheepers
Een samenvatting voor de cursus ‘Chemie in bedrijf’, gegeven op de Hogeschool van Utrecht. Hierbij
wordt er gebruik gemaakt van het boek ‘Chemistry, 6th edition, 2012’.
,Inhoudsopgave
Hoofdstuk 9 – Gassen: Hun eigenschappen en gedrag ........................................................................... 2
9.1 – Gassen en gasdruk ...................................................................................................................... 2
9.2 – De gaswetten .............................................................................................................................. 2
9.3 – De ideale gaswet ........................................................................................................................ 4
9.4 – Stoichiometrische verhoudingen met gassen ............................................................................ 4
9.5 – Partieel druk en de wet van Dalton ............................................................................................ 4
9.6 – De kinetisch-moleculaire theorie van gassen ............................................................................. 5
Hoofdstuk 10 – Vloeistoffen, vaste stoffen en faseovergangen ............................................................. 6
10.5 – Verdamping, dampdruk en kookpunt ...................................................................................... 6
10.11 – Fase diagrammen ................................................................................................................... 7
Hoofdstuk 11 – Oplossingen en hun eigenschappen .............................................................................. 8
11.3 – Eenheden van concentratie...................................................................................................... 8
11.4 – Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden ................................................................................. 9
11.6 – Dampdruk verlagende oplosbaarheid: Wet van Raoult ......................................................... 10
11.10 – Gefractioneerde destillatie van vloeistofmengsels .............................................................. 12
Hoofdstuk 12 – Chemische kinetiek ...................................................................................................... 13
12.1 – Reactiesnelheden ................................................................................................................... 13
12.2 – Reactiesnelheidswet en reactieorde ...................................................................................... 14
12.3 – Experimentele bepaling van een reactiesnelheid .................................................................. 14
12.4 – Geïntegreerde snelheidswet voor een eerste orde reactie ................................................... 15
12.5 – Halfwaardetijd van een eerste orde reactie ........................................................................... 15
12.7 – Tweede orde reacties ............................................................................................................. 16
12.8 – Nulde orde reacties ................................................................................................................ 16
12.9 – Reactiemechanismes .............................................................................................................. 16
12.10 – Snelheidswet voor elementaire reacties .............................................................................. 17
12.12 – Reactiesnelheden en temperatuur: De Arrhenius vergelijking ............................................ 18
12.13 – De Arrhenius vergelijking gebruiken .................................................................................... 19
12.14 – Katalyse................................................................................................................................. 20
12.15 – Homogene en heterogene katalyse ..................................................................................... 21
Pagina | 1
, Hoofdstuk 9 – Gassen: Hun eigenschappen en gedrag
9.1 – Gassen en gasdruk
De lucht bestaat uit verschillende gassen. Voor 99% bestaat het uit N2 en O2, de overige 1% bestaat
voornamelijk uit argon en een aantal andere kleine hoeveelheden gassen.
Gassen gedragen zich anders dan vaste stoffen en vloeistoffen. Gassen mengen zich als een
homogeen, iets wat vloeistoffen vaak niet doen. Bij vloeistoffen krijg je lagen, bijvoorbeeld water en
olie, maar bij gassen wordt alles met elkaar gemengd. Ook kun je druk uitoefenen op gassen. Het
volume wordt dan kleiner. Bij vaste stoffen en vloeistoffen is dit onmogelijk.
Homogene gassen mengen juist goed, omdat in de gasfase de moleculen erg ver uit elkaar staan.
Individuele gasmoleculen reageren niet met elkaar en beschouwen elkaar als chemisch-irrelevant. In
een bepaalde volume wordt 0,1% ingenomen door de moleculen zelf, de andere 99,9% is lege
ruimte. Door deze lege ruimte is het mogelijk om de gassen te mengen en om druk op de volume uit
te oefenen.
Eén van de meest vanzelfsprekende eigenschappen van gas is dat ze een meetbare druk uitoefenen
om de muren van waarin het zich bevind. Wanneer je een ballon opblaast, voel je hem hard worden.
Dit komt door de druk op de wanden van de ballon. Druk (P, Pascal) is de kracht (F, Newton) die
uitgeoefend wordt op een oppervlak (A, cm2)
𝐹 𝑚×𝑎
𝑑𝑟𝑢𝑘 (𝑃) = =
𝐴 𝐴
Het kan voorkomen dat de druk niet in Pascal wordt gegeven, maar in millimeter kwik (mm Hg) of in
atmosfeer (atm). Om dat om te rekenen, kun je gebruik maken van volgende gegeven:
1 𝑎𝑡𝑚 = 760 𝑚𝑚 𝐻𝑔 = 101.325 𝑃𝑎
Gasdruk in een vat wordt vaak gemeten met een open-eind manometer, wat erg lijkt op het idee van
de kwik barometer. Een open-eind manometer bestaat uit een U-buis gevuld met kwik. Aan de ene
kant is deze buis open, aan de andere kant is hij aangesloten op een vat gevuld met gas. Het verschil
tussen de druk van het gas en de druk van het atmosfeer is
gelijk aan het verschil tussen de hoogtes van het kwik. Als
de kwik hoger staat aan de kant van het vat, dat is het
gasdruk in het vat lager dan de atmosfeer. Staat de kwik
hoger aan de open kant, dan is het gasdruk in het vat
groter dat de atmosfeer.
9.2 – De gaswetten
Gassen hebben opvallend soortgelijke fysisch gedrag,
ongeacht hun chemische samenstelling. Helium en fluorine
zijn enorm verschillend in hun chemische eigenschappen,
maar zijn bijna identiek in hun fysisch gedrag. De fysische
eigenschappen van elke gas kan worden gedefinieerd met Figuur 1 Open-eind manometer om gasdruk te meten
de volgende vier variabelen: druk (P), temperatuur (T),
volume (V) en hoeveelheid mol (n). De specifieke relatie tussen deze vier variabelen worden de
gaswetten genoemd. Wanneer een gas al deze wetten exact naleeft, dan is dat een ideale gas.
Wet van Boyle: De relatie tussen volume en druk
Volgens de wet van Boyle is het volume bij een vaste hoeveelheid gas op een constante temperatuur
het omgekeerde van de druk. Oftewel, wanneer de gasdruk is verdubbeld, dan is het volume
gehalveerd; wanneer de gasdruk is gehalveerd, dan is het volume verdubbeld.
𝑃𝑉 = 𝑘 𝑚𝑒𝑡 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑛 𝑒𝑛 𝑇
Pagina | 2
Samenvatting
Erik Scheepers
Een samenvatting voor de cursus ‘Chemie in bedrijf’, gegeven op de Hogeschool van Utrecht. Hierbij
wordt er gebruik gemaakt van het boek ‘Chemistry, 6th edition, 2012’.
,Inhoudsopgave
Hoofdstuk 9 – Gassen: Hun eigenschappen en gedrag ........................................................................... 2
9.1 – Gassen en gasdruk ...................................................................................................................... 2
9.2 – De gaswetten .............................................................................................................................. 2
9.3 – De ideale gaswet ........................................................................................................................ 4
9.4 – Stoichiometrische verhoudingen met gassen ............................................................................ 4
9.5 – Partieel druk en de wet van Dalton ............................................................................................ 4
9.6 – De kinetisch-moleculaire theorie van gassen ............................................................................. 5
Hoofdstuk 10 – Vloeistoffen, vaste stoffen en faseovergangen ............................................................. 6
10.5 – Verdamping, dampdruk en kookpunt ...................................................................................... 6
10.11 – Fase diagrammen ................................................................................................................... 7
Hoofdstuk 11 – Oplossingen en hun eigenschappen .............................................................................. 8
11.3 – Eenheden van concentratie...................................................................................................... 8
11.4 – Factoren die oplosbaarheid beïnvloeden ................................................................................. 9
11.6 – Dampdruk verlagende oplosbaarheid: Wet van Raoult ......................................................... 10
11.10 – Gefractioneerde destillatie van vloeistofmengsels .............................................................. 12
Hoofdstuk 12 – Chemische kinetiek ...................................................................................................... 13
12.1 – Reactiesnelheden ................................................................................................................... 13
12.2 – Reactiesnelheidswet en reactieorde ...................................................................................... 14
12.3 – Experimentele bepaling van een reactiesnelheid .................................................................. 14
12.4 – Geïntegreerde snelheidswet voor een eerste orde reactie ................................................... 15
12.5 – Halfwaardetijd van een eerste orde reactie ........................................................................... 15
12.7 – Tweede orde reacties ............................................................................................................. 16
12.8 – Nulde orde reacties ................................................................................................................ 16
12.9 – Reactiemechanismes .............................................................................................................. 16
12.10 – Snelheidswet voor elementaire reacties .............................................................................. 17
12.12 – Reactiesnelheden en temperatuur: De Arrhenius vergelijking ............................................ 18
12.13 – De Arrhenius vergelijking gebruiken .................................................................................... 19
12.14 – Katalyse................................................................................................................................. 20
12.15 – Homogene en heterogene katalyse ..................................................................................... 21
Pagina | 1
, Hoofdstuk 9 – Gassen: Hun eigenschappen en gedrag
9.1 – Gassen en gasdruk
De lucht bestaat uit verschillende gassen. Voor 99% bestaat het uit N2 en O2, de overige 1% bestaat
voornamelijk uit argon en een aantal andere kleine hoeveelheden gassen.
Gassen gedragen zich anders dan vaste stoffen en vloeistoffen. Gassen mengen zich als een
homogeen, iets wat vloeistoffen vaak niet doen. Bij vloeistoffen krijg je lagen, bijvoorbeeld water en
olie, maar bij gassen wordt alles met elkaar gemengd. Ook kun je druk uitoefenen op gassen. Het
volume wordt dan kleiner. Bij vaste stoffen en vloeistoffen is dit onmogelijk.
Homogene gassen mengen juist goed, omdat in de gasfase de moleculen erg ver uit elkaar staan.
Individuele gasmoleculen reageren niet met elkaar en beschouwen elkaar als chemisch-irrelevant. In
een bepaalde volume wordt 0,1% ingenomen door de moleculen zelf, de andere 99,9% is lege
ruimte. Door deze lege ruimte is het mogelijk om de gassen te mengen en om druk op de volume uit
te oefenen.
Eén van de meest vanzelfsprekende eigenschappen van gas is dat ze een meetbare druk uitoefenen
om de muren van waarin het zich bevind. Wanneer je een ballon opblaast, voel je hem hard worden.
Dit komt door de druk op de wanden van de ballon. Druk (P, Pascal) is de kracht (F, Newton) die
uitgeoefend wordt op een oppervlak (A, cm2)
𝐹 𝑚×𝑎
𝑑𝑟𝑢𝑘 (𝑃) = =
𝐴 𝐴
Het kan voorkomen dat de druk niet in Pascal wordt gegeven, maar in millimeter kwik (mm Hg) of in
atmosfeer (atm). Om dat om te rekenen, kun je gebruik maken van volgende gegeven:
1 𝑎𝑡𝑚 = 760 𝑚𝑚 𝐻𝑔 = 101.325 𝑃𝑎
Gasdruk in een vat wordt vaak gemeten met een open-eind manometer, wat erg lijkt op het idee van
de kwik barometer. Een open-eind manometer bestaat uit een U-buis gevuld met kwik. Aan de ene
kant is deze buis open, aan de andere kant is hij aangesloten op een vat gevuld met gas. Het verschil
tussen de druk van het gas en de druk van het atmosfeer is
gelijk aan het verschil tussen de hoogtes van het kwik. Als
de kwik hoger staat aan de kant van het vat, dat is het
gasdruk in het vat lager dan de atmosfeer. Staat de kwik
hoger aan de open kant, dan is het gasdruk in het vat
groter dat de atmosfeer.
9.2 – De gaswetten
Gassen hebben opvallend soortgelijke fysisch gedrag,
ongeacht hun chemische samenstelling. Helium en fluorine
zijn enorm verschillend in hun chemische eigenschappen,
maar zijn bijna identiek in hun fysisch gedrag. De fysische
eigenschappen van elke gas kan worden gedefinieerd met Figuur 1 Open-eind manometer om gasdruk te meten
de volgende vier variabelen: druk (P), temperatuur (T),
volume (V) en hoeveelheid mol (n). De specifieke relatie tussen deze vier variabelen worden de
gaswetten genoemd. Wanneer een gas al deze wetten exact naleeft, dan is dat een ideale gas.
Wet van Boyle: De relatie tussen volume en druk
Volgens de wet van Boyle is het volume bij een vaste hoeveelheid gas op een constante temperatuur
het omgekeerde van de druk. Oftewel, wanneer de gasdruk is verdubbeld, dan is het volume
gehalveerd; wanneer de gasdruk is gehalveerd, dan is het volume verdubbeld.
𝑃𝑉 = 𝑘 𝑚𝑒𝑡 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑛 𝑒𝑛 𝑇
Pagina | 2
