Samenvatting scheikunde hoofdstuk 9 en hoofdstuk 13
Paragraaf 1: wanneer start een reactie?
Elke chemische reactie heeft een energie-effect. De chemische energie van de stoffen voor
en na de reactie is niet gelijk. Je hebt exotherme, dus er komt warmte vrij, en je hebt
endotherme, er is warmte nodig in het proces.
Bij sommige reacties is ook sprake van energie in andere soorten, zoals elektrische energie,
licht of geluid. De eenheid voor al deze vormen van energie is de joule, J, met als afgeleide
eenheid: kilojoule, kJ. Ook bij oplossen en uitkristalliseren van stoffen en bij faseovergangen
treedt een energie-effect op. Smelten, verdampen en sublimeren zijn endotherme
processen. Stollen, condenseren en rijpen zijn exotherme processen.
In een energiediagram geef je de chemische energie van de beginstoffen en de
reactieproducten weer. Het energie-effect ΔE van de reactie is het verschil tussen het
energieniveau van de beginstoffen en de reactieproducten.
Het energieniveau van de beginstoffen is het beginniveau. Het eindniveau geeft het
energieniveau van de reactieproducten aan.
Bij het beginniveau schrijf je de beginstoffen met de juiste coëfficiënten uit de
reactievergelijking. Bij het eindniveau zet je
de reactieproducten met de juiste
coëfficiënten.
ΔE geef je weer met een pijl tussen het begin
en het eindniveau.
Bij exotherme reactie wordt energie
afgestaan. Dat betekent dat het eindniveau
lager ligt dan het beginniveau. ΔE is negatief.
Bij endotherme reacties is dat precies
andersom; er wordt energie uit de omgeving
opgenomen, waardoor het niveau hoger ligt
dan het beginniveau. ΔE is positief.
Bijna alle reacties met je op gang brengen. De benodigde energie om een reactie te starten
heet activeringsenergie, Eact. Door het opnemen van de activeringsenergie komen de
beginstoffen in een overgangs- of geactiveerde toestand. Vanuit deze toestand kan de
reactie starten. In een energiediagram geef je ook de activeringsenergie aan. Omdat E act
moet worden toegevoegd aan de
beginstoffen, ligt het energieniveau van de
overgangstoestand hoger dan het
beginniveau. Dat is bij een endotherme
reactie ook zo. De overgangstoestand is
daardoor altijd de hoogste energietoestand in
een energiediagram. Let op: ΔE is het
energieverschil tussen het begin- en
eindniveau, daarin wordt geen rekening
gehouden met de activeringsenergie.
, Paragraaf 2: reacties en warmte
De reactiewarmte ΔE geeft aan hoeveel energie bij een reactie wordt opgenomen of
afgestaan. Je geeft ΔE weer in J mol-1 van een bepaalde stof die bij de reactie betrokken is.
De reactiewarmte is een algemene term voor:
- Vormingswarmte; ΔE van de vormingsreactie van 1 mol stof uit de niet-ontleedbare
stoffen.
- Ontledingswarmte: ΔE van de ontledingsreactie van 1 mol stof in de niet-
ontleedbare stoffen.
- Verbrandingswarmte: ΔE van de verbrandingsreactie bij volledige verbranding van 1
mol brandstof.
- Oploswarmte: ΔE van het oplossen van 1 mol stof in een oplosmiddel.
In deze paragraaf leer je hoe je zelf de reactiewarmte van een bepaalde reactie kunt
berekenen. Hierbij maak je gebruik van BINAS-tabel 56 en 57. Het soort reactie bepaalt in
welke tabel je de gegevens kunt opzoeken.
Omdat dit energie-effect bij de vorming
van 1 mol H2O hoort, moet je in de
reactievergelijking de andere
coëfficiënten aanpassen. Dat betekent
dat je in een reactievergelijking dan
opeens wel gebroken getallen kunt
krijgen (1/2 mol O2).
Uit het negatieve teken (voorbeeld 1) van ΔE kun je afleiden dat de vormingsreactie
exotherm is. Daarmee kun je ook voorspellen dat voor de ontleding 1 mol H 2O dezelfde
hoeveelheid aan energie nodig is. Dat volgt uit de wet van behoud van energie. Voor de
ontledingswarmte H2O geldt dan: ΔE = +2,86 * 105 J mol-1. Je kunt dus de ontledingswarmte
van een ontleedbare stof afleiden uit de vormingswarmte van de stof. Je moet alleen het
tegengestelde teken nemen.
Uit het energiediagram blijkt dat de reactiewarmte van een bepaalde reactie alleen afhangt
van de chemische energie van de beginstoffen en de reactieproducten. Dat betekent dat je
voor het berekenen van de warmte van een bepaalde reactie eerste de beginstoffen kunt
ontleden tot de niet-ontleedbare stoffen. Deze ontledingswarmte kun je in BINAS opzoeken.
Vervolgens vorm je de reactieproducten uit de niet-ontleedbare stoffen. Tot slot tel je het
totaal van de ontledingswarmten en vormingswarmten bij elkaar.
Bij deze berekening moet je het aantal mol van elke betrokken stof en het + of – teken van
ΔE zorgvuldig in je berekening meenemen.
Je kunt de reactiewarmte ook berekenen door
een energiediagram op te stellen van de
ontleding van de beginstoffen tot niet-
ontleedbare stoffen.
Paragraaf 1: wanneer start een reactie?
Elke chemische reactie heeft een energie-effect. De chemische energie van de stoffen voor
en na de reactie is niet gelijk. Je hebt exotherme, dus er komt warmte vrij, en je hebt
endotherme, er is warmte nodig in het proces.
Bij sommige reacties is ook sprake van energie in andere soorten, zoals elektrische energie,
licht of geluid. De eenheid voor al deze vormen van energie is de joule, J, met als afgeleide
eenheid: kilojoule, kJ. Ook bij oplossen en uitkristalliseren van stoffen en bij faseovergangen
treedt een energie-effect op. Smelten, verdampen en sublimeren zijn endotherme
processen. Stollen, condenseren en rijpen zijn exotherme processen.
In een energiediagram geef je de chemische energie van de beginstoffen en de
reactieproducten weer. Het energie-effect ΔE van de reactie is het verschil tussen het
energieniveau van de beginstoffen en de reactieproducten.
Het energieniveau van de beginstoffen is het beginniveau. Het eindniveau geeft het
energieniveau van de reactieproducten aan.
Bij het beginniveau schrijf je de beginstoffen met de juiste coëfficiënten uit de
reactievergelijking. Bij het eindniveau zet je
de reactieproducten met de juiste
coëfficiënten.
ΔE geef je weer met een pijl tussen het begin
en het eindniveau.
Bij exotherme reactie wordt energie
afgestaan. Dat betekent dat het eindniveau
lager ligt dan het beginniveau. ΔE is negatief.
Bij endotherme reacties is dat precies
andersom; er wordt energie uit de omgeving
opgenomen, waardoor het niveau hoger ligt
dan het beginniveau. ΔE is positief.
Bijna alle reacties met je op gang brengen. De benodigde energie om een reactie te starten
heet activeringsenergie, Eact. Door het opnemen van de activeringsenergie komen de
beginstoffen in een overgangs- of geactiveerde toestand. Vanuit deze toestand kan de
reactie starten. In een energiediagram geef je ook de activeringsenergie aan. Omdat E act
moet worden toegevoegd aan de
beginstoffen, ligt het energieniveau van de
overgangstoestand hoger dan het
beginniveau. Dat is bij een endotherme
reactie ook zo. De overgangstoestand is
daardoor altijd de hoogste energietoestand in
een energiediagram. Let op: ΔE is het
energieverschil tussen het begin- en
eindniveau, daarin wordt geen rekening
gehouden met de activeringsenergie.
, Paragraaf 2: reacties en warmte
De reactiewarmte ΔE geeft aan hoeveel energie bij een reactie wordt opgenomen of
afgestaan. Je geeft ΔE weer in J mol-1 van een bepaalde stof die bij de reactie betrokken is.
De reactiewarmte is een algemene term voor:
- Vormingswarmte; ΔE van de vormingsreactie van 1 mol stof uit de niet-ontleedbare
stoffen.
- Ontledingswarmte: ΔE van de ontledingsreactie van 1 mol stof in de niet-
ontleedbare stoffen.
- Verbrandingswarmte: ΔE van de verbrandingsreactie bij volledige verbranding van 1
mol brandstof.
- Oploswarmte: ΔE van het oplossen van 1 mol stof in een oplosmiddel.
In deze paragraaf leer je hoe je zelf de reactiewarmte van een bepaalde reactie kunt
berekenen. Hierbij maak je gebruik van BINAS-tabel 56 en 57. Het soort reactie bepaalt in
welke tabel je de gegevens kunt opzoeken.
Omdat dit energie-effect bij de vorming
van 1 mol H2O hoort, moet je in de
reactievergelijking de andere
coëfficiënten aanpassen. Dat betekent
dat je in een reactievergelijking dan
opeens wel gebroken getallen kunt
krijgen (1/2 mol O2).
Uit het negatieve teken (voorbeeld 1) van ΔE kun je afleiden dat de vormingsreactie
exotherm is. Daarmee kun je ook voorspellen dat voor de ontleding 1 mol H 2O dezelfde
hoeveelheid aan energie nodig is. Dat volgt uit de wet van behoud van energie. Voor de
ontledingswarmte H2O geldt dan: ΔE = +2,86 * 105 J mol-1. Je kunt dus de ontledingswarmte
van een ontleedbare stof afleiden uit de vormingswarmte van de stof. Je moet alleen het
tegengestelde teken nemen.
Uit het energiediagram blijkt dat de reactiewarmte van een bepaalde reactie alleen afhangt
van de chemische energie van de beginstoffen en de reactieproducten. Dat betekent dat je
voor het berekenen van de warmte van een bepaalde reactie eerste de beginstoffen kunt
ontleden tot de niet-ontleedbare stoffen. Deze ontledingswarmte kun je in BINAS opzoeken.
Vervolgens vorm je de reactieproducten uit de niet-ontleedbare stoffen. Tot slot tel je het
totaal van de ontledingswarmten en vormingswarmten bij elkaar.
Bij deze berekening moet je het aantal mol van elke betrokken stof en het + of – teken van
ΔE zorgvuldig in je berekening meenemen.
Je kunt de reactiewarmte ook berekenen door
een energiediagram op te stellen van de
ontleding van de beginstoffen tot niet-
ontleedbare stoffen.
