Chemie II Formuleblad PDF

Preview

Summary

Download Chemie II Formuleblad PDF

Description

H1 Reactiesnelheid -Reactiesnelheid

vAB=

∆[ AB ]= [ AB ] e− [ AB ] b ∆t ∆t

v kan niet negatief zijn

[v]= mol/l*s

−∆[ A 2] ∆t −∆[ B 2] vB2= ∆t −∆[ A] =¿ vgem= a∆t −∆[ B] −∆ [C ] −∆ [ D ] = = b ∆t c ∆t d ∆t vA2=

-Algemene reactie voor aA+bB  cC+dD

-Afgeleide van ogenblikkelijke snelheid

−d [ A ] =¿ ad t −d [ B] −d [C ] −d [ D ] = = ddt b dt cd t

v= -Algemeen

v=

−rico a

-Verband reactiesnelheid en concentratie

v= k[A]x[B]y

-Halveringstijd:  0de orde

 [A]t= [A]0 – akt

 1ste orde

[ A]0 t1/2= 2 ak  ln[A]t= ln[A]0 – akt Ln1/2= -akt1/2  t1/2=

 2de orde

ln 2 ak

x, y= voorgetallen van de reactie x+ y= orde reagens tegenover de reactie [A]t= conc. Na reactietijd t [A]0= beginconc. a= voorgetal k= snelheidscte => ak= cte t= reactietijd

1 1 +akt = [ A ] t [ A] 0 1 t1/2= [ A ] 0∗ak

 zie pg.21 voor volledige tabel over halveringstijd



-Botsingstheorie als verklaring voor reactiesnelheid

V= p*f*z

p= waarschijnlijkheid dat de botsende moleculen de juiste oriëntatie bezitten f= fractie van de moleculen die voldoende E bezitten voor een effectieve botsing

-Enthalpieverandering

∆H= Ea – E’a  E’a > Ea => ∆H ∆H>0 (endotherme reactie)

z= botsingsgetal E’a= activatie-E voor omgekeerde reactie

[k]= mol/l*s [k]= 1/s [k]= l/mol*s

-Arrheniusvergelijking

−Ea

k= A e RT

 ln k= ln A -

H2 Chemisch Evenwicht -Evenwichtsconstante Kc

Ea RT

Kc=

k 1 [C ]c ev [ D ]d ev = k 2 [ A] a ev [ B]b ev

Qc=

[ C]c 0[ D ]d 0 [ A ]a 0[B ]b 0

-reactiequotiënt Qc

A= cte, karakteristiek voor de reactie Ea= activatie-E, specifiek voor reactie en temp.onafh. R= gascte T= temp. (in K)

[R]= J/Mol*K

=> Qc < Kc: reactie naar rechts => Qc > Kc: reactie naar links => Qc = Kc: gn netto-reactie= evenwicht -Verband Kc en Kp

Kp=

P C c PD d = Kc*(RT)∆n PAa PBb

∆n= (c+d)-(a+b) ∆n=0: Kc=Kp

=> PA= [A]*RT -Verdelingscte van Nernst KD

KD=

[ A ] fase 2 [ A ] fase 1

Kv=

[A] s [A]m

Rf=

afstand stof afstand mobiele fase

-Verdelingscte Kv

-Rf-waarde/rate of flow H3 Oplosbaarheid -oorspronkelijk oplosbaarheid

g /stof 100 g oplossing

-Molaire oplosbaarheid

[A]s= conc. Stof A in stationaire fase [A]m= conc. Stof A in mobiele fase

Oplosbaarheid= maximale # gram substantie in 100g oplosmiddel

Symbool: S

Mol/l

-Thermodynamisch evenwichts-cte (Guldberg en Waage) -Oplosbaarheidsproduct

-Molaire oplosbaarheid

+¿ Ag ¿ ¿ −¿ K= ¿ Cl ¿ ¿ ¿ +¿¿ Ag ¿ Ks= −¿ ¿ Cl ¿  S= √ Ks

Symbool: s

Molaire oplosbaarheid= #mol substantie aanwezig in 1l verzadigde oplossing

berekenen uit Ks (pg.67)  type 1/1 elektrolyt  type 2/1 elektrolyt  type m/a elektrolyt -Weinig oplosbaar zout afgeleid v/e 1waardig zwak zuur (bv. AgAc)

3

 S=

√

Ks 4

Ks m m∗a a −¿¿ Ac ¿ +¿ ¿ H 3O ¿ ¿ S= 1+¿ Ks ( AgAc )∗¿ α¿ Ks ( AgAc ) ¿ √¿ => SAgAc = √ Ks ( AgCl)

H4 Analystische toepassingen van oplosbaarheid H5 Complexometrie evenwichten en titraties -Evenwichtsconstanten met voorbeeld: Cu2+ + 4NH3  Cu(NH3)42+

Kst=

√

m+ a

 S=

NH3 ¿4 ¿ 2+¿ ¿¿ ¿ 2+¿ Cu¿ ¿ NH 3 ¿ ¿ Cu¿ ¿ ¿

Kst= stabiliteitscte/ complexvormingscte

H6 Chelatometrische titraties H7 Elektrochemie -Wet van Ohm

-elektromotorische kracht

U= I*R

I= elektrische stroom Q= elektrische lading U= elektrische spanning E= elektrische veldsterkte R= elektrische weerstand

EMK= Ucel= Ukathode – Uanode EMK > 0 => spontane reactie

-standaard waterstofelektrode U0 = 0V

-Potentiaal betrekking van Nernst bij: a oxidans + ne-  b reductans

-Algemene Nernst vgl.

U= U0 +

RT nF

a

ln

[ Ox] b [ ¿]

R= universele gascte= 8,3 J/K/mol T= temp. In K F= cte van Farady = 96500C ln= 2,303 log a, b= voorgetallen

[I]= A [Q]= C [U]= V [E]= V/m= N/C [R]=Ω

-Vgl van Nernst

0

U= U +

U= H8 Theorie van Redoxtitraties H9 Toegepaste Redoxtitraties -Titraties H10 Thermochemie -Enthalpieverandering Enthalpie= toestandfunctie -Inwendige E -1ste hoofdwet van thermodynamica: Wet van behoud van E (pg. 150+151,...) -Arbeid

-2situaties bij thermometer 1) reactie bij cte volume 2) reactie bij cte druk -Verband ∆H en ∆U

-Warmte capaciteit c

0,059 n

−RT F

[ Ox]a log b [ ¿]

ln[e-] = -0,059*log[e-]

(V*c*f)red = (V*c*f)ox ∆H= Heind – Hbegin H < 0: exotherme reactie H > 0: endotherme reactie U= Ukin + Upot ∆U= Ueind - Ubegin ∆U= Q – W

W= F*∆x

=> P=

F A

 W= P*A*∆x  W= P*∆V 1) ∆U= Q 2) ∆U= Q-P∆V  Q= ∆U+P∆V = ∆H ∆H= ∆U + ∆ngas*R*T P∆V= ∆ngas*R*T Q= c*∆T = m*c*∆T  Qreactie= -Qoplossing  c=

n V

-De Wet van Hess toegepast op vormingsenthalpieën

∆H0= ∑∆H0v eindproducten - ∑∆H0v beginproducten

-De Wet van Hess toegepast op bindingsenergiewaarden

∆H0= ∑∆H0BE eindproducten - ∑∆H0BE beginproducten => ∑∆H0BE eindproducten > ∑∆H0BE beginproducten: ∆H ∑∆H0BE eindproducten < ∑∆H0BE beginproducten: ∆H>0: endotherm

-Entropie (S) v/e systeem is maat voor wanorde

∆S= Seind – Sbegin > 0 ∆Stot= ∆Ssysteem + ∆Somgeving > 0

-Standaard entropie verandering

 Svast < Svl < Sgas ∆S0= ∑∆S0 eindproducten ∑∆S0beginproducten

Q= opname/afgifte van warmte W= uitoefenen van arbeid F= kracht P= druk A= oppervlak ∆x= afstand

[∆H]= kJ [R]= 8,31*10-3kJ/mol

-Vrije energie (G)

∆G= ∆H - T∆S ∆G= Geind – Gbegin ∆G= RT*ln

Voorwaarde spontane reactie: ∆G > 0

Q K

∆H < 0 , ∆S > 0 , ∆G < 0 = spontaan ∆H > 0 , ∆S < 0 , ∆G > 0 = spontaan...