Toegepaste chemie samenvatting 2019 PDF

Preview

Summary

Samenvatting vd theorie en oefeningencursus toegepaste chemie vd professionele bachelor in agro-en biotechnologie afstudeerrichting biotechniek....

Description

Thomas More Agro- en biotechnologie afstudeerrichting biotechniek (2019)

Toegepaste chemie samenvatting Theoriecursus en oefeningencursus beide hierin samengevat.

H0) Inleiding: 0.1) Herhaling rekenregels logaritmen: Vereiste kennis is naamgeving in scheikunde, eenheden in scheikunde en omzettingsfactoren, grootheden, basisformules en stoechiometrisch rekenen.! Rekenregels logaritmen:! !

Decimaal log. ve get. = macht tot de welke de basis 10 moet verheven ! worden om dat getal te bekomen. ! loga(x) loga(x) = b a b = x of andersom a =x 3

! Bv. log10 (1000) = log10 (10 ) = 3! maar als a = 10 wordt dat meestal niet vermeld. bv. log 1000 = 3

-

0

log 1 = log 10 = 0! Negatief get. heeft geen logaritmen! log a + log b = log a.b! log a - log b = log a/b! log a/(b.c) = log a - log b - log c! log ab = b log a! logb√a = 1/b log a! Benaderingsregels logaritme: het aantal cijfers na de komma (decimalen) vh resultaat wordt bep. door het aantal beduidende cijfers vh get. waarvan men het log neemt.!

Ook het omrekenschema herhalen, reacties in evenwicht brengen en molverhoudingen opstellen herhalen, constanten + grootheden en eenheden uit AC kennen.!

0.2) Systematische probleem aanpak: Is op te delen in 4 fasen:! 1) Analyse: Waar gaat het over?! 2) Planning: Welke aanpak ga ik gebruiken?! 3) Uitwerking: Wat is het antwoord?! 4) Controle: Klopt het? Kan dit?! => Elk van die fasen kan bestaan uit verschillende stappen. !

1) Analyse: 1.1) Vraagstuk lezen: lees volledig door en let op signaalwoorden- en cijfers.! 1.2) Gegeven en gevraagde noteren: - Ev. het probleem schematisch/visueel voor te stellen. ! - Schrijf de gegevens juist op: dwz juist eenheden en grootheden, ev. al omzetten naar SIeenheden. ! - Ook bij gevraagde kan je al aangeven in welke eenheid het antwoord moet staan.! 1.3) Reactievergelijking opstellen: - Enkel nodig bij vraagstukken waar een reactie opgaat of bestudeerd wordt.! - Na de reactievgln te hebben opgeschreven, balanceer je ze.! 1.4) Limiterend reagens bepalen: - Afh. vd vraagstelling kan dit op 2 manieren:! - Uit de tekst blijkt welke stof volledig wordt opgebruikt of welke stof duidelijk in overmaat aanwezig is.! - Voor de versch; reagerende stoffen zn hoev. geg.:! - Reken voor elke stof het geg. om naar mol! - Deel het # mol van elke stof door zijn coëff. in de reactievgln (n/z).! - De stof met de laagste waarde is het limiterend reagens (=LR)!

1  /  18

Toegepaste chemie samenvatting

1.5) Molverhouding noteren: - Schrijf molverhouding (nA/nB = zA/zB) vd geg. en gevr. stoffen of vd stof waar je iets over weet en de stof waar je iets over wil weten (waarbij één van beiden het LR.!

2) Planning:

2.1) Plan van aanpak opstellen: - Verschillende strategieën, afh. vh probleem:! - : toepassen omrekenschema uit 1ste semester. Dwz bepaal waar je gegevens zich bevinden en hoe je zo naar je gevraagde toewerkt.! - Voor-tijdens-na (v-t-n)-schema:! - Vooral gebruikt voor werken met evenwichtsreacties en evenwichtsconstanten, waarbij men info nodig heeft over de conc. vd versch. componenten.! - Aangepast stappenplan: bv. voor redoxreacties speciale aanpak nodig.! - Combinatie van bovenstaande strategieën !

3) Uitwerking: 3.1) Berekeningen uitvoeren: - Door omrekenschema uit te voeren! - Door opstellen v-t-n-schema:! - In de ‘voor’ regel schrijf je het gegeven aantal mol vd reagentia! - In de ‘tijdens’ regel vul je in hoeveel van elke stof reageert en er van elke stof gevormd wordt door LR te zoeken en vervolgens molverh. te bepalen.! - In de ‘na’ regel vul je het resultaat vd optelsom/het verschil vd ‘voor’ en ‘tijdens’-regel in.! - Het v-t-n-schema vul je volledig in in mol! Soms ook in mmol! - lezen opmerking over X p. 15-16 oefeningencursus! - Door toepassen aangepast stappenplan!

4) Controle: - Controleer of je op de vra(a)g(en) geantwoord hebt! - Controleer of je resultaat realistisch is (is bv. voldaan aan wet van behoud van massa?)! - Kijk na of je de correcte eenheden hebt gebruikt en of je juist afgerond hebt.!

2  /  18

Toegepaste chemie samenvatting H1) Thermochemie: 1.1) Inleiding: Alle chemische omzettingen hebben een dubbel effect: een materieel en een energetisch.!

1.2) Reactie-energie: Bij elke chemische reactie verdwijnen chemische bindingen (reagentia) en ontstaan er nieuwe (reactieproducten).! Elke binding vertegenwoordigt een hoev. chemische energie: de bindingsenergie.! ‣ Als de binding sterker en dus stabieler is, is deze bindingsenergie lager.! 2 mogelijkheden bij elke reactie:! - Moleculen vd reagentia bezitten stabielere bindingen dan die vd producten:! - Evolutie van lagere naar hogere energie. Tekort aan energie moet van buitenaf komen! ‣ Endotherme reactie - Moleculen vd producten zijn stabieler dan deze vd reagentia: ! - Meest voorkomende geval, waarbij tijdens de reactie energie vrijgegeven wordt.! ‣ Exotherme reactie Reactiewarmte = warmte die bij cte druk en dezelfe temp. van begin- en eindproducten vrijkomt of opgenomen wordt bij de reactie van stoechiometrische hoev. reagentia.! ‣ De vrijgekomen of opgenomen warmte is evenredig met de hoev. werkelijk reagerende materie.! Deze afgifte of opname van energie kan op volgende manieren gebeuren:! Elektrische energie: Bij elektrochemische processen zoals bij elektrolyse en galvanische elementen.! Mechanische energie: Bij grote volumeveranderingen zoals bij reacties met gasontwikkeling.! Licht: Bv. bij verbrandingsreacties komt licht vrij. Lichtabsorptie bij fotochemische reacties.! Warmte: Meestal belangrijkste vorm van energie, uitgewisseld tijdens chemische reacties.!

1.3) Standaard enthalpiewaarden (zie bijlage 1): De energie-inhoud ve stof = enthalpie (H) Dit hangt af van:! • Hoeveelheid stof: molaire enthalpiewaarden in tabellen.! • Temperatuur en druk: Waarom men enthalpiewaarden aangeeft. Zijn enthalpiewaarden per mol en bij STP toestanden (25°C; 1 atm)! • Aggregatietoestand vd stof: Energie moet toegevoegd worden om van s naar l naar g te gaan, of verwijderd worden om van g naar l naar s te gaan.! De H°-waarde van water (l) is de energieverandering die optreedt als men 1 mol water (l) bereidt uit zijn elementen H2 (g) en O2 (g): ' ' H2 (g) + 1/2 O2 (g) —> H2O (l)! Hierbij komt 285,85 kJ energie vrij bij STP. Molaire enthalpie van H2O is dan -285,85 kJ!

1.4) De reactieenthalpie: ΔH

Als alle H-waarden gekend zijn die aan een reactie deelnemen, kan men reactie-energie berekenen als tot. enthalpie vd producten min tot. enthalpie vd reagentia:'' ! ' ΔH = ΣnpHp - ΣnrHr! Meestal rekent men ΔH voor zoveel mol als de coeff. in de reactie aangeven.! Indien enkel de enthalpiewaarden bij STP, dan kunnen we standaard reactie-energie ΔH° bereken:! ' ΔH° = ΣnpH°p - ΣnrH°r! ‣ Als ΔH° negatief: is de reactie exotherm, komt er reactie-energie vrij, is energie-inhoud vd producten lager dan die vd reagentia! ‣ Als ΔH° positief: is de reactie endotherm, wordt reactie-energie aan omgeving onttrokken, is energie-inhoud vd producten hoger dan vd reagentia.!

1.5) Wet van Hess: Indien een reactie geschreven als de som ve aantal deelreacties, is haar reactie-enthalpie gelijk aan de algebraïsche som vd reactie-enthalpieën vd deelreacties.!

3  /  18

Toegepaste chemie samenvatting Dwz de hoev. energie door een reactie afgestaan is gelijk aan hoev. energie opgenomen door dezelfde reactie in omgekeerde zin.!

1.6) De drijfveer van chemische reacties: Bepaald door:! - Enthalpie ve scheikundig systeem streeft naar een zo laag mogelijke waarde. Dwz dat een reactie meer kans heeft om spontaan te evolueren indien ze meer exotherm is.! - Entropie ve scheikundig systeem streeft naar een zo hoog mogelijke waarde. Dwz dat de meest spontaan verlopende reacties exotherm zijn.! De drijfveer ve chemische reactie is dus streven naar minimale enthalpie en maximale entropie.!

1.0) Oplossingsstrategie oefeningen thermochemie: - ΔH neg. => warmte komt vrij; reactie is exotherm. - ΔH pos. => warmte wordt opgenomen; reactie is endotherm. - ΔH = 0 => thermoneutraal proces - STP (standaardvoorwaarden): p = 101325 Pa = 1 atm; T = 25,0°C = 298,15K - Enthalpieverandering gemeten bij STP = standaardenthalpieverandering ΔH° (in kJ/mol). - Standaardvormingsenthalpie van enkelvoudige stoffen is steeds gelijk aan 0. - Wet van Hess: ΔH° = ΣnpH°p - ΣnrH°r - p verwijst naar reactieproducten en r naar reagentia. H1Stappenplan:

1) Analyse: - Vraagstuk lezen en bepalen of het gaat over thermochemie - geg. + gevr. noteren - Reactie in evenwicht schrijven. - Limiterend reagens bepalen: hier nvt. maar kan bepaald worden. - Molverhouding noteren: hier nvt.

2) Planning:

- H° van reagentia en reactieproducten opzoeken in tabel. 3) Uitwerking:

- geg. hoev. omrekenen naar mol. - De enthalpie berekenen volgens de coëff. vd reactievgln: - Dwz reactie-enthalpie berekenen adhv wet van Hess - ΔH° (in kJ) berekenen voor de aangegeven hoev.: - ΔHtot = n/z .ΔH° met n = #mol stof en z = coëff. in de reactievgln. 4) Controle:

- Is het resultaat realistisch?! - Is alles berekend dat gevraagd werd en kloppen de eenheden en beduidende cijfers?! Opgaven p.23-24 oefeningencursus maken.!

H2) Reactiesnelheid: 2.1) Inleiding: Reacties kunnen snel of traag verlopen. ! Hierop hebben de concentratie vd reagentia, de temperatuur, de aanwezigheid ve katalysator, het licht, de druk (vooral bij gasreacties) en de verdelingsgraad (voor heterogene mengsels) een invloed.! Wiskundige definitie: Een homogene reactie wordt bij een bepaalde temperatuur gekenmerkt door een zogenaamde reactiesnelheidsconstante.! Studie van alle factoren die de snelheid ve chemische reactie beïnvloeden, en zoeken van een verklaring voor het mechanisme ve reactie = chemische kinetica.!

4  /  18

Toegepaste chemie samenvatting 2.2) Definitie van reactiesnelheid: DEF: De reactiesnelheid is de afname vd concentratie (in mol/L) van reagentia of de vermeerdering vd conc. van product per tijdseenheid.! ! Bij een eenvoudige reactie A+B —> AB is de snelheid vd reactie als volgt (A en B in mol/L):! v = -d[A]/dt = -d[B]/dt = d[AB]/dt Snelheid (v) is een afgeleide omdat zij een functie is vd tijd. De snelheid kan grafisch voorgesteld worden als de helling vd raaklijn. Bv. op tijdstip t1 is de snelheid van v1 = tg(a).! - De snelheid vd reactie is in het begin vd reactie het snelst en neemt af naar het eind vd reactie omdat concentratie aan reagentia vermindert.!

2.3) Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden: - Ogenblikkelijke reacties: verlopen zo snel dat men verloop niet kan volgen.! - In algemeen verlopen reacties tussen ionen uiterst snel en tussen moleculen trager. ! - Bij moleculen kan snelheid wel verkleind of vergroot worden door een aantal factoren:! - Bv. knalgasreactie: 2H2 (g) + O2 (g) —> 2H2O (l) verloopt normaal oneindig traag bij NTP.

-

Indien men een katalysator (bv. Pt) in gasmengel of verhoogt men de temp, dan gaat de reactie zo snel op dat ze explosief wordt.! Bv. chloorknalgasreactie: H2(g) + Cl2 (g) —> 2HCl (g) verloopt niet bij NTP in het donker en wordt explosief in het licht.! Bv. Zn(s) + 2H+ (aq) —> Zn(2+) (aq) + H2 (g). Deze substitutiereactie is een vb. ve heterogene reactie (reagentia in versch. fase), dus reactie loopt door aan contactopp. De reactie zal sneller gaan indien men Zn-poeder neemt ipv Zn-staaf.!

=> reactiesnelheid wordt bevordert door:! - Concentratie! - Druk! - Temperatuur! - Katalysatoren! - Licht! - Verdeeldheidstoestand vd reagentia!

2.4) Botsingstheorie: - Een scheikundige reactie tussen 2 stoffen is maar mogelijk als de deeltjes vd stoffen met elkaar botsen. ! - Bij ionenreacties veel botsingen want elektrostatische aantrekking (dus hoge reactiesnelh), en elke botsing geeft aanleiding tot product.! - Bij molecuulreacties moeten de sterke covalente bindingen verbroken worden, en dus moeten moleculen op een hoge snelheid tegen elkaar botsen om een reactie te laten doorgaan.! => Energie die reagentia op ogenblik vd botsing moeten bij krijgen opdat botsing efficiënt verloopt = activeringsenergie (Ea). Die energie wordt geleverd door licht, warmte of een schok.! Zie fig. 2 p.20 => Reagentia moeten een ‘berg van energie’ over om een product te kunnen vormen (hoogte= Ea)! In een molecuulmengsel bestaat een zeker snelheidsverdeling vd moleculen. Moleculen die een zekere minimale snelheid bezitten zullen dus efficiënt kunnen botsen. Bij een te hoge activeringsenergie is de Ea zo hoog dat geen enkele botsing deze energie kan opleveren.! Als de activeringsenergie groter is, verloopt de chemische omzetting moeilijker en is de reactiesnelheid kleiner.! => Snelheid vd reactie is afhankelijk van: het # botsingen tssn reagentia, en de fractie van efficiënte botsingen.!

5  /  18

Toegepaste chemie samenvatting 2.5) Factoren die reactiesnelheid beïnvloeden: 2.5.1) Invloed van concentratie: - Een verdubbeling vh aantal deeltjes A (bij A+B>AB) geeft ook een verdubbeling vh aantal botsingskansen en dus vd reactiesnelheid.! - Een verdubbeling vh # deeltjes = verdubbeling vd conc. in mol/L.! ➡ Reactiesnelheid v is evenredig met de conc. van A of v (recht evenredig symbool) [A]! ➡ Voor B geldt dezelfde bevinding ofwel v (recht evenredig symbool) [A].[B] of v = k. [A].[B]! ➡ k = snelheidsconstante vd reactie! ! - Voor een ingewikkelder reactie (2A+B—>C; dus 3 deeltjes moeten botsen om C te vormen) geldt: v = k. [A].[A].[B] = k.[A] 2 .[B]! a b c - Algemeen: voor aA + bB + cC + … —> producten geldt dat v = k. [A] . [B] .[C] … - = Wet van Guldberg en Waage! 2.5.2) Invloed van temperatuur: - Verhoging vd temp. => reactiesnelh. omhoog omdat kinetische energie vd moleculen omhoog.! - Er vinden dus meer efficiënte botsingen plaats bij hogere temp., wat de snell vd reactiesnelhcte.! ➡ Beschreven door vgl. Arrhenius: k = A.e! -Ea/R.T met k = snelhcte; A = evenredigheidsfactor; e = basis van natuurlijk logaritmestelsel; Ea = activeringsenergie; R = gascte (8,315J/mol.K); T = temp (in K).! ➡ voor een temp. stijging van 10°C neemt de snelhcte en dus ook de snelh. met een factor 2 à 3 toe.! 2.5.3) Invloed van katalysator: - Katalysatoren = stoffen die wel deelnemen aan de reactie maar niet verbruikt worden.! - De reactie die hierbij plaatsvindt = katalyse! - Katalysatoren laten toe dat reagentia reageren volgens een mechanisme met lagere activeringsenergie, maw de energieberg die overwonnen moet worden is afgezwakt (fig 5 p.24)! - Hierdoor veel meer efficiënte botsingen, wat reactiesnelheid verhoogt. Maw bij een daling van Ea, volgt een stijging van k.! - Inhibitoren zijn negatieve katalysatoren, en werken dus negatief in op de reactiesnelheid.! 2.5.4) Invloed van licht: - Licht kan een katalytische functie hebben = fotokatalyse (bv. bij chloorknalgasreactie).! - Dit komt doordat de moleculen de eig. hebben fotonen te absorberen, waardoor ze onstabiel worden en er radicalen ontstaan (dus hebben ongepaard elektron).! 2.5.5) Invloed vd druk: - Druk heeft enkel invloed op reacties met gassen.! - Voor aA + bB —> cC geldt v = k. [A].a [B] b en als A en B ideale gassen zijn dan geldt:!

-

a b a b a b v = k. (pA/R.T) .(pB/R.T) of v = k’.pA .pB met k’ = k/((R.T) . (R.T) )

=> Voor gasreacties kan de invloed van partiële drukken vd reagentia kan op dezelfde wijze geschreven worden als de wet vd massawerking doet voor concentraties.! - Maw de factor druk herleidt zich tot de factor conc. en hier geldt dus dat een drukverhoging reacties versnelt en drukverlaging reacties vertraagt voor gasreacties.! 2.5.6) Invloed vd verdelingsgraad bij heterogene reacties: Heterogene reacties verlopen sneller als de reagentia fijner verdeeld zijn. Bij homogene reacties zoals gasreacties en reacties in opl. is de verdelingsgraad der reagentia optimaal.!

2.0) Oplossingsstrategie oefeningen reactiesnelheid: - Gem. reactiesnelheid = vermindering van # mol vd uitgangsstoffen of toename vh #mol reactieproducten per tijdseenheid ofwel v = Δn/Δt = Δnp/Δt = - (Δnr/Δt) !

- Om resultaten van versch. reacties te vergelijken, moet rekening worden gehouden met het volume: v = Δn/V.Δt = Δc/Δt met c in mol/L dus v in mol/L.s!

6  /  18

Toegepaste chemie samenvatting

- Voor een reactie vh onderstaande type houdt men rekening met het coëff in de reactievgln.:! aA + bB —> cC + dD! is v = - 1 . ΔcA = - 1 . ΔcB = + 1 . ΔcC = + 1 . ΔcD a Δt b Δt c Δt d Δt en geldt dus voor een reactie in een homogeen stelsel (oplossingen en gassen):! m mA + nB —> pC + qD' ' met v = k[A] [B]n waarbij m,n,p en q = coëff en k is de reactiesnelheidsconstante. Bovenstaande regel is de wet van Guldberg-Waage en wordt gebruikt om de theoretische reactiesnelheid te berekenen.! - De werkelijke orde vd reactie/ de werkelijke reactiesnelheid wordt berekend mbv exponenten x en y op de plek van respectievelijk m en n in de vorige formule. X en y experimenteel bep.! - In deze oefeningencursus gaan we er steeds vanuit dat werkelijke orde = theoretische orde.! - De traagste stap ve reactie is snelheidsbepalend.! - De reactiesnelheidsconstante k (geen eenheid) wordt bep. door conc., temp. en aanw. katalysator.!

Stappenplan: 1) Analyse: - Vraagstuk lezen en bepalen of het gaat over reactiesnelheid.! - Geg. + gevr. noteren.! - Reactievgln in evenwicht schrijven.! - Limiterend reagens: nvt indien reactie zijn einde niet bereikt in het vraagstuk.! - Molverhouding bepalen indien nodig.! 2) Planning: m n - Schrijf de formule vd reactiesnelheid die bij de reactie hoort: v = k[A] . [B] ! - Indien bv. k gevraagd is, zal v0 gegeven zijn en zullen we de conc.’s berekenen mbv geg.! - Indien gevraagd wordt hoeveel van elk reagens na een aantal % omzetting nog aanwezig is, maken we gebruik van een v-t-n-schema.! 3) Uitwerking: - Eerst reactiesnelheid of reactieconstante berekenen.! - Indien gevraagd naar de hoev. van elk reagens na % omzetting aanwezig, vervolgens een v-t-nschema opstellen.! 4) Controle: - Klopt wat er berekend is?! - Zijn alle gevraagde berekend, hebben ze de juiste eenheden en juist # BC?! Bekijken en maken opgaven p.32-34

H3) Chemisch evenwicht en evenwichtsreacties: 3.1) Inleiding: - Uitwendig waarneembare veranderingen zoals kleuromslag, gasontw., neerslagvorming, etc. wijzen steeds op verloop van inwendige verschijnselen, met ontstaan van nieuwe bindingen.!

- Indien waarneembare veranderingen stilvallen wil dit niet zeggen dat de reactie stilvalt.! - Dit wil zeggen dat de toestand ongewijzigd blijft maar er feitelijk voortdurend bindingen worden gebroken en evenveel gelijkaardige bindingen ontstaan = dynamisch evenwicht

3.2) De evenwichtsconstante K: Een reactie zal in zeker mate ook naar links verlopen op hetzelfde moment dat ze naar rechts verloopt. Moleculen vd producten botsen nl. ook tegen elkaar en als die efficiënt zijn ontstaan nieuwe reagentia. Zo’n reacties noemt men evenwichtsreacties.! - Homogeen evenwicht: alle bij de reactie betrokken stoffen zitten in dezelfde fase.! - Heterogeen evenwicht: versch. aggregatietoestanden zn bij het chemisch evenwicht betrokken.! - Dubbele pijl () geeft een evenwichtsreactie weer, waarbij een v1 naar rechts is en een v2 naar links. v1 = k1.[A] a. [B] ben v2 = k2.[C] c .[D] d - Eerst zal v1 zeker groter zn dan v2. Doordat reagentia verdwijnen en producten vormen, naderen v1 en v2 elkaar, zodat op een bep. moment v1 = v2 (=dynamisch evenwicht).! - Hierbij geldt dus dat k1.[A] . [B] = k2.[C] c .[D] d - De verhouding k1/k2 = K = [C] c . [D] d = [A] a .[B]b = evenwichtsconstante! Opmerkingen p.28-29 lezen => Voor evenwichtsreactie waarbij alle deelnemende stoffen gassen zijn geldt:! c d a b

7  /  18

(1)'

Toegepaste chemie samenvatting

Kp = k1’/k2’ = pC .pD / pA .pB

3.3) Factoren die chemisch evenwicht beïnvloeden: De ligging vh evenwicht, en dus vd opbrengst ve reactie kan beïnvloed worden door # factoren.! 3.3.1) De temperatuur: K = k1/k2 = A1 . e / (A2 . e ) of K = A1/A2. e ' zie schema p.30! => E1-E2 = ΔH' Deze is...