Reactiesnelheid - Chemie - Theorie - Toelatingsexamens arts en tandarts

Reactiesnelheid

Reactiesnelheid

Voorwoord

Deze theoriehoofdstukken werden in eerste instantie samengesteld om in de theorie te voorzien die vereist is voor het afleggen van de toelatingsexamens arts en tandarts, maar heeft mettertijd een bredere bestemming gekregen, waardoor meer theorie voorzien is dan gekend moet zijn voor het toelatingsexamen. Toch is de theorie relatief beknopt gehouden: ze is vooral bedoeld voor wie het allemaal al eens gezien heeft en wil herhalen en daardoor zijn basis verstevigen. Ik denk dat ze daardoor nuttig kan zijn bij de voorbereiding van die toelatingsexamens, voor olympiades of voor een herhaling van leerstof voor het aanvangen van hogere studies. Maar als je besluit dit document te gebruiken voor welke test dan ook, check dan zelf welke leerstof gekend moet zijn op de officiële sites.
De auteur van dit document kan in geen enkel geval aansprakelijk gesteld worden voor eventuele gevolgen van of schade die kan ontstaan uit het gebruik van dit document.

Activeringsenergie

Om een chemische reactie te laten doorgaan is er vaak een activeringsenergie (EA) nodig.
Eenheid EA: kJ/mol
Ligt het energieniveau van de reactieproducten lager dan dat van de reactanten, dan spreekt men van een exo-energetisch reactieproces (zoals in dit voorbeeld).
In het tegenovergestelde geval is het een endo-energetisch proces.

Exotherm en endotherm

De energie die vrijkomt of opgenomen wordt is vaak onder de vorm van warmte.
Men spreekt van een endotherm (warmte opgenomen) of exotherm (warmte komt vrij) proces.
Een exotherm proces in de metallurgie.

Reactie-enthalpie

De inwendige energie U (bindingen,…) van de producten verschilt van de inwendige energie van de reagentia.
Het verschil hiertussen noemt men de reactie-enthalpie, voorgesteld als DH = Up - Ur.
Als DH < 0 dan is de reactie exotherm (exo-energetisch).
Als DH > 0 dan is de reactie endotherm (endo-energetisch).
Als DH = 0 dan is de reactie temperatuursneutraal (energieneutraal).
(Opmerking: we gaan er hier van uit dat er geen arbeid geleverd wordt tijdens het reageren, bijvoorbeeld door druk- of volumeveranderingen).

Berekening reactie-enthalpie

Hoe kan men de reactie-enthalpie voor een reactie berekenen?
Wel er zijn tabellen met vormings-enthalpieën van bepaalde verbindingsreacties.
Door de reactievergelijking te ontbinden in verschillende van deze verbindingsreacties kan men de globale reactie-enthalpie berekenen.

Voorbeeld

Bereken de reactie-enthalpie van:
C(v) + ½ O2 -> CO(g)
Oplossing:
In tabellen vindt men:
C(v) + ½ O2 -> CO2 (g) DH = -393,5 kJ/mol
CO(g) + ½ O2 -> CO2(g) DH = -283 kJ/mol
Men kan deze reacties combineren:
C(v) + ½ O2 -> CO2 (g) DH = -393,5 kJ/mol
CO2(g) -> CO(g) + ½ O2 DH = +283 kJ/mol
En de som is:
C(v) + ½ O2 -> CO(g) DH = -393,5 + 283 = -110,5 kJ/mol
DH < 0 dus er komt warmte vrij

Reactiesnelheid

Voor deze reactie is de gemiddelde reactiesnelheid over een tijdsinterval Dt:
De ogenblikkelijke snelheid op tijdstip t is dan:
A -> B + C
v = -
v = -
De eenheid van reactiesnelheid is mol / (liter.s)
Roesten van ijzer heeft een lage reactiesnelheid

Reactiesnelheid

Bijvoorbeeld, uit de reactievergelijking:
volgt dat:
A + 2 B -> 3 C + 4 D
v = -
= - ½
= 1/3
= 1/4

Invloed van de concentratie

Een hogere concentratie van de reagerende stoffen geeft meer kans op botsingen en dus ook op reactie en dus een hogere reactiesnelheid.
Naarmate de concentratie reagens afneemt, daalt de reactiesnelheid.
concentratie
producten
Reactanten

Theoretische reactiesnelheid

De theoretische reactiesnelheid voor een reactie:
mA + nB -> pC + qD
wordt gegeven door:
v = k . [A]m[B]n
k is de reactiesnelheidsconstante, ze is afhankelijk van de temperatuur.
De getalwaarde van k komt dus overeen met die van de reactiesnelheid als de concentratie van alle reagentia 1 mol/liter bedraagt.

In de praktijk

Deze formule geldt doorgaans echter enkel voor reacties in één stap. Als er tussenstappen zijn, is het de traagste tussenstap die snelheidsbepalend is.
Daarom dat de formule van de theoretische reactiesnelheid vaak niet opgaat. In praktijk geldt voor de reactie mA + nB -> pC + qD:
v = k . [A]x[B]y
waarbij x en y experimenteel moeten bepaald worden.
x + y noemt men de (totale) orde van een reactie.
De orde in A is x
De orde in B is y

Eenheid van k

De eenheid van k is afhankelijk van de reactieorde:
Voor een nulde ordereactie is de eenheid mol·l-1·s-1
Voor een eerste ordereactie is de eenheid s-1
Voor een tweede ordereactie is de eenheid l·mol-1·s-1
Enzovoort, elke keer vermenigvuldigd met l/mol.

Invloed van de temperatuur

Botsingsmodel: deeltjes botsen en interageren zo met elkaar.
Een hogere temperatuur maakt dat de bewegingsenergie van de deeltjes stijgt, waardoor ze vaker en heviger botsen en waardoor de reactiesnelheid stijgt.
De reactiesnelheid verdubbelt ongeveer per verhoging van 10°C.
Lichtenergie doet de reactiesnelheid ook toenemen.

Vergelijking van Arrhenius

De vergelijking van Arrhenius voorspelt de mate van een chemische reactie, dat wil zeggen de reactiesnelheid, bij een bepaalde temperatuur.
Waarbij:
k: de reactiesnelheidsconstante voor de beschouwde reactie bij een bepaalde temperatuur.
A: de pre-exponentiële factor of de frequentiefactor specifiek voor elke reactie. Deze verandert nauwelijks bij een verhoging van de temperatuur. (ook EA is onafhankelijk van T).
De factor achter A, e-EA/RT verandert typisch met een factor van ongeveer 2 bij een temperatuursverhoging van 10 K (bij reacties die goed verlopen bij kamertemperatuur).
Men kan zien dat verhogen van de temperatuur of verlagen van de activeringsenergie (bijvoorbeeld door het gebruik van katalysatoren) de reactiesnelheid verhoogt.
k = A . e

Bepalen van E_A met Arrhenius-plot

Men kan met de vergelijking van Arrhenius EA van een reactie bepalen. Aangezien ln(k) = ln(A) – EA/R . 1/T kan men ln(k) uitzetten tegen 1/T en de richtingscoëfficiënt van de rechte is dan -EA/R, waaruit men dan de EA kan afleiden.
Arrhenius-plot (ln(k) – 1/T)
Conventionele plot (k-T)
Met EA gekend kan men dan bij eender welke T k en dus v bepalen

Katalysator

Een katalysator is een stof die een chemische reactie beïnvloedt, meestal is het een verhoging van de reactiesnelheid, en die zelf ongewijzigd blijft (bvb. enzymen in het lichaam).
De katalysator zal de activeringsenergie verlagen door de vorming van tussenproducten:

Katalysator

Bijvoorbeeld, suiker kan met zuurstof reageren om koolstofdioxide te vormen, maar de activeringsenergie is zo groot dat dit niet gebeurt.
Daarvoor zijn er in ons lichaam allerlei enzymen (katalysatoren) die via allerlei tussenproducten de reactie wel laten doorgaan.

Invloed van verdelingsgraad

Grotere verdeeldheid van de reagerende stoffen geeft een groter contactoppervlak, waardoor de snelheid van de reactie stijgt.
Botsingen tussen deeltjes kunnen alleen plaatsvinden aan de oppervlakte van een stof. Bij een fijnere verdelingsgraad, dus een groter contactoppervlak, kunnen er meer deeltjes botsen. Hierdoor neemt de reactiesnelheid toe.
Bijvoorbeeld, een vaste stof in fijn poeder verdelen geeft meer oppervlakte en dus grotere reactiesnelheid.
Suikerkristallen.
Suiker in fijnere verdeling.