Reactiesnelheid en katalyse (Scheikunde vwo), les 1: Uitleg

• newEditor
• Scheikunde
• Middelbare school
• vwo
• Leerjaar 4-6

Introductie

Uitleg over reactiesnelheid en katalyse voor vwo scheikunde: s = Δc / Δt uit tabel of grafiek (ook met raaklijn), de molverhouding, botsende deeltjes, activeringsenergie, het energiediagram met katalysator en de invloed op de insteltijd. Met 2 animaties en controlevragen. Docent: reactiemechanismen en snelheidsbepalende stap staan in de les over organische reacties.

Vuurwerk boven Washington D.C., 2008: zeer snelle reacties (publiek domein)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Reactiesnelheid en katalyse

Examenstof scheikunde vwo

Les 1 van 3: uitleg. Les 2 is de examentraining, les 3 de terugblik met quiz. Syllabus: R3.1, R3.2, R&A1.2 (reactiesnelheid), R4.3, R5.1 (activeringsenergie, katalysator, overgangstoestand). Image credit: Carol M. Highsmith / Wikimedia Commons, publiek domein

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Wat ga je kunnen?

Ik kan veranderingen in de reactiesnelheid verklaren met botsende deeltjes en de reactiesnelheid berekenen uit een tabel of grafiek.

Welke reacties gaan snel, welke langzaam, en wat zou je willen veranderen?

Verwacht: ontbranding, vuurwerk, ontploffing (snel); roesten, bederf, verwering (langzaam). Vraag door: wat zou je willen versnellen (productie van een stof) en wat willen vertragen (bederf, corrosie)? Koppel aan de les: wat bepaalt de snelheid en hoe reken je eraan. Veelgemaakte misvatting: een reactie die veel energie levert is daarom snel. Syllabus R3.

Roest op ijzer: een langzame reactie (foto: Laitr Keiows, CC BY-SA 3.0)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Reactiesnelheid s

• De reactiesnelheid s is de verandering van een concentratie per tijdseenheid: s = Δc / Δt.

• Eenheid: mol L⁻¹ s⁻¹. Je rekent met de grootte van Δc, dus s is positief.

• Je kunt s nemen van een beginstof (c daalt) of van een product (c stijgt).

• Roesten heeft een kleine s, een ontbranding een zeer grote s.

Syllabus R&A1.2: reactiesnelheid, symbool s, eenheid mol L⁻¹ s⁻¹, relatie s = Δc / Δt. Veelgemaakte fout: s verwarren met de totale hoeveelheid product; s zegt hoe snel c verandert, niet hoeveel er uiteindelijk ontstaat. Kijkvraag bij de foto: roest ontstaat langzaam, noem een reactie met een zeer grote s. Image credit: Laitr Keiows / Wikimedia Commons, CC BY-SA 3.0

c(H₂O₂) tegen de tijd, met de raaklijn bij 40 s (eigen figuur)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Snelheid uit een grafiek

• Tussen twee tijdstippen geeft Δc / Δt de gemiddelde snelheid in dat interval.

• 0 tot 40 s: s = (1,00 − 0,40) / 40 = 1,5·10⁻² mol L⁻¹ s⁻¹.

• Op één tijdstip: teken de raaklijn en bereken Δc / Δt van die lijn.

• Raaklijn bij 40 s: s = 0,76 / 83 = 9,2·10⁻³ mol L⁻¹ s⁻¹.

Syllabus R&A1.2 (s = Δc / Δt). Controle: (1,00 − 0,40) / 40 = 0,60 / 40 = 0,015 = 1,5·10⁻² mol L⁻¹ s⁻¹. Raaklijn: gestippelde lijn door (0 s; 0,76 mol L⁻¹) en (83 s; 0 mol L⁻¹), dus Δc = 0,76 en Δt = 83 s; 0,76 / 83 = 9,157·10⁻³, met twee significante cijfers 9,2·10⁻³ mol L⁻¹ s⁻¹. De snelheid bij 40 s ligt tussen de gemiddelde snelheid van 0 tot 40 s (1,5·10⁻²) en die van 40 tot 80 s ((0,40 − 0,16) / 40 = 6,0·10⁻³): de lijn wordt steeds vlakker omdat de beginstof opraakt. Bij een raaklijn is afleesonnauwkeurigheid normaal; op het examen is een marge toegestaan. Veelgemaakte fouten: de helling tussen twee meetpunten als snelheid op één tijdstip nemen, en Δt en Δc omdraaien. Kijkvraag: waarom is de raaklijn bij 0 s steiler dan bij 80 s? Image credit: Eigen figuur voor deze les

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Snelheid per stof

• De concentraties veranderen volgens de molverhouding in de reactievergelijking.

• 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂: per 2 mol H₂O₂ die verdwijnt, ontstaat 1 mol O₂ in hetzelfde volume.

• Dus s(O₂) = ½ · s(H₂O₂): de snelheid van een stof is evenredig met zijn coëfficiënt.

• Voorbeeld: s(H₂O₂) = 9,2·10⁻³ mol L⁻¹ s⁻¹ geeft s(O₂) = 4,6·10⁻³ mol L⁻¹ s⁻¹.

• Vraagt een opgave om s, kijk dan eerst om welke stof het gaat.

Syllabus R&A1.1 (molverhouding) en R&A1.2 (s). Reactievergelijking klopt: links 4 H en 4 O, rechts 4 H en 2 O + 2 O = 4 O. Controle: 9,2·10⁻³ / 2 = 4,6·10⁻³. Veelgemaakte fout: de coëfficiënt verkeerd om gebruiken (s(O₂) = 2 · s(H₂O₂)), of s van de reactie noemen zonder te zeggen om welke stof het gaat. Kijkvraag: welke stof heeft de grootste s als de coëfficiënten 2, 2 en 1 zijn?

c(A): 0,80 → 0,45 mol L⁻¹ in 25 s. Bereken s.

s = Δc / Δt = (0,80 − 0,45) / 25 = 0,35 / 25 = 1,4·10⁻² mol L⁻¹ s⁻¹ (twee significante cijfers). Verwachte fouten: Δt en Δc omdraaien (25 / 0,35 = 71) of de eenheid vergeten. Syllabus R&A1.2.

Vul in

De snelheid op één tijdstip bepaal je met de raaklijn in de c-t grafiek; Δc / Δt tussen twee tijdstippen geeft de gemiddelde snelheid.

raaklijn

gemiddelde

molverhouding

insteltijd

Begrippen van dia 2. Verwachte fout: de helling tussen twee meetpunten als snelheid op één tijdstip zien. Syllabus R&A1.2.

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Botsende deeltjes en activeringsenergie

• Volgens het botsende-deeltjesmodel reageren deeltjes alleen als ze met elkaar botsen.

• De meeste botsingen zijn niet effectief: de deeltjes kaatsen terug en er gebeurt niets.

• Een effectieve botsing heeft genoeg energie: bindingen breken en er ontstaat een product.

• De minimale energie voor een effectieve botsing is de activeringsenergie (Eₐ).

• s hangt af van twee dingen: hoe vaak deeltjes botsen en welk deel van de botsingen effectief is.

Syllabus R3.1 en R3.2 (botsende deeltjesmodel, activeringsenergie) en R5.1 (activeringsenergie). Het begrip activeringsenergie is hier de minimale energie van een botsing; in blok 3 komt het energiediagram. Veelgemaakte fout: denken dat deeltjes alleen hoeven te raken om te reageren. Voorbeeld voor de klas: een lucifer brandt niet vanzelf, pas na het strijken hebben de botsingen genoeg energie. Kijkvraag: wat gebeurt er met de deeltjes bij een botsing die niet effectief is?

Graansilo's, Ritzville (VS): graanstof kan ontploffen (foto: Guywelch2000, CC BY 4.0)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Concentratie, druk, verdelingsgraad

• Hogere concentratie: meer deeltjes per liter, dus meer botsingen per seconde.

• Bij een gas geeft hogere druk (T gelijk) een hogere concentratie.

• Bij vaste stoffen telt de verdelingsgraad: fijner verdeeld is meer oppervlak voor botsingen.

• Dit verandert alleen het aantal botsingen, niet het aandeel dat effectief is.

Syllabus R3.1: concentratie, druk, verdelingsgraad. Bij gelijke temperatuur verandert het aandeel effectieve botsingen niet. Bij reacties tussen vloeistoffen of opgeloste stoffen heeft druk vrijwel geen invloed omdat de concentraties nauwelijks veranderen. Veelgemaakte fout: zeggen dat de deeltjes sneller gaan bewegen bij hogere druk of concentratie; dat gebeurt alleen bij hogere temperatuur. Foto: fijn graanstof in de lucht heeft zo veel oppervlak dat het snel met zuurstof reageert; daarom bestaan er in de industrie maatregelen tegen stofontploffingen. Kijkvraag: wat is er gelijk in een brok en een poeder van dezelfde massa, en wat is anders? Image credit: Guywelch2000 / Wikimedia Commons, CC BY 4.0

Schematische animatie: verdeling van botsingsenergieën bij lage en hoge temperatuur

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Temperatuur

• Bij hogere temperatuur bewegen de deeltjes gemiddeld sneller en botsen ze vaker.

• Belangrijker: een veel groter deel van de botsingen heeft minstens de activeringsenergie.

• In de animatie schuift de verdeling op: het gearceerde deel (E ≥ Eₐ) wordt groter.

• Daardoor stijgt s sterk, ook al neemt het aantal botsingen maar weinig toe.

Syllabus R3.1: temperatuur. De animatie is een model (energieverdeling van botsingen): de lijn is de activeringsenergie, het gearceerde deel is het aandeel botsingen met genoeg energie. De verdeling is schematisch; er staan bewust geen getallen bij. Veelgemaakte fout: alleen zeggen dat de deeltjes vaker botsen; het grote effect is dat een groter deel effectief is. Kijkvraag: wat is er in de animatie gelijk gebleven, en wat is er veranderd rechts van de lijn? Image credit: Eigen animatie voor deze les

Vul in

Een hogere concentratie of verdelingsgraad geeft meer botsingen per seconde; een hogere temperatuur vergroot het aandeel effectieve botsingen.

concentratie

verdelingsgraad

aandeel

activeringsenergie

insteltijd

Begrippen van dia 5 en 6. Verwachte fout: temperatuur alleen koppelen aan vaker botsen. Syllabus R3.1.

Een gasmengsel gaat bij gelijke T van 2,0 L naar 1,0 L. Wat gebeurt er met s?

A

s neemt toe: de deeltjes krijgen meer energie

B

s blijft gelijk: de temperatuur is niet veranderd

C

s neemt toe: de concentraties worden twee keer zo groot

D

s neemt af: de deeltjes hebben minder ruimte

Kleiner volume bij gelijke T betekent een grotere concentratie en dus meer botsingen per seconde; de energie per botsing blijft gelijk. Verwachte fout: de temperatuur erbij halen. Syllabus R3.1.

Energiediagram van dezelfde reactie zonder en met katalysator (eigen figuur)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Energiediagram met katalysator

• Een katalysator versnelt een reactie en wordt zelf niet verbruikt.

• Hij biedt een reactieweg met een lagere activeringsenergie.

• Het hoogste punt is de overgangstoestand (geactiveerde toestand); die ligt met katalysator lager.

• Beginstoffen, producten en reactiewarmte blijven gelijk; alleen de weg ernaartoe verandert.

Syllabus R3.2 en R5.1 (activeringsenergie, overgangstoestand/geactiveerde toestand, invloed van een katalysator). Eₐ is het verschil tussen de energie van de overgangstoestand en die van de beginstoffen. Het energiediagram als geheel (endotherm, exotherm, reactiewarmte) komt in de les Energie bij reacties aan bod. Veelgemaakte fouten: denken dat een katalysator de producten of de reactiewarmte verandert, of dat hij wordt verbruikt. Kijkvraag: welke twee niveaus liggen voor beide routes op dezelfde hoogte? Image credit: Eigen figuur voor deze les

Animatie: c(product) tegen de tijd, met en zonder katalysator (eigen animatie)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Katalysator en evenwicht

• Heen- en terugreactie worden even veel versneld, want de overgangstoestand ligt in beide richtingen lager.

• De insteltijd wordt korter: het evenwicht is eerder bereikt.

• De ligging van het evenwicht en K veranderen niet (zie de les Chemisch evenwicht).

• De hoeveelheid product in evenwicht is dus gelijk, maar sneller bereikt.

Syllabus R4.3: invloed van een katalysator op insteltijd, ligging en reactiesnelheid. In de animatie lopen beide grafieken naar hetzelfde evenwichtsniveau. De uitwerking met K en Q staat in de les Chemisch evenwicht; hier gaat het om de koppeling met de activeringsenergie: één lagere overgangstoestand versnelt beide richtingen. Veelgemaakte fout: denken dat een katalysator meer product geeft. Kijkvraag: wat is er aan het einde van de animatie gelijk voor beide grafieken? Image credit: Eigen animatie voor deze les

Ontleding van H₂O₂ met een katalysator: het schuim vangt O₂ (foto: Passavitch, CC BY-SA 4.0)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Een katalysator in actie

• Waterstofperoxide ontleedt uit zichzelf langzaam: 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂.

• Met een katalysator (bijv. jodide-ionen) komt veel O₂ per seconde vrij; zeep vangt het gas.

• De katalysator staat niet in de vergelijking en is na afloop nog even veel aanwezig.

• Een enzym is een biokatalysator; de werking komt aan bod in de les Biomoleculen.

Syllabus R3.2 (katalysator) en R4.3. Alleen als demonstratie door de docent, met veiligheidsbril en handschoenen: geconcentreerd waterstofperoxide is bijtend en de reactie verloopt heftig en warm. Reactievergelijking klopt: links 4 H en 4 O, rechts 4 H en 4 O. De katalysator wordt in een reactievergelijking boven de pijl gezet of weggelaten. Enzymen en het enzym-substraatcomplex staan in de les Biomoleculen (syllabus L2.1). Veelgemaakte fout: de katalysator meetellen in de vergelijking of denken dat hij opraakt. Kijkvraag: waarom ontstaat het schuim zo snel? Image credit: Passavitch / Wikimedia Commons, CC BY-SA 4.0

Wat ligt in het energiediagram lager met een katalysator?

A

De overgangstoestand

B

De energie van de beginstoffen

C

De energie van de producten

D

Het verschil tussen beginstoffen en producten

Alleen de piek (overgangstoestand, dus Eₐ) wordt lager. Begin- en eindniveau en hun verschil blijven gelijk. Syllabus R5.1.

Zet op volgorde: hoe een katalysator s vergroot

1

Er komt een route met lagere activeringsenergie

2

Een groter deel van de botsingen is effectief

3

De reactiesnelheid s neemt toe

4

Er zijn meer effectieve botsingen per seconde

Keten van oorzaak naar gevolg, zoals op dia 7. Syllabus R3.2.

Wat vond je vandaag het lastigst?

1

Rekenen met s = Δc / Δt

2

De raaklijn in een grafiek

3

Verklaren met botsende deeltjes

4

Katalysator en energiediagram

Gebruik de uitslag om te bepalen welk onderdeel je nog eens met een voorbeeld doorneemt.

Welke factor verklaar je het zekerst?

Persoonlijke reflectie, geen goed of fout. Verwacht: concentratie en verdelingsgraad gaan over het aantal botsingen; temperatuur en katalysator gaan ook over het aandeel effectieve botsingen. Laat leerlingen in één zin zeggen waar ze nog twijfelen.

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Begrippen (1/2)

• reactiesnelheid: verandering van c per seconde; s = Δc / Δt in mol L⁻¹ s⁻¹

• botsende-deeltjesmodel: deeltjes reageren alleen als ze botsen

• effectieve botsing: botsing met genoeg energie waarbij een reactie optreedt

• activeringsenergie: minimale energie voor een effectieve botsing, Eₐ

• overgangstoestand: hoogste energieniveau tijdens de reactie (geactiveerde toestand)

EXAMENSTOF SCHEIKUNDE · REACTIES · SNELHEID

Begrippen (2/2)

• concentratie en druk: meer deeltjes per liter, dus meer botsingen per seconde

• verdelingsgraad: fijner verdeeld is meer oppervlak voor botsingen

• temperatuur: groter deel van de botsingen is effectief

• katalysator: lagere Eₐ via een andere reactieweg, wordt niet verbruikt

• insteltijd: tijd tot het evenwicht is bereikt; korter met katalysator