H5.1 en 5.2- Energie, reactie en reactiewarmte

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo
• Leerjaar 4

Introductie 

Sommige reacties verlopen niet of nauwelijks, terwijl andere reacties explosief verlopen. Met een katalysator kun je reacties sneller laten verlopen. Bij alle reacties is sprake van een energie-effect. Een reactie kan aflopend zijn, maar er kan zich ook een evenwicht instellen. Al deze onderwerpen komen aan bod in de komende lessen met onderwerpen uit Hfst 5 en 6

Paragraaf 5.1

5.1.1 Je kunt het energie-effect van een reactie weergeven in een
      energiediagram en uit een energiediagram het energie-effect aflezen.

5.1.2 Je kunt redeneren over energieomzettingen bij chemische     
          processen en daarbij de wet van behoud van energie gebruiken.

5.1.3 Je kunt de duurzaamheid van een brandstof of energiebron
          beoordelen op basis van emissies en energieopbrengst.

Paragraaf 5.2

5.2.1 Je kunt de reactiewarmte van een reactie berekenen
         met behulp van de vormingswarmte.

5.2.2 Je kunt het rendement als percentage van de
          theoretische opbrengst gebruiken in berekeningen aan
          energieomzettingen.

Waarom leer je dit?

Wanneer een reactie energie nodig heeft om te verlopen, moet een bedrijf energie inkopen. Het is belangrijk om te kunnen berekenen hoeveel energie er nodig is.

Wanneer er bij een reactie warmte vrijkomt, moet de reactor gekoeld worden, om te zorgen dat deze niet oververhit raakt. Dit zou bijvoorbeeld kunnen leiden tot een explosie. Het is daarom belangrijk om te kunnen berekenen hoeveel warmte er vrijkomt.

Wet van behoud van energie

• Energie kan niet verloren gaan!
• Energie kan wel van vorm veranderen  (energie-omzetting), bijvoorbeeld:

      chemische energie --> warmte (bij verbranden van aardgas)

      chemische energie --> licht (bij verbranden van Mg)

      chemische energie --> elektrische energie (in een batterij)

Kwaliteit van energie: Hoeveel wordt
omgezet in nuttige energie?

Verdampen van alcohol.

1. exotherm
2. endotherm

Ontstaan van rijp op grassprietjes
("rijpen" = fase-overgang g --> s)

1. exotherm
2. endotherm

ENDOtherm

EXOtherm

Als het proces de ene kant op warmte kost, dan komt er bij het omgekeerde proces warmte vrij. 

    (Wet van behoud

            van energie)

Elektrolyse van water

1. exotherm
2. endotherm

Vorming van water uit waterstof en zuurstof

1. exotherm
2. endotherm

Verbranden van aardgas

1. exotherm
2. endotherm

Hoe zie je aan de temperatuurverandering of een reactie endo- of exotherm is?

Bij oplossen van natriumhydroxide in water stijgt de temperatuur van de oplossing.

1. exotherm
2. endotherm

Natriumhydroxide en zoutzuur van 18 °C worden samengevoegd.
Na de reactie is de temperatuur 23 °C

1. deze reactie is exotherm, want de stoffen worden warmer
2. deze reactie is endotherm, want de stoffen worden warmer
3. deze reactie is exotherm, want de omgeving wordt warmer
4. deze reactie is endotherm, want de omgeving wordt warmer

Bekijk op de volgende dia het filmpje van een chemische reactie tussen twee vaste stoffen.

Welke stoffen hebben de meeste energie: de beginstoffen of de reactieproducten?

De reactie was endotherm

De temperatuur daalde, dus er is energie opgenomen uit de omgeving.

Deze energie is opgenomen door de stoffen.

De reactieproducten hebben dus meer energie dan de beginstoffen waar je mee begon

Energiediagram

In een energiediagram wordt de chemische energie (E) van de beginstoffen en van de reactieproducten weergegeven:

• bij een exotherme reactie hebben de beginstoffen MEER   
    energie dan de reactieproducten
• bij een endotherme reactie hebben de beginstoffen MINDER
    energie dan de reactieproducten

Vraag

kun je een energiediagram tekenen?

WAAROM ONTBRANDT EEN LUCIFER NIET UIT ZICHZELF?

Bij een exotherme reactie komt er energie vrij. 

De eindproducten bevatten minder energie dan beginproducten.

Het netto energie-verschil is negatief.

Bij een  endotherme reactie moet continu energie worden toegevoegd. 

De eindproducten bevatten meer energie dan de beginproducten.

Het netto energie verschil is positief.

Reactiewarmte

Wet van behoud van energie: bij een proces verandert alleen de soort energie, niet de hoeveelheid. 

Chemische reactie = de energie van stoffen

Deze kan worden omgezet  in andere energievormen zoals warmte, licht, kinetische energie (= beweging) en/of elektrische energie.

De verandering in chemische energie tijdens een reactie is:

 ΔE = E reactieproducten – E beginstoffen

Reactiewarmte

Energie-effect:

Een reactie waarbij energie vrijkomt noemen we exotherm. Er komt meer energie vrij dan dat nodig is voor de reactie. ∆ E = negatief.

Een reactie waarbij energie nodig is noemen we endotherm. Er is meer energie nodig dan dat er vrijkomt. ∆ E = positief.

Kijk altijd vanuit de stof.

Reactiewarmte

In een energiediagram geef je weer hoeveel energie stof(fen) opnemen en afstaan. Dit moet je kunnen tekenen.

Fotosynthese:                                       Verbranding van glucose: 

6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2        C6H12O6 + 6O2 → 6CO2  6H2O

Een verbranding is een endotherm/exotherm proces (1),
omdat er energie vrijkomt/nodig is (2).
(20 s)

1. endotherm (1) nodig (2)
2. endotherm (1) vrijkomt (2)
3. exotherm (1) nodig (2)
4. exotherm (1) vrijkomt (2)

Reactiewarmte

Vormingswarmte:

De hoeveelheid energie die vrijkomt/nodig is, voor de vorming van 1 mol van een stof uit de elementen (niet-ontleedbare stoffen) Binas 57A/ B

De vormingswarmte van een element = 0 J/mol

Reactiewarmte

Berekening reactie-energie: houd rekening met coëfficiënten!

 

∆E = E vorming reactieproducten - E vorming beginstoffen

 ∆E = (q x E vorming stof C + r x E vorming stof D) - 

          (m x E vorming stof A + n x E vorming stof B)

Vormingswarmte (Binas tabel 57A)

De hoeveelheid warmte die vrijkomt of nodig is voor de vorming van 1 mol van die verbinding uit de niet-ontleedbare stoffen (elementen)

Reactiewarmte berekenen

ΔE = Ev(reactieproducten) − Ev(beginstoffen)

CH_4(g) + 2 O_2(g)  -->  CO_2(g)  + 2 H₂O(l)

Voorbeeld(zie binas tabel 57)

De vorming van lachgas uit de elementen stikstof en zuurstof:

  2 N₂ (s) + 2 O₂ (g) → 2 N₂O(g)  

vormingswarmte eind: 

2 mol N₂O = + 0,816 per mol * 2 = 1,632 x 10⁵ joule

vormingswarmte begin = 0 (want elementen)

reactiewarmte = eind- begin = 1,632 - 0 = 1,632 x 10⁵ joule

 

vormingswarmte per mol

Soms moet je de vormingswarmte per mol stof berekenen.

dan moet je dus nog delen door het aantal mol stof.

voorbeeld:

We hebben net de vormingswarmte van deze reactie berekend:

2 N2 (s) + 2 O2 (g) → 2 N2O(g)  = 1,632 x 105 joule

Dat is per mol N2O = (1,632:2) = 0,816*105 joule

geef de reactiewarmte van methanisering:

uitwerking

eind = CH₄     = -0,75 (binas 57B)
              2 H₂O = (gas, binas 57A) = -2,42 * 2 = -4, 84

Begin = 4 H₂ = element = 0 * 4 = 0

                  CO₂ = - 3,935 

totaal = eind - begin = (-0,75  + - 4,84) - (0 + -3,935) = -1,655*105 joule

Reactiesnelheid

Reactie:

Stoffen reageren wanneer er effectieve botsingen plaats vinden.

De atomen laten elkaar los en vormen nieuwe groepjes atomen.

Dit gebeurt alleen bij voldoende krachtige botsingen en wanneer dit op de juiste plaats gebeurt (botsende deeltjesmodel).

Reactiesnelheid:

De hoeveelheid stof (in mol) die in een bepaalde tijd (seconde)

verdwijnt of ontstaat in een bepaald volume (L).

Reactiesnelheid

Reactiesnelheid wordt groter door:

• Temperatuur verhogen
  
• Contactoppervlak vergroten
  
• Concentratie verhogen
  
• Katalysator toevoegen
  

Uitleg in paragraaf 2

0,1 gram magnesiumlint reageer sneller/langzamer (1) dan 0,1 gram magnesiumpoeder met zoutzuur omdat (2): (45 s)

1. sneller (1) het lint groter is (2)
2. sneller (1) de concentratie groter is (2)
3. langzamer (1) het contactopp. kleiner is (2)
4. langzamer (1) concentratie van het poeder kleiner is (2)

Een katalysator versnelt de reactie omdat deze:

(20 s)

1. zorgt voor meer effectieve botsingen
2. het contactoppervlak vergroot waardoor er meer effectieve botsingen zijn.
3. de activerinsenergie verlaagt
4. de deeltjes sneller laat bewegen

Reactiesnelheid

Katalysator/Enzym:

Een katalysator doet wel mee aan de reactie, maar raakt niet op.

Het wordt wel gebruikt, maar niet verbruikt. Een katalysator verlaagt 

de activeringsenergie.

Energieniveaus begin- en eind-

stoffen blijven gelijk.

∆E blijft dus ook gelijk.

Evenwichtsreacties

Soms kunnen stoffen heen, maar ook terug reageren.

Als heen- en teruggaande reactie even snel zijn, spreek je van evenwichtstoestand.

Omdat de hoeveelheden stof gelijk blijven (er ontstaat net zoveel als wordt omgezet), blijft de concentratie ook gelijk.