Hoofdstuk 1. Reakties in het algemeen

1.1 Hergroepering van deeltjes

1. fotosynthese (water + kooldioxide vormen glucose en zuurstof (gebruik zo mogelijk modellen)
2. de neerslagvorming van zilverchloride (uitgaande van NaCl(aq) e AgNO₃(aq))

1.2 Reagentia, produkten, reagentia in overmaat, secundaire producten.

1. Leg uit dat neerslagreakties verlopen in aanwezigheid van niet deelnemende stoffen.
2. Bedenk meer voorbeelden van reakties die verlopen in aanwezigheid van niet deelnemende stoffen.

Bijproducten

NaCl(aq) + AgNO₃(aq) AgCl(s) + NaNO₃(aq)

1.3 De reaktievergelijking

Reagentia Producten        (reaktievergelijking)

1. Je zorgt voor de juiste formules van de deelnemende stoffen;
2. Je maakt de vergelijking kloppend met de coéfficiënten;
3. Je voegt de aggregatiestoestanden toe aan elke stof: (s) (l) (g) (aq);
4. Van ionen schrijf je normaal ook de ionenformules op in de vergelijking. Alleen als er gerekend moet worden (reaktieberekeningen), dan is het handig om de empirische formules te gebruiken, ook voor stoffen die uit ionen zijn opgebouwd.

1. De fotosynthese
2. Calcium reageert met water en vormt 'gebluste kalk' en een gas. Geeft twee reakties: één in ionen en één in empirische formules.
3. De neerslagvorming bij het mengen van natriumhydroxide(aq) en koper(II)sulfaat(aq). (ook in ionenformules en empirische formules)
4. De vorming van amoniakgas uit de elementen
5. De ontleding van water
6. Krijt met zoutzuur
7. De vorming van ijzer(II)sulfaat uit de elementen
8. De verbranding van aardgas
9. De verbranding van benzine
10. De afgifte van twee electronen door een atoom Calcium

1.4 Reaktieberekeningen

Ca_(s) + 2H₂O_(l) Ca(OH)_2(aq) + H_2(g)

	Wat is de massa en volume (standaardomstandigheden) van koolstofdioxide dat gevormd wordt bij de volledige verbranding van 4,01 g methaan?
1	CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
2	Onderstreep die stoffen waarover je gegevens hebt of waarover iets wordt gevraagd. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
3	Dus, 1 mol CH4(g) reageert met 1 mol CO2(g) (verhouding is 1:1)
4	16 gram CH4(g) produceren 44 gram CO2(g) (hier passen we de molecuulmassa's toe)
5	in werkelijkheid hebben we niet 16 gram, maar slechts 4 gram voor de verbranding. De in te voeren factor is dan: 4/16. 4/16 x 16 gram CH4(g) produceren 4/16 x 44 gram CO2(g) tenslotte: standaardomstandigheden wil zeggen: bij temperatuur van 25oC en druk van 1 atm. Dan is 1 mol gas = 22,4 liter 1/16 x 44 = 11 gram CO2(g) wordt geproduceerd, dat is gelijk aan 4/16 mol = 4/16 x 22,4 liter CO2(g) = 5,6 liter

1. Een kloppende reaktievergelijking opstellen en de aggregatietoestanden toevoegen.
2. Onderstreep de stoffen waarover gegevens bestaan en waarover vragen gesteld worden.
3. Noteer de MOLVERHOUDING
4. Zet zonodig MOL om in andere eenheden
5. Voer de factor in om naar de gegeven hoeveelheden te gaan.

Hoofdstuk 2 Reakties en energie

2.1 Introductie

2.2 Reaktie-energie; exotherm & endotherm

Dus,
Tijdens een chemische reaktie treedt altijd verandering op van chemische energie.

Er zijn drie mogelijkheden:

1. De produkten hebben méér energie dan de reagentia

   In dit geval hebben de produkten dus energie gewonnen, wat alleen kan als het systeem van buitenaf energie heeft verkregen (ΔH > 0).

2. De produkten hebben minder energie dan de reagentia

   Hier hebben de reagentia dus energie verloren; het systeem heeft energie afgestaan naar buiten (ΔH < 0).

3. De produkten hebben een gelijke energie als de reagentia

   In dit geval is er sprake van een chemische evenwichtsreaktie (ΔH = 0).

   
   
   
   

   Energiediagrammen

   
   
   Als benzine reageert met zuurstof (twee behoorlijk energie-rijke stoffen) vormen zich de produkten water en koolzuurgas (twee stoffen met heel weinig interne energie). Het systeem verliest dus een boel energie. Die verdwijnt niet zomaar. Energie gaat niet verloren. Die komt naar buiten in de vorm van warmte, in dit geval.
   Het verschil in energie van de produkten en van de reagentia noemt men ook wel: de reaktie-energie met een symbool: ∆H.
   Als er energie wordt vrijgegeven door een systeem, krijgt ∆H een negatieve waarde. We spreken van een 'exotherme' reaktie.
   Als er energie wordt opgenomen door een systeem, krijgt ∆H een positieve waarde. We spreken van een 'endotherme' reaktie.
   
                
   reagentes formam produtos, seja sem ou com catalisador.
   ΔG^o geeft de reaktie-energie aan waarvoor men vaak ook het symbool ΔH gebruikt.
   E_ais de activerings-energie.
   
   Opdracht 22
   Zal het condenseren van waterdamp een exotherm of een endotherm proces zijn? Leg je antwoord uit.
   
   Opdracht 23
   Maak een energiediagram van "de verbranding van benzine".
   
   En zekere zin mag je zeggen: Er zijn "zwakke stoffen" (met weinig reactiviteit) en "sterke stoffen" (met veel reactiviteit).
   
   
   

   2.3 Activeringsenergie

   Het merendeel van de scheikundige reakties hebben "hulp" nodig, d.w.z., een soort startmotor om aan de gang te geraken.
   Zelfs de reaktie van benzine met zuurstof heeft een beetje 'activerings-energie' nodig: een vonkje of een lucifer of een electrische ontsteker.
   Andere reakties hebben soms juist erg veel activerings-energie nodig, zoals de vorming van ammoniak uit de elementen stikstof en waterstof.
   Verschillende vormen van energie kunnen scheikundige reakties op gang helpen: licht, beweging, warmte, electriciteit.
    
   Een katalysator kan flink veel invloed hebben op de benodigde activerings-energie. Er zijn reakties die zonder katalysator helemaal niet lukken, niet van start gaan.
   
   
   

   Explosieven

   Explosieve stoffen hebben niet alleen zeer veel interne, chemische energie, maar ook starten ze heel gemakkelijk en vormen ze ook nog eens veel gasvormige produkten. De reagentia (de explosieven) waren vast of vloeibaar, dus er is tijdens de reaktie enorme toename van volume in zeer korte tijd + het vrijkomen van heel veel energie.
   
   TNT = trinitrotolueen vormt de produkten: NO₂, CO₂ e H₂O. Allemaal in gasvorm.
   
   
   

   2.4 Reaktiestappen en hun energie

   Energie van de bindingen

   Als atomen chemisch aan elkaar worden gekoppeld is er altijd sprake van vrijkomende energie. Het systeem verliest dan energie. De waarde van ΔH krijgt een negatief teken. Dezelfde hoeveelheid energie is nodig om zo'n binding weer te verbreken, om die atomen weer van elkaar te verwijderen. Dan krijgt ΔH een positief teken. We hebben tabellen met bindingsenergiën. Zo'n tabel mag je dus op twee manieren lezen:
   1. als bindingen gemaakt worden, atomen samenkomen, dan gebruik je het bedrag met een min-teken
   2. als bindingen verbroken worden, atomen gaan uit elkaar, dan gebruik je hetzelfde bedrag met een plus-teken.
   
   Opdracht 24
   De bindingsenergie van het stikstofmolecuul is zeer hoog. Leg uit waarom.
   
   Elke stap van een reaktie komt met energieveranderingen, want elke stap betekent iets voor de deeltjes en de bindingen.
   
   
   Vuistregel:
   
   
   
   Bindingen verbreken, deeltjes uit elkaar halen, kost energie, is endotherm.
   
   
   
   Bindingen maken, deeltjes samenvoegen, levert energie op, is exotherm.
   
   
   of
   
   
   
   Verwijderen kost energie en samengaan levert energie op.
   
   
   De fundamentele stappen in een scheikundige reaktie zijn: verbreken van bindingen en weer nieuwe bindingen vormen.
   Om goed te begrijpen wat er bij een chemisch proces gebeurt, moet je je proberen voor te stellen wat de deeltjes doen.
   
   Bijvoorbeeld:
   Als je twee gassen, ammoniak en waterstofchloride, mengt vormt zich een witte rook van de vaste stof ammoniumchloride.
   Diverse reaktiestappen nemen deel aan de totaalreaktie:
   
   NH₃(g) + HCl(g) NH₄Cl(s)
   
   Een voordeel hier is dat de reagentia al gasvormig zijn, dus, het is hier niet nodig de deeltjes eerst uit elkaar te halen. (Meestal is dat wel zo en dat alleen al kost alweer energie).
   Van elk HCl-molecuul moet eerst een H—Cl binding worden verbroken, een endotherm proces, kost energie. Direct daarop kunnen de nieuwe bindingen N—H (resultaat: NH₄⁺) gemaakt worden en dat levert dan weer energie op, is een exotherm proces.
   
   De tabel in ons tabellenboek dat een aantal bindingsenergiën laat zien is tabel VI.
   
   1 mol H—Cl bindingen verbreken kost 432 kJ
   
   1 mol N—H bindingen maken levert op 391 kJ
   
   Als je dus alleen met deze gegevens rekening houdt, mag je de konklusie trekken: de totaalreaktie is endotherm (het kost meer dan het oplevert).
   
   Maar we zijn nog niet klaar:
   Er vormen zich ionen (1 mol ionen NH₄⁺ en 1 mol ionen Cl^-). En die ionen trekken elkaar aan, ze gaan bij elkaar zitten in een ionrooster, en dat samengaan levert ook flink wat energie op: Het vormen van 1 mol ionrooster NH₄Cl(s) levert 400 kJ op.
   Het totale proces wordt dan flink exotherm met een reaktie-energie van 391 + 400 - 432 kJ = 359 kJ per mol gevormd ammoniumchloride.
   
   Opdracht 25
   Als de elementen Natrium en Chloor met elkaar reageren, verloopt er een chemische reaktie die keukenzout produceert. Op basis van een goed kloppend gemaakte reaktievergelijking, en met behulp van de energietabel (tabel VI) moet je berekenen hoeveel energie er vrijkomt of nodig is bij de vorming van één mol keukenzout uit de elementen.
   Andere gegevens zijn:
   de atomen van Natrium bevinden zich in een metaalrooster. Daarna vormen zich Natrium-ionen door electronenverlies. De diatomische moleculen van Chloor moeten eerst uit elkaar en daarna pikt elk atoom een electron om een ion te vormen. Tenslotte gaan alle nieuwe ionen in een ionrooster zitten.
   
   Opdracht 26
   De vorming van water uit zijn elementen is een sterk exotherm proces (explosie).
   Het product, aanvankelijk in gasvorm (damp) wordt vloeibaar bij afkoeling.
   
   H₂(g) + ½O₂(g) H₂O(s)      ∆H < 0
   
   Geef alle stappen van dit proces tot aan het vloeibare water; elke stap met zijn energie. En bereken zo ook de totaal reaktie-energie.
   
   In het algemeen, maar zeker in de koolstofchemie, mogen de reaktiestappen onderverdeeld worden in:
   1. de start, of initiatie van de reaktie
   2. de hoofdreaktie, de vorming van het produkt
   3. slotreakties of terminatie
   Stappen 2 en 3 kunnen bijprodukten opleveren.
   
   
   
   

   Hoofdstuk 3 De Reaktiesnelheid

   3.1 Inleiding

   Elke scheikundige reaktie verloopt met een bepaalde reaktiesnelheid V die je als volgt kan definiëren:
   V = de hoeveelheid reagens dat per seconde verdwijnt, of: de hoeveelheid product dat per seconde wordt gemaakt.
   
   Waarom de ene reaktie zo snel verloopt en een andere juist erg langzaam, dat heeft te maken met een aantal factoren die deze snelheid beïnvloeden.
   
   
   

   3.2 Reaktiemechanisme / effectieve botsingen

   Elke reaktie heeft een reaktiemechanisme: De opeenvolging van verschillende reaktiestappen.
   
   
   Tijdens de stappen vormen zich tussenprodukten. Als er diverse stappen zijn hangt de totaalsnelheid af van de langzaamste stap.
   
   Opdracht 27
   Leg uit waarom de langzaamste stap de totaalsnelheid bepaalt.
   
   Er bestaan chemische reakties waarbij de deeltjes (moleculen bijvoorbeeld) - eenvoudigweg omdat ze voldoende energie bezitten - uit elkaar vallen, ontleden in een ontledingsreaktie. In dat geval hangt de reaktiesnelheid niet af van de aanwezigheid van andere deeltjes.
   Er zijn reakties van de eerste orde (unimoleculair) wat wil zeggen: de deeltjes hoeven niet te botsen met andere deeltjes om tot reaktie te komen. Ze kunnen zich spontaan delen in verschillende onderdelen.
   
   Opdracht 28
   De ontleding van Ozon wordt een 'unimoleculaire' reaktie genoemd of ook een reaktie 'van de eerste orde'. Leg deze uitspraak uit.
   
   Opdracht 29
   Analyseer de volgende grafiek van de ontleding van C¹⁴ in een eerste-orde-reaktie (unimoleculair).

   
   
   Een ander voorbeeld van een unimoleculaire reaktie is de ontleding van N₂O₄.
   Met voldoende energie zal het molecuul zich verdelen in twee delen (NO₂). Verder is dit een zeer elementaire reaktie: bstaat uit slechts één stap.
   
   Opdracht 30
   Leg uit dat deze ontledingsreaktie het omgekeerde is van de reaktie in de navolgende figuur:
   

   
   effectieve botsing
   
   De meeste scheikundige reakties zijn niet unimoleculair, maar bimoleculair: twee deeltjes moeten botsen en een effectieve botsing leidt dan tot een reaktie.
   Dat zijn geen elementaire reakties, ze hebben een gecompliceerd reaktiemechanisme met diverse stappen. Een bimoleculaire reaktie verloopt niet automatisch bij elke botsing. De botsing moet 'effectief' zijn.
   
   een niet effectieve botsing
   
   
   Opdracht 31
   Twee mogelijke mechanismen van de reaktie, ou verschillende stappen van de reaktie tussen moleculen van stikstofdioxide
   In geval I botsen twee moleculen en zo start de reaktie.
   In geval II splitst één molecuul en één van de producten botst met een ander molecuul.
   Vergelijk de twee mechanismen en zoek de verschillen.
   
   
   geval I
   
   
   
   
   geval II
   
   
   
   Voor de reaktiesnelheid is een formule afgeleid waarin de belangrijkste en invloedrijkste factoren zijn opgenomen. In woorden dus: de snelheid hangt af van de concentratie van de reagentia [ ], van de verdeling / oppervlak van de stof (homogeen of heterogeen), van de temperatuur (^oC ou K), en van de eventuele aanwezigheid van een katalysator.
   
   
   V ≈ [concentratie] x verdeling x energie van de deeltjes x katalysator.
   
   
   Op deze manier is deze formule tamelijk onbruikbaar. Je kunt hem vereenvoudigen door sommige omstandigheden constant te houden en zo alleen de variabele concentraties te behouden.
   We krijgen dan een wiskundige formule:
   
   
   V = k.[conc.]ⁿ
   
   
   
   1. V is de snelheid; k vertegenwoordigt het geheel van constant gehouden overige factoren.;
   2. ⁿ is de coëfficiënt van het reagens in de reaktievergelijking;
   3. Op deze wijze verschijnen de concentraties van elke homogene stof in de formule. De heterogene stoffen laat je weg.
   4. Een reaktie waarbij k een hoge waarde heeft, heeft 'sterke reagentia'
   5. Een reaktie waarbij k een lage waarde heeft, heeft 'zwakke reagentia'
   
   
   Opdracht 32
   Kontroleer de overeenkomst tussen de gegevens in de tabel en de gegevens in de grafiek
   Als je goed naar de drie grafieken kijkt, wat is dan je commentaar?
   
   
   
   Opdracht 33
   Waarom is het niet mogelijk om de concentratie van reagentia constant te houden gedurende een reaktie?
   
   Opdracht 34
   Geef de formule van de reaktiesnelheid van:
   H₂(g)+ Br₂(g) 2HBr(g)
   
   Belangrijk bij reaktiesnelheden is de reactiviteit van deeltjes. Er zijn deeltjes met een zeer hoge reactiviteit, die men wel "radicalen" noemt. Radicalen vormen zich - algemeen gesproken - onder invloed van licht en hebben als eigenaardigheid dat ze één of meer ongepaarde valentie-electronen bezitten
   
   Radicalen zijn neutraal.
   Voorbeelden: Cl·       Br·      —      C—C—O
   
   Opdracht 35
   Leg uit waarom Ozon (O₃) gemakkelijk radicalen vormt.
   
   Andere aanvallende deeltjes zijn degene met ladingen. Sommige geladen deeltjes vertonen ook een grote reactiviteit, zoals (+, -, δ⁺ ou δ^-).
   We onderscheiden hierbij twee mogelijkheden:
   1. een negatief deeltje valt aan op een positief deeltje = nucleofyl mechanisme
   2. een positief deeltje valt aan op een negatief deeltje = electrofyl mechanisme
   Een voorbeeld om uit te zoeken is de organische reaktie tussen alkanolen en alkaanzuren in aanwezigheid van de katalysator zwavelzuur
   propaanzuur + ethanol ethylpropanaat + water(zwavelzuur = katalysator)
   
   
   

   3.3 De reaktie-orde

   De reaktie-orde definieert men als de totaalexponent van de concentraties in de formule voor de snelheid V.
   Normaal wordt deze exponent afgeleid van de coëfficiënten in de reaktievergelijking.
   
   Opdracht 36
   Wat zal de orde van de reaktie zijn?
   
   
   1. Cl₂2 Cl·             V = k*[Cl₂]
   2. 2NO₂ N₂O₄           V = k*[NO₂]²
   3. CH₃I + OH^- CH₃OH + I^-         V = k*[CH₃I]*[[OH^-]
   Het lijkt een reaktie van de tweede orde (bimoleculair), maar metingen van de snelheid tonen aan dat de orde van deze reaktie = 1½.
   Hoe leggen we dit uit?
   
   De reaktiestappen (met radicaal-mechanisme):
   1. Br₂ 2Br· dit evenwicht wordt gemakkelijke en snel bereikt
   2. Br· + H₂ HBr + H·       dit is de langzame stap
   3. H· + Br₂ HBr + Br·       dit is de snelste stap
   
   
   Opdracht 37
   Geef de eerste stap, de laatste stap en de hoofdstap.
   
   Stap 2, de traagste, is bepalend voor de totaalsnelheid:
   
   
   V_total =
   
   
   Evenwicht 1 heeft als voorwaarde:
   
   Als we de twee (wiskundige) vergelijkingen kombineren kunnen we berekenen:
   
    wat betekent dat de reaktie-orde gelijk moet zijn aan 1½ (zie exponent)
   
   
   

   3.4 Het beïnvloeden van reakties

   Als de reaktiesnelheid afhankelijk is van het aantal effectieve botsingen, is de volgende vraag:
   1. Hoe kun je het aantal botsingen beïnvloeden?
   2. Hoe kun je de effectiviteit van die botsingen beïnvloeden?
   
   
   

   Factoren die het aantal botsingen beïnvloeden:

   1. Het aantal aanwezige deeltjes. = de concentratie of (bij gassen) de druk. Hoe meer deeljtes, hoe meer kans op botsing.
      Let op: tijdens een reaktie neemt het aantal reagerende deeljtes automatisch af en dus ook het aantal botsingen en dus wordt de snelheid lager met de tijd.
   2. Het karakter en de situatie van de reagerende deeltjes.
      Hoe bevinden ze zich in de reaktie? Zijn ze fijn verdeeld? Hebben ze groot oppervlak? Veel of weinig energie? Groot of klein? Zijn ze goed gemengd? Enz.
   3. De temperatuur van de reagentia. Heeft meteen invloed op de beweging: hogere temperatuur, meer beweging, dus meer kans op botsing.
   
   OBS. Van concentratie spreken we alleen als de verdeling van de deeltjes homogeen is. In geval van heterogene stoffen spreken we niet van concentratie. In de formules voor V wordt voor deze stoffen eenvoudigweg 1 ingevuld.
   
   
   

   Factoren die de effectieviteit van botsingen beïnvloeden

   1. De aanwezigheid van een katalysator. Die maakt dat de botsing tussen de deeltjes niet maar zo willekeurig is, maar begeleid, gericht.
      De deeltjes botsen precies op de juiste plek, bijvoorbeeld, dank zij een katalysator, die zo grote invloed heeft. (zie ook bio-katalyse)
   2. Nog eens de temperatuur. Niet alleen wordt de snelheid groter van de deeltjes, maar ook hun energie. En dat kan een hogere effectiviteit opleveren.
   
   N.B. Elke chemische reaktie heeft een minimumenergie nodig om te starten. Je kunt zo reakties bevriezen.
   Zo snel mogelijk de temperatuur verlagen tot onder het minimum; dan valt de snelheid in één keer terug naar 0 mol/sec.
   
   Opdracht 38
   Bij de ammoniaksynthese volgens Haber Bosch, zal de katalysator die stap vergemakkelijken die N₂-moleculen verdeelt in twee atomen N. Daarna reageert een N-atoom met H₂, etc.
   1. Geef minstens twee stappen van deze reaktie en geef ook de orde van elke stap.
   2. Wat zal de langzaamste stap zijn en waarom?
   
   
   
   

   Blussen

   Opdracht 39
   Welke methoden zijn er om vuur te doven bij brand?
   
   Er zijn nogal wat manieren om een brand te blussen:
   1. afkoelen totdat de temperatuur onder de minimum-reaktietemperatuur komt.
   2. Verwijderen van reagentia
   3. De aanvoer van reagentia onmogelijk maken
   4. Een hulpstof toevoegen die zelf onbrandbaar is
   
   

   3.5 Diagrammen

   
   
   
   
   

   (Bio)katalyse

   In het diagram zie je de chemische energie op de verticale as en het verloop van de reaktie op de horizontale as: Ozom + zuurstofatomen vormen normaal zuurstof, met behulp van chlooratomen (katalysator).
   
   Zonder chloor moet er een tussenproduct worden gemaakt met zeer veel energie (O₃---O), dus waarvan de vorming erg veel energie kost. Het chlooratoom kan een ander soort tussenproducten maken die minder energie kosten.
   
   
   

   Temperatuur

   In het algemeen mag je zeggen dat temperatuursverhoging versnelling van de reaktie meebrengt. Een vuistregel is
   
   
   Elke 10 graden verhoging verdubbelt de reaktiesnelheid.
   
   
   Temperatuurverhoging betekent automatisch: meer beweging van de aanwezige deeltjes; dat betekent méér botsingen tussen de reagerende deeltjes met méér energie
   
   Opdracht 40
   Maak twee grafieken in één diagram:
   1. De reaktiesnelheid bij een bepaalde temperatuur (bijv. 25^oC) versus de reaktietijd in minuten.
   2. De snelheid van dezelfde reaktie bij een 2x zo hoge temperatuur (50^oC).
   
   
   

   Concentratie; toevoegen en weghalen van stoffen

   Het volgende diagram vertoont de concentraties van de reagentia en produkten van een proces dat bezig evenwicht te bereiken:
   
   Opdracht 41
   Op tijdstip 20 (minuten) voegt men 1 mol reagens toe. Hoe gaat de grafiek er nu uitzien?
   
   
   
   
   
   
   Opdracht 41A
   
   De drie diagrammen tonen grafieken: concentratie van het product in mol/l versus verloop van de reaktie in seconden.
   Twee grafieken verschillen alleen in temperatuur, op zo'n manier dat de ononderbroken lijn de situatie laat zien bij de laagste temperatuur.
   Kies het juiste diagram en leg je antwoord uit.
   
   De reaktiesnelheid hangt altijd af van de concentratie van de homogene stoffen. Het heeft meteen gevolgen als je de concentratie van een reagens verandert. Bij het toevoegen van een van de reagentia zal meteen de snelheid verhogen (voor enige tijd).
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   

   Hoofdstuk 4: Reaktietypes

   4.1 Inleiding

   Terwijl alle scheikundige reakties vele kenmerken gemeenschappelijk hebben, kunnen we toch diverse types onderscheiden.
   Er kunnen bindingen verbroken of gevormd worden, geheel of gedeeltelijk; er kunnen elekctronen of ander deeltjes worden overgedragen van een stof naar een andere; er kunnen zich producten vormen van een bepaald soort; reakties kunnen al dan niet in evenwicht zijn, endo- of exotherm, enzovoort.
   Het is niet het meest boeiende deel van de scheikunde misschien, maar je moet echt een beetje instaat zijn om de scheikundige reakties in te delen.
   
   
   

   4.2 Vormingsreakties

   Bij vormingsreakties wordt een stof gevormd uit zijn elementen. Meestal zijn ze exotherm.
   Vormingsreakties zijn als zodanig onder te verdelen in stappen, bij voorbeeld:
   
   De vorming van water uit de elementen waterstof en zuurstof vereist de volgende eerste stappen:
   • H₂ 2H
   • O₂ 2O
   • Pas als twee waterstofatomen en een zuurstofatoom vrij bestaan, kunnen ze een molecuul water vormen.
   • 2H + O H₂O
   • Over het algemeen, maar niet altijd(!) zullen de exotherme stappen overheersten bij vorming van stoffen uit de elementen.
   
   Met behulp van de tabel met bindingsenergiën, kun je het energie-effect berekenen van de vorming van water:
   
   1. H₂ + ½O₂ H₂O
   2. 1 mol H-H bindingen worden verbroken (kost hoeveel energie?); teken +
   3. 1 mol O=O bindingen wordt verbroken (kost hoeveel energie?); teken +
   4. Er vormen zich 2 mol O-H bindingen (energie komt brij, hoeveel?); teken -
   
   Opdracht 42
   Bereken op dezelfde manier het energie-effect van de forming van één mol HCl.
   
   
   

   4.3 Ontledingsreakties

   Reakties waarbij een stof ontleed wordt in de elementen. Over het algemeen zijn deze reakties endotherm.
   
   
   

   4.4 Ionenreakties / neerslagreakties

   Reakties in waterig milieu waar zich ionen bevinden die tezamen een onoplosbaar ionrooster vormen.
   
   Opdracht 42A
   1. Elke chemische reaktie kunnen we onderverdelen in verbindings- en ontledingsreakties. Leg dat uit.
   2. Er is een andere manier om alle reakties in twee soorten te verdelen. Welke is dat?
   
   
   

   4.5 Exotherme en endotherme reakties

   Zie paragraaf 1-2. een samenvatting:
   Exotherm is de reaktie waarin de produkten minder (chemische of interne) energie bezitten dan de reagentia.
   Endotherm is de reaktie waarin de reagentia minder energie bezitten dan de produkten.
   
   
   

   4.6 Andere reaktietypes

   Deze paragraaf dient alleen om nog een aantal andere reaktietypes te noemen; meer niet. In andere modules zullen we dieper op die reakties in gaan.
   
   

   Zuur-base-reakties

   Een reaktie met H⁺ overdracht van het zuur (donor) naar de base (receptor)
   
   

   Redoxreakties

   Een reaktie met electronenoverdracht: van de reductor (gever) naar de oxidator (ontvanger)
   Als de oxidator zuurstof is, dan spreekt men wel van verbranding, die direct of indirect kan verlopen.
   
   

   Hydrolyse en Condensatie

   Aan deze reakties doet water mee.
   Splitsen van moleculen in twee delen waarbij water gebruikt wordt = hydrolyse
   Samenvoegen van twee moleculen waarbij één nieuw wordt gevormd en waarbij water vrijkomt = Condensatie
   Hydrolyse en Condensatie zijn elkaars tegengestelde.
   
   Er is ook poly-hydrolyse en poly-condensatie, bij voorbeeld bij de productie of het afbreken van proteinen of van zetmeel.
   polyethers of polyesters kunnen ook hydrolyse ondergaan.
   
   

   Additie en Eliminatie

   Ook additie en eleminatie zijn elkaars tegengestelde reakties.
   twee moleculen verenigen zich door het openbreken van een onverzadigde binding = additie
   bij eliminatie ontstaan twee moleculen uit één, waarbij de nieuwe onverzadigd worden.
   
   Bij poly-additie vormen zich macromoleculen, uitgangsstoffen zijn dan altijd onverzadigde moleculen, monomeren.
   
   

   Polymerisatie 

   Bepaalde moleculen, monomeren, van één of meerder types koppelen zich aan elkaar in grote hoeveelheden, waarbij macromoleculen of ook (co)polymeren worden gevormd.
   
   
   
   

   Hoofdstuk 5: Thermodynamica in de scheikunde

   Er is nog een aspect van de scheikunde dat bij reakties om de hoek komt kijken, een tamelijk natuurkundig concept dat de energie van scheikundige veranderingen op een andere manier omschrijft, een niet-moleculaire macroscopische manier.
   We behandelen deze theorie op een globale en beperkte manier, en beperken ons tot de belangrijkste begrippen, waarbij we het natuurkundige begrip 'arbeid' weglaten.
   Je wordt verondersteld de volgende begrippen te kennen: energie (chemische, kinetische, electrische, potentiële en stralingsenergie); activeringsenergie, endo- en exotherm, bindingsenergie.
   
   De hoofdwet van de thermodynamica is: energie gaat niet verloren en komt ook niet uit het niets voort.
   
   Eigenlijk net zoiets als: de wet van behoud van massa. We kennen de hoofdwet als de Wet van Hess, al heel lang geleden - lang voor de thermodynamica - geformuleerd. Verlies of winst van energie door stoffen tijdens een chemische reaktie hangt alleen af van de energienivo's van de reagentia en de producten, niet van de weg die tijdens de reaktie wordt afgelegd.
   
   Maar natuurlijk kan de ene vorm van energie wel overgaan in een andere vorm en dat geldt ook voor het natuurkundige begrip "arbeid".
   Deze "arbeid" (p x ΔV) wordt dan beschouwd als energie die zich manifesteert. Je ziet het er aan af, zeg maar.
   De energie zonder de "arbeid" krijgt het symbool: U.
   De energie met die arbeid krijgt het symbool H (ook wel enthalpy genoemd, maar dit woord laten we in deze cursus buiten beschouwing).
   Dus: U is de som van H en "arbeid".
   
   Tijdens een chemisch proces zijn er omzettingen van energie: ΔH en ΔU,
   ΔU is de reaktie-energie (met negatief teken als het systeem energie verliest en positief teken als het systeem energie wint).
   
   En hier duikt nu een nieuwe vorm van energie op, die we ENTROPIE noemen en het symbool S heeft. S is niet een positieve vorm van energie, zoals warmte of electriciteit, waar je wat mee kunt doen. Nee, de entropie is eigenlijk een negatief soort energie, een verloren energie. Het wordt gekoppeld aan de wanorde die in een systeem heerst: hoe netter geordend een systeem, des te minder entropie (in kristallen bijvoorbeeld).
   Zodra je zo'n kristal oplost in water gaat die keurige orde geheel verloren, de wanorde neemt toe in het systeem, ofwel: de entropie S neemt toe: ΔS >0
   Dit gaat geheel ten koste van de nuttige vormen van energie.
   
   
   Zodoende kwam men tot het definiëren van nog een begrip: de energie die alle mogelijke vormen van energie omvat, de vrije energie, met het symbool G (dat H en S bevat).
   
   Een chemisch systeem in verandering (dus meestal een reaktie) ondergaat verandering in G: ΔG
   en deze veranderingen betekenen ook veranderingen in H en veranderingen in S.
   De wiskundige formule die deze veranderingen weergeeft is als volgt:
   
   ΔG = ΔH - TΔS
   
   ΔS krijgt een negatief teken omdat het een vorm vertegenwoordigt van negatieve energie. Entropie heeft direct verband met de temperatuur wat je kunt zien aan de T (in Kelvin) in de formule.
   
   
   

   5.1 (Niet) Spontane reakties.

   Opdracht 43
   Je kunt het proces "keukenzout lost op in water" beschouwen als een systeem in verandering.
   Eerst heb je zout(s) en water(l) en daarna verschijnt een zout oplossing:
   
   
   NaCl(s) NaCl(aq)       ΔH > 0
   
   
   Het is niet exact een chemische reaktie, maar er gebeurt wel iets met de deeltjes:
   1. Het ionrooster wordt doorbroken
   2. De ionen worden gehydrateerd (omgeven door watermoleculen)
   1. Is stap 1 endotherm of exotherm? Leg je antwoord uit.
   2. Is stap 2 endotherm of exotherm? Leg je antwoord uit.
   3. Het totaalproces is in elk geval endotherm, en het totaalproces is spontaan (Je hoeft geen energie toe te voegen). De reden hiervor is de enorme toename van de entropie gedurende dit proces. Leg ook dit uit.
   
   
   Het al dan niet spontaan verlopen van een chemische reaktie heeft alles te maken met thermodynamische gegevens.
   Er is een zgn. tweede hoofdwet van de thermodynamica die zegt:
   
   Processen zijn spontaan als er toename is van Entropie.
   
   Je kunt ook zeggen: als de mate van wanorde toeneemt bij een systeem dan is het proces spontaan, zelfs als heb je een endotherm proces.
   
   Als ionen in een ionrooster zich van elkaar verwijderen en vrij kunnen gaan bewegen door de oplossing, dan neemt de mate van wanorde flink toe en dus de entropie. Oplossen in water van zout is dan ook duidelijk een spontaan proces.
   Neem een explosie: een vaste stof, met veel orde (weinig entropie) verandert volkomen in gassen (veel wanorde, veel entropie); Explosie is zeer spontaan.