Les 5.2.1 Reactiewarmte

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo
• Leerjaar 4

Les 5.2 Reactiewarmte

Planning

• Herhaling Les 5.1 Energie en reactie
• Nakijken opgaven 5 t/m 7
• Les 5.2 Reactiewarmte
• Maken opgaven

Leerdoelen 5.1

• Je kunt het energie-effect van een reactie weergeven in een energiediagram en uit een energiediagram het energie-effect aflezen.
  
• Je kunt redeneren over energieomzettingen bij chemische processen en daarbij de wet van behoud van energie gebruiken.
  
• Je kunt de duurzaamheid van een brandstof of energiebron beoordelen op basis van emissies en energieopbrengst. energie.

Wet van behoud van energie

• Wet van behoud van energie: Energie kan worden omgezet, maar de totale hoeveelheid blijft gelijk. 
• Alle stoffen bevatten chemische energie.
• In chemische reacties vinden energieomzettingen plaats: 
• - Warmte → temperatuur stijgt.
• - Bewegingsenergie → arbeid wordt verricht.
• - Elektrische energie → elektrische spanning.
• - Stralingsenergie → licht wordt uitgestraald.
• - Chemische energie

exotherme en endotherme reacties

Tijdens elke chemische reactie worden bindingen verbroken én gevormd.

Exotherme reacties: energie wordt afgestaan aan de omgeving.

• Bij een exotherme reactie levert het vormen van bindingen méér energie op dan het verbreken kost..
• Verbrandingsreacties zijn bijna altijd exotherm.

Endotherme reacties: energie wordt opgenomen tijdens de reactie.

• Voorbeeld: Fotosynthese → zonlicht levert energie om glucose en zuurstof te vormen.

Energie diagram

Verdampen: bindingen tussen moleculen worden verbroken → kost energie.

• Voorbeeld: Blaas over natte handen → snelle verdamping onttrekt warmte → handen koelen af.

Condensatie: bindingen tussen moleculen worden gevormd → energie komt vrij.

• Fruittelers gebruiken dit om bloesem te beschermen bij late nachtvorst.

Energiediagram

• Het energie-effect van een reactie wordt weergegeven in een energiediagram.
• Het verloop van de reactie wordt van links naar rechts weergegeven:
• - Beginstoffen staan links.
• - Reactieproducten staan rechts.
• Energiediagrammen zijn schematisch, er is geen schaalverdeling nodig.

Energiediagram

reactiewarmte

• ΔE: de reactiewarmte
• Horizontale lijnen in het diagram tonen de energieniveaus van de beginstoffen en reactieproducten.

Het verschil in energieniveau is de reactiewarmte (ΔE):

• Eenheid: joule per mol (J mol⁻¹).
• Δ𝐸=𝐸_chem(reactieproducten)−𝐸_chem(beginstoffen)

Exotherme reactie

endotherme reactie

Energiediagram

activeringsenergie

• Niet alle reacties starten vanzelf, ook exotherme reacties niet.
• Activeringsenergie (E_act) is de energie die nodig is om de beginstoffen in de geactiveerde toestand te brengen.
• Voorbeeld: Aardgas verbrandt pas na een vonk of vlam, omdat er eerst activeringsenergie nodig is.

Nakijken: 5 t/m 7 (blz 78)

5a

5a

5b

5c

5

• d) Methaanzuur heeft de grootste CO2-emissie en is daarmee de minst goede keuze als brandstof. Daarna volgt propaan. Waterstof is de brandstof waar de grootste voorkeur naar uitgaat, omdat er bij de verbranding geen CO2 ontstaat. 
• e) Er bestaan geen directe bronnen van waterstof op aarde. Waterstof moet eerst gemaakt worden uit bijvoorbeeld water en energie. In waterstof is dan energie opgeslagen van een andere energiebron.

5

• f) Het opwekken van elektriciteit gebeurt in Nederland voor het grootste deel door de verbranding van steenkool of aardgas. Hierbij komt CO2 vrij, dus het gebruik van energie om het waterstofgas te produceren, zorgt voor CO2-emissie. Zelfs als de gebruikte elektriciteit van zonne-energie of windenergie afkomstig is, zal de CO2-emissie niet nul zijn, omdat bij de productie van zonnecellen, windmolens en personenauto’s ook CO2 wordt uitgestoten.

6a

• De beginstoffen hebben een hoger energieniveau dan de reactieproducten. Het energieniveau van de beginstoffen is dus hoger dan het energieniveau van de reactieproducten. De energieniveaus worden in het diagram getekend. Er is energie nodig om deze reactie op gang te brengen zodat de beginstoffen in geactiveerde toestand komen. Dit is het hoogste energieniveau. In het energiediagram moet deze activeringsenergie (Eact) worden aangegeven.

6a

6

• b) Chemische energie wordt omgezet in warmte.
• c) Ja, want de beginstoffen en de eindstoffen zijn hetzelfde.
• d) De activeringsenergie wordt verlaagd bij een katalysator. De beginstoffen en reactieproducten zijn dezelfde. Het enige energieniveau dat anders is, is dat van de geactiveerde toestand.

6

• d) De activeringsenergie wordt verlaagd bij een katalysator. De beginstoffen en reactieproducten zijn dezelfde. Het enige energieniveau dat anders is, is dat van de geactiveerde toestand.

7

• a) 2 N2(g) + O2(g) → 2 N2O(g)
• b) De vormingswarmte is positief, dus er wordt energie opgenomen. Het is dus een endotherme reactie.
• c) Het is de omgekeerde reactie van de vormingsreactie, dus het energie-effect is ook omgekeerd: ΔE = −0,816∙105 J mol−1
• d) De moleculen N2O(g) hebben bij kamertemperatuur niet voldoende energie om de activeringsenergie te overwinnen.

7e

• e) Het teken is negatief, dus het is een exotherme reactie. Het energieniveau van de beginstoffen is dus hoger dan het energieniveau van de reactieproducten. De energieniveaus worden in het diagram getekend. De reactiewarmte is −0,816∙105 J mol−1 . Er is energie nodig om deze reactie op gang te brengen zodat de beginstoffen in geactiveerde toestand komen. Dit is het hoogste energieniveau. In het energiediagram moet deze activeringsenergie (Eact) worden aangegeven.

7e

Leerdoelen 5.1

• 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.

Vormingswarmte (Ev)

• Vormingswarmte (Ev) is de energie die vrijkomt of nodig is bij het vormen van 1 mol van een verbinding uit de elementen.
• Eenheid: Joule per mol (J mol⁻¹).
• Vormingswarmte van elementen (niet-ontleedbare stoffen) is per definitie 0 J mol⁻¹.

Vormingswarmte (Ev)

voorbeeld: vorming van NaCl

• Reactievergelijking: Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s).
• Ev = −4,11∙10⁵ J mol⁻¹ (negatief, dus exotherm).
• Exotherme reactie: energie komt vrij, beginstoffen hebben een hoger energieniveau dan de producten.

Vormingswarmte (Ev)

voorbeeld: vorming van NaCl

• Reactievergelijking: Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s).
• Ev = −4,11∙10⁵ J mol⁻¹ (negatief, dus exotherm).
• Exotherme reactie: energie komt vrij, beginstoffen hebben een hoger energieniveau dan de producten.

Omgekeerde reactie: Ontleding van NaCl

• Reactie: NaCl(s) → Na(s) + ½ Cl₂(g).
• Endotherme reactie: energie moet worden toegevoegd.
• Wet van behoud van energie: benodigde energie = vrijgekomen energie bij vorming. Ev = +4,11∙10⁵ J mol⁻¹

vorming van NaCl      ontleding van NaCl

Vormingswarmte (Ev) in binas

• Binas tabel 57A: vormingswarmten van anorganische stoffen.
• Binas tabel 57B: vormingswarmten van organische stoffen.
• Meeste vormingswarmten zijn negatief (exotherm), maar sommige zijn positief (endotherm), zoals: NO₂(g), HI(g), C₂H₄(g). 

Vormingswarmte (Ev) 

Elementen

Elementen en verschillende vormen

• Elementen bestaan uit één atoomsoort (zie Binas tabel 40A).
• Vormingswarmte van elementen (niet-ontleedbare stoffen) is per definitie 0 J mol⁻¹.
• uitzondering!! Sommige elementen hebben verschillende vormen (bijv. koolstof: grafiet en diamant). (voetnoot 57A)
• C (s) grafiet → C (s) diamant: vereist 0,019∙10⁵ J mol⁻¹ energie.
  

Vormingswarmte (Ev) 

Fasen

Verschil tussen vloeibaar en gasvormig water (57A)

• H₂O(l): Ev = −2,86∙10⁵ J mol⁻¹.
• H₂O(g): Ev = −2,42∙10⁵ J mol⁻¹.
• Minder energie komt vrij bij de vorming van H₂O(g) dan H₂O(l) → extra energie nodig voor verdamping.
• Bij berekeningen: let op of water als vloeistof of gas vrijkomt.

Reactiewarmte ΔE berekenen

•  ΔE = Ev(reactieproducten) − Ev(beginstoffen).

• Belang van coëfficiënten in de reactievergelijking: Vormingswarmte moet worden vermenigvuldigd met de coëfficiënt uit de reactievergelijking.
• Voorbeeld: als er 2 H₂O(l) in de vergelijking staat, moet Ev(H₂O(l)) × 2 worden genomen.

Voorbeeldopdracht 1

Bereken de reactiewarmte voor de verbranding van diwaterstofsulfide, H2S(g), in J mol−1. Er komt waterdamp, H2O(g), en zwaveldioxide, SO2(g), vrij. Geef ook aan of de reactie endotherm of exotherm is.

Voorbeeldopdracht 2

Voor een andere manier... bekijk dan voorbeeldopracht 2

Maken: 1, 3, 4 en 7 (blz 84)