Samenvattingen · ScheikundeNL · HAVO

Energieberekeningen en reactiewarmte

Bij elke chemische reactie hoort een energie-effect: er komt warmte vrij of het kost warmte. Dit onderwerp leert je exotherme en endotherme reacties herkennen, de reactie-enthalpie $\Delta H$ berekenen, de vrijgekomen warmte uit verbrandingswarmten bepalen, $\Delta H$ schatten uit bindingsenergieën en een energiediagram lezen met activeringsenergie en katalysator. Dit is verplichte centraal-examenstof scheikunde HAVO.

4Onderdelenca. 20min leestijd4VaardighedenNiveauStandaard 4

T·0777 / 15

Examenprofiel

Herkennen of een reactie exotherm (ΔH < 0) of endotherm (ΔH > 0) is en dat aflezen uit een energiediagram.De reactiewarmte ΔH (in kJ per mol) gebruiken en de vrijgekomen warmte berekenen uit mol maal verbrandingswarmte.ΔH schatten uit bindingsenergieën met ΔH ≈\sum Everbroken - \sum Egevormd.Een energiediagram lezen: de activeringsenergie Ea en ΔH aflezen en de rol van een katalysator verklaren.

Operatoren:berekenleg uitverklaartoon aanberedeneerinterpreteergeef de reactievergelijkingnoem

basisniveau

Beheers het onderscheid exo-/endotherm, lees $\Delta H$ en $E_{\text{a}}$ af uit een energiediagram en reken foutloos met mol maal verbrandingswarmte.

verhoogd niveau

Schat $\Delta H$ uit bindingsenergieën, verbind het energie-effect aan de deeltjes (bindingen verbreken kost energie, vormen levert energie) en beredeneer de rol van een katalysator.

Diepte

Schrift

Inhalt · 4 onderdelen

Energieberekeningen en reactiewarmte

Exotherme en endotherme reacties#

Standardexamenblad-nl

Energiediagram: exotherm versus endotherm

Afb. 1Links een exotherme reactie: de reactieproducten liggen lager dan de beginstoffen, dus er komt energie vrij (ΔH < 0). Rechts een endotherme reactie: de producten liggen hoger, dus er is energie nodig (ΔH > 0). In beide gevallen is ΔH de sprong van het begin- naar het eindniveau.

Bij vrijwel elke chemische reactie verandert er energie. Tijdens een reactie worden bindingen in de beginstoffen verbroken en worden nieuwe bindingen in de reactieproducten gevormd, en die twee processen kosten en leveren verschillende hoeveelheden energie. Het netto verschil merk je als warmte: het reactiemengsel wordt warmer of juist kouder. De energie verdwijnt daarbij nooit — ze wordt alleen uitgewisseld met de omgeving. Bij een reactie die warmte afstaat, stroomt energie uit het systeem naar de omgeving, die daardoor opwarmt; bij een reactie die warmte opneemt, stroomt energie de andere kant op en koelt de omgeving af. Dit energie-effect is even kenmerkend voor een reactie als de stoffen die erbij ontstaan.

Een reactie die energie afstaat aan de omgeving heet een exotherme reactie. De reactieproducten bevatten samen minder energie dan de beginstoffen, en dat energieverschil komt vrij als warmte. Denk aan de verbranding van aardgas in een cv-ketel, het branden van een kaars of de reactie in een handwarmer: allemaal geven ze warmte af. Voor het energie-effect gebruiken we de grootheid

\Delta H

, de reactie-enthalpie. Bij een exotherme reactie is

\Delta H

negatief (

\Delta H < 0

), precies omdat de energie-inhoud van het systeem afneemt: er gaat energie uit, dus de verandering is negatief. Hoe groter de vrijgekomen warmte, hoe negatiever

\Delta H

Een reactie die juist energie opneemt uit de omgeving heet een endotherme reactie. Nu bevatten de reactieproducten samen méér energie dan de beginstoffen, en die extra energie moet uit de omgeving worden aangevoerd. De omgeving koelt daardoor af, wat je bijvoorbeeld voelt bij het oplossen van sommige zouten in water of bij een koudepakket voor sportblessures. Bij een endotherme reactie is

\Delta H

positief (

\Delta H > 0

): de energie-inhoud van het systeem neemt toe, dus de verandering is positief. Veel endotherme processen lopen pas door als je voortdurend energie blijft toevoeren, bijvoorbeeld door te verwarmen; stop je daarmee, dan stopt de reactie vaak ook.

Het energie-effect breng je overzichtelijk in beeld met een energiediagram. Op de horizontale as staat het reactieverloop (van beginstoffen naar reactieproducten) en op de verticale as de energie. Links teken je het energieniveau van de beginstoffen, rechts dat van de reactieproducten. Ligt het rechterniveau lager dan het linker, dan komt er energie vrij en is de reactie exotherm; ligt het rechterniveau hoger, dan is er energie nodig en is de reactie endotherm. In de figuur zie je beide gevallen naast elkaar: links een exotherm diagram (de producten liggen lager) en rechts een endotherm diagram (de producten liggen hoger). De sprong tussen begin- en eindniveau is precies

\Delta H

Het is belangrijk om exo- en endotherm niet te verwarren met de snelheid of de heftigheid van een reactie. Een reactie kan sterk exotherm zijn maar toch heel langzaam verlopen (ijzer dat langzaam roest staat warmte af), en een endotherme reactie hoeft niet traag te zijn. Exo- en endotherm gaan uitsluitend over de richting van de energie-uitwisseling: eruit of erin. Verder geldt behoud van energie streng: de warmte die een exotherme reactie afstaat, is precies de energie die de omgeving erbij krijgt. In de volgende paragraaf maken we dit kwantitatief door

\Delta H

als reactie-enthalpie per mol te gebruiken en de vrijgekomen warmte echt uit te rekenen.

\Delta H = H_{\text{producten}} - H_{\text{beginstoffen}}

reactie-enthalpie

De reactiewarmte is het energieniveau van de producten min dat van de beginstoffen; het teken volgt uit dat verschil.

\Delta H < 0 \;\text{(exotherm)}, \qquad \Delta H > 0 \;\text{(endotherm)}

teken van ΔH

Een negatieve $\Delta H$ betekent dat er warmte vrijkomt (exotherm); een positieve $\Delta H$ betekent dat er warmte nodig is (endotherm).

Uitgewerkt voorbeeld

Exo- of endotherm bepalen uit een energiediagram

In een energiediagram liggen de beginstoffen op $250\ \text{kJ}$ en de reactieproducten op $100\ \text{kJ}$ . Bereken $\Delta H$ en zeg of de reactie exo- of endotherm is.

Stap 1 — Kies de juiste formule
De reactie-enthalpie is het energieniveau van de producten min dat van de beginstoffen.
$\Delta H = H_{\text{producten}} - H_{\text{beginstoffen}}$
Stap 2 — Vul de niveaus in
Vul de producten (100 kJ) en de beginstoffen (250 kJ) in.
$\Delta H = 100 - 250 = -150\ \text{kJ}$
Stap 3 — Interpreteer het teken
Omdat ΔH negatief is, staat het systeem energie af aan de omgeving.
$\Delta H = -150\ \text{kJ} < 0 \;\Rightarrow\; \text{exotherm}$

Resultaat: Resultaat: $\Delta H = -150\ \text{kJ}$ . Omdat $\Delta H < 0$ is de reactie exotherm: er komt $150\ \text{kJ}$ warmte vrij en de omgeving warmt op.

Veelgemaakte fouten

De tekens omdraaien: denken dat een exotherme reactie een positieve $\Delta H$ heeft. Exotherm hoort bij $\Delta H < 0$ , omdat de energie-inhoud van het systeem afneemt.
Exotherm verwarren met „snel” en endotherm met „langzaam”; het energie-effect zegt niets over de reactiesnelheid.
Denken dat bij een exotherme reactie energie „ontstaat”; energie wordt alleen omgezet en uitgewisseld met de omgeving — de totale energie blijft behouden.

Actieve herhaling

In een energiediagram liggen de beginstoffen op een energieniveau van $250\ \text{kJ}$ en de reactieproducten op $100\ \text{kJ}$ . Bepaal $\Delta H$ en beredeneer of de reactie exotherm of endotherm is. Leg ook uit wat er met de temperatuur van de omgeving gebeurt.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Reactiewarmte en $\Delta H$ #

Standardexamenblad-nl

Molaire verbrandingswarmte van enkele brandstoffen

Afb. 2De molaire verbrandingswarmte (uit BINAS) van vier brandstoffen. Per mol levert propaan veel meer energie dan waterstof; een grotere, koolstofrijkere molecuul geeft bij volledige verbranding meer warmte.

De reactiewarmte drukken we uit met de reactie-enthalpie

\Delta H

, en die geef je altijd op per mol met de eenheid kilojoule per mol (

\text{kJ/mol}

). Het getal hoort bij een bepaalde reactievergelijking en bij bepaalde hoeveelheden:

\Delta H = -890\ \text{kJ/mol}

voor de verbranding van methaan betekent dat er

890\ \text{kJ}

vrijkomt per mol methaan dat volgens die vergelijking verbrandt. Verander je de vergelijking (bijvoorbeeld door alle coëfficiënten te verdubbelen), dan verdubbelt ook de bijbehorende

\Delta H

. Daarom noteer je

\Delta H

altijd samen met de kloppende reactievergelijking waar het bij hoort.

Je kunt de energieterm netjes aan de reactievergelijking koppelen. Voor de volledige verbranding van methaan schrijf je

\ce{CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(l)}

met

\Delta H = -890\ \text{kJ/mol}

. De vergelijking moet kloppen — evenveel atomen van elk element links als rechts — voordat de

\Delta H

-waarde er iets over zegt. Het minteken laat direct zien dat het een exotherme reactie is: bij verbranding komt warmte vrij. De toestandsaanduidingen (g) voor gas en (l) voor vloeistof horen erbij, omdat de energie-inhoud van water als vloeistof anders is dan als damp; op de HAVO gebruik je hiervoor de waarden uit BINAS.

Twee soorten reactiewarmte kom je op het examen steeds tegen, en beide vind je in BINAS. De verbrandingswarmte is de warmte die vrijkomt bij de volledige verbranding van één mol (of soms één gram of één kubieke meter) van een brandstof. De vormingswarmte is de reactiewarmte bij de vorming van één mol van een stof uit de losse elementen in hun standaardtoestand. Beide zijn gewoon

\Delta H

-waarden voor een specifieke reactie. In de figuur zie je de molaire verbrandingswarmten van enkele brandstoffen naast elkaar; goed te zien is dat een grotere molecuulketen (van waterstof naar propaan) per mol veel meer energie levert.

Met de verbrandingswarmte reken je uit hoeveel warmte er in de praktijk vrijkomt. De vrijgekomen warmte is het aantal mol brandstof maal de verbrandingswarmte per mol:

Q = n \cdot \Delta H_{\text{v}}

, waarbij je met de absolute waarde rekent als je de hoeveelheid vrijgekomen warmte (een positief getal) wilt. Ken je in plaats van het aantal mol de massa, dan reken je die eerst om met

n = \dfrac{m}{M}

, waarbij

M

de molaire massa is (uit BINAS). Zo koppel je een gemeten hoeveelheid brandstof aan de energie die er bij verbranding uit komt — precies wat je nodig hebt om bijvoorbeeld te berekenen hoeveel aardgas een woning per jaar verstookt.

Bij dit soort berekeningen let je scherp op de eenheden en op wat er precies gevraagd wordt. De verbrandingswarmte staat vaak per mol, maar soms per gram of per kubieke meter; je moet de gegeven waarde passend maken bij je hoeveelheid. Ook geldt weer behoud van energie: de warmte die vrijkomt, gaat ergens naartoe — bij een cv-ketel naar het water in de radiatoren, bij een bunsenbrander naar het reageerbuisje. Verwar de reactiewarmte

\Delta H

(per mol, een stof-eigenschap uit BINAS) niet met de soortelijke warmte (per kg per graad, bij opwarmen). In een samengestelde opgave gebruik je vaak eerst een verbrandingswarmte om

Q

te vinden en daarna

Q = c \cdot m \cdot \Delta T

om te zien hoeveel iets opwarmt.

Q = n \cdot \Delta H_{\text{v}}

vrijgekomen warmte

De warmte $Q$ die vrijkomt is het aantal mol brandstof $n$ maal de verbrandingswarmte per mol; reken met de absolute waarde voor een positieve hoeveelheid warmte.

n = \dfrac{m}{M}

aantal mol uit massa

Het aantal mol is de massa gedeeld door de molaire massa $M$ (in $\text{g/mol}$ , uit BINAS).

\ce{CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(l)}

verbranding van methaan

De kloppende reactievergelijking voor de volledige verbranding van methaan; hierbij hoort $\Delta H = -890\ \text{kJ/mol}$ .

Uitgewerkt voorbeeld

Vrijgekomen warmte bij verbranding van methaan

Bereken de warmte die vrijkomt bij de volledige verbranding van $2{,}0\ \text{mol}$ methaan. De verbrandingswarmte van methaan is $890\ \text{kJ/mol}$ .

Stap 1 — Kies de juiste formule
De vrijgekomen warmte is het aantal mol maal de verbrandingswarmte per mol.
$Q = n \cdot \Delta H_{\text{v}}$
Stap 2 — Vul de gegevens in
Vul n = 2,0 mol en de verbrandingswarmte 890 kJ/mol in.
$Q = 2{,}0 \cdot 890 = 1780\ \text{kJ}$
Stap 3 — Rond af op twee significante cijfers
Het gegeven 2,0 mol heeft twee significante cijfers, dus rond het antwoord daarop af.
$Q = 1780\ \text{kJ} \approx 1{,}8\cdot10^{3}\ \text{kJ}$

Resultaat: Resultaat: er komt $1780\ \text{kJ} \approx 1{,}8\cdot10^{3}\ \text{kJ}$ warmte vrij. Bij $4{,}0\ \text{mol}$ methaan zou het exact het dubbele zijn.

Veelgemaakte fouten

De massa vergeten om te rekenen naar mol; je moet eerst $n = m/M$ toepassen voordat je met de verbrandingswarmte per mol vermenigvuldigt.
De reactie-enthalpie $\Delta H$ (per mol) verwarren met de soortelijke warmte $c$ (per kg per graad) — dat zijn totaal verschillende grootheden.
Vergeten dat $\Delta H$ bij een specifieke reactievergelijking hoort: verdubbel je de coëfficiënten, dan verdubbelt ook $\Delta H$ .

Actieve herhaling

De verbrandingswarmte van methaan is $890\ \text{kJ/mol}$ . Bereken de warmte die vrijkomt bij de volledige verbranding van $2{,}0\ \text{mol}$ methaan. Geef ook de kloppende reactievergelijking.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Bindingsenergie en het energie-effect#

Standardexamenblad-nl

Bindingsenergieën van enkele bindingen (BINAS)

Afb. 3Enkele gemiddelde bindingsenergieën uit BINAS. Een dubbele binding (O=O, C=O) is sterker dan een enkele binding en kost dus meer energie om te verbreken.

Om te begrijpen wáárom een reactie exo- of endotherm is, moet je naar de bindingen tussen de atomen kijken. Een chemische binding is een aantrekking tussen atomen; om die aantrekking te verbreken heb je energie nodig. Het verbreken van bindingen kost dus altijd energie — je moet er als het ware aan trekken om de atomen los te maken. Omgekeerd komt er energie vrij wanneer atomen een nieuwe binding vormen: ze vallen in een energetisch gunstigere, stabielere toestand en staan het verschil als energie af. Bij elke reactie gebeuren beide dingen tegelijk: in de beginstoffen worden bindingen verbroken, en in de reactieproducten worden nieuwe bindingen gevormd.

De hoeveelheid energie die hoort bij het verbreken (of vormen) van één mol van een bepaalde binding heet de bindingsenergie. Ze wordt gegeven in kilojoule per mol en je zoekt de waarden op in BINAS. Elke bindingssoort heeft zijn eigen waarde: een dubbele binding is over het algemeen sterker (kost meer energie) dan een enkele binding tussen dezelfde atomen. In de figuur staan enkele richtwaarden: een C−H-binding kost ongeveer

412\ \text{kJ/mol}

om te verbreken, een O=O-binding

496\ \text{kJ/mol}

, en een C=O-binding zelfs

743\ \text{kJ/mol}

. Dezelfde waarde die het kost om de binding te verbreken, komt vrij als de binding wordt gevormd.

Uit deze twee kanten volgt een handige vuistregel voor de reactiewarmte:

\Delta H \approx \sum E_{\text{verbroken}} - \sum E_{\text{gevormd}}

. Je telt alle bindingsenergieën op van de bindingen die je in de beginstoffen verbreekt, telt daarnaast alle bindingsenergieën op van de bindingen die in de producten worden gevormd, en trekt de tweede som van de eerste af. Verbreken kost energie (positieve bijdrage), vormen levert energie (negatieve bijdrage). Komt er onder de streep een negatief getal uit, dan is de reactie exotherm; komt er een positief getal uit, dan is ze endotherm. Zo verklaart de balans tussen verbroken en gevormde bindingen het energie-effect.

Nu zie je ook wanneer een reactie exotherm is op bindingsniveau: als de gevormde bindingen samen sterker zijn (meer energie opleveren) dan de verbroken bindingen kosten. De producten zitten dan in een lagere, stabielere energietoestand, en het overschot komt vrij als warmte. Bij verbrandingen is dit bijna altijd het geval: de zeer sterke bindingen in

\ce{CO2}

\ce{H2O}

leveren meer energie op dan het verbreken van de bindingen in de brandstof en in

\ce{O2}

kost. Is het andersom — kosten de verbroken bindingen meer dan de gevormde opleveren — dan is de reactie endotherm en moet je energie blijven toevoeren.

Let op dat het om een benadering gaat. Bindingsenergieën in BINAS zijn gemiddelde waarden: een C−H-binding in methaan is niet exact even sterk als in een ander molecuul, en de tabelwaarde is een gemiddelde. Bovendien gelden de waarden voor stoffen in de gastoestand. Daarom klopt de

\Delta H

die je zo uitrekent meestal niet tot op de kilojoule met de echte verbrandingswarmte, maar geeft ze wel de goede orde van grootte én het juiste teken. Voor het examen is dat precies genoeg: je toont ermee aan of een reactie exo- of endotherm is en je schat de reactiewarmte. Wil je de exacte waarde, dan gebruik je de verbrandings- of vormingswarmte uit BINAS zoals in de vorige paragraaf.

\Delta H \approx \sum E_{\text{verbroken}} - \sum E_{\text{gevormd}}

reactiewarmte uit bindingsenergieën

De reactiewarmte is bij benadering de som van de energie om de bindingen in de beginstoffen te verbreken min de som van de energie die bij het vormen van de bindingen in de producten vrijkomt.

Uitgewerkt voorbeeld

$\Delta H$ schatten uit bindingsenergieën

Schat $\Delta H$ voor $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$ met $E(\text{C-H}) = 412$ , $E(\text{O=O}) = 496$ , $E(\text{C=O}) = 743$ en $E(\text{O-H}) = 463\ \text{kJ/mol}$ .

Stap 1 — Tel de verbroken bindingen (beginstoffen)
In CH4 zitten 4 C−H-bindingen; in 2 O2 zitten 2 O=O-bindingen.
$\sum E_{\text{verbroken}} = 4 \cdot 412 + 2 \cdot 496 = 1648 + 992 = 2640\ \text{kJ}$
Stap 2 — Tel de gevormde bindingen (producten)
In CO2 zitten 2 C=O-bindingen; in 2 H2O zitten samen 4 O−H-bindingen.
$\sum E_{\text{gevormd}} = 2 \cdot 743 + 4 \cdot 463 = 1486 + 1852 = 3338\ \text{kJ}$
Stap 3 — Trek af en interpreteer
Neem verbroken min gevormd; een negatief getal betekent exotherm.
$\Delta H \approx 2640 - 3338 = -698\ \text{kJ} \approx -7{,}0\cdot10^{2}\ \text{kJ}$

Resultaat: Resultaat: $\Delta H \approx -698\ \text{kJ}$ (per mol methaan). Omdat de uitkomst negatief is, is de verbranding exotherm. Dit is een schatting: bindingsenergieën zijn gemiddelden, dus het wijkt wat af van de tabelwaarde $-890\ \text{kJ/mol}$ , maar het teken en de orde van grootte kloppen.

Veelgemaakte fouten

De som omdraaien: $\sum E_{\text{gevormd}} - \sum E_{\text{verbroken}}$ nemen, waardoor het teken van $\Delta H$ verkeerd uitkomt. Het is verbroken min gevormd.
Het aantal bindingen niet meetellen: in $2\,\ce{H2O}$ zitten $4$ O−H-bindingen, niet $2$ — vermenigvuldig elke bindingsenergie met het juiste aantal.
De uitkomst als een exacte waarde presenteren; bindingsenergieën zijn gemiddelden, dus je krijgt een schatting van de juiste orde van grootte.

Actieve herhaling

Schat met bindingsenergieën $\Delta H$ voor de verbranding $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$ . Gebruik $E(\text{C-H}) = 412$ , $E(\text{O=O}) = 496$ , $E(\text{C=O}) = 743$ en $E(\text{O-H}) = 463\ \text{kJ/mol}$ . Beredeneer of de reactie exotherm is.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Activeringsenergie en het energiediagram lezen#

Standardexamenblad-nl

Energiediagram met en zonder katalysator

Afb. 4Energiediagram van een exotherme reactie. Zonder katalysator (doorgetrokken) is de activeringsenergie groot; met katalysator (gestreept) is de berg lager, dus verloopt de reactie sneller. ΔH blijft gelijk: de begin- en eindniveaus veranderen niet.

Zelfs een sterk exotherme reactie begint vaak niet vanzelf. Een mengsel van aardgas en lucht kan rustig blijven staan tot je er een vlammetje bij houdt; pas dan start de verbranding. De reden is dat de reactie eerst over een energiedrempel heen moet. Voordat er nieuwe, stabiele bindingen kunnen ontstaan, moeten eerst bestaande bindingen (deels) worden verbroken, en dat kost energie. Die drempel heet de activeringsenergie

E_{\text{a}}

: de minimale energie die de botsende deeltjes samen moeten hebben om te kunnen reageren. Is die energie er niet, dan botsen de deeltjes wel maar reageren ze niet.

In het energiediagram is de activeringsenergie de „berg” die het systeem moet beklimmen. Vanuit de beginstoffen loopt de energie eerst omhoog naar een maximum en daarna omlaag naar de reactieproducten. De top van die berg heet de overgangstoestand: een zeer korte, instabiele tussentoestand waarin oude bindingen half verbroken en nieuwe half gevormd zijn. De activeringsenergie is het hoogteverschil tussen de beginstoffen en die top:

E_{\text{a}} = E_{\text{overgangstoestand}} - E_{\text{beginstoffen}}

. Hoe hoger de berg, hoe meer energie de deeltjes nodig hebben om te reageren en, meestal, hoe langzamer de reactie op gang komt.

Uit hetzelfde diagram lees je twee verschillende grootheden af, en die moet je goed uit elkaar houden. De activeringsenergie

E_{\text{a}}

is de sprong van de beginstoffen naar de top (de drempel). De reactiewarmte

\Delta H

is de sprong van de beginstoffen naar de reactieproducten (het netto energie-effect):

\Delta H = E_{\text{producten}} - E_{\text{beginstoffen}}

. In de figuur zie je beide aangegeven. Liggen de producten lager dan de beginstoffen, dan is

\Delta H

negatief (exotherm), ook al moest de reactie eerst over een hoge berg.

E_{\text{a}}

\Delta H

zijn dus onafhankelijk: een reactie kan een hoge drempel én een sterk negatieve

\Delta H

hebben.

Een katalysator is een stof die een reactie versnelt zonder zelf verbruikt te worden. In het energiediagram doet een katalysator iets heel specifieks: hij verlaagt de activeringsenergie door de reactie via een andere route met een lagere berg te laten verlopen. In de figuur zie je dat: de doorgetrokken lijn is de reactie zonder katalysator (hoge berg), de gestreepte lijn met katalysator (lagere berg). Doordat de drempel lager wordt, hebben meer botsende deeltjes genoeg energie om te reageren, en verloopt de reactie sneller. Belangrijk: de katalysator verandert alléén

E_{\text{a}}

; de energieniveaus van de beginstoffen en de producten blijven gelijk, dus

\Delta H

verandert niet.

Dat een katalysator wel

E_{\text{a}}

verlaagt maar

\Delta H

ongemoeid laat, is een geliefd examenpunt. De katalysator maakt de reactie sneller, niet exothermer: begin- en eindniveau liggen na afloop precies waar ze lagen. Deze verbinding met reactiesnelheid loopt door de rest van de scheikunde heen — enzymen in je lichaam zijn biologische katalysatoren die reacties bij lichaamstemperatuur mogelijk maken, en in de industrie versnellen katalysatoren processen die anders veel te traag of te energieduur zouden zijn. Wie een energiediagram vlot kan lezen —

E_{\text{a}}

als drempel,

\Delta H

als netto effect, de katalysator die alleen de drempel verlaagt — heeft de kern van dit onderwerp in handen.

E_{\text{a}} = E_{\text{overgangstoestand}} - E_{\text{beginstoffen}}

activeringsenergie

De activeringsenergie is het hoogteverschil tussen de top (overgangstoestand) en de beginstoffen in het energiediagram.

\Delta H = E_{\text{producten}} - E_{\text{beginstoffen}}

reactiewarmte

De reactiewarmte is het verschil tussen het energieniveau van de producten en dat van de beginstoffen; een katalysator verandert dit niet.

Uitgewerkt voorbeeld

$E_{\text{a}}$ en $\Delta H$ aflezen uit het energiediagram

De beginstoffen liggen op $40\ \text{kJ}$ , de overgangstoestand op $120\ \text{kJ}$ en de producten op $20\ \text{kJ}$ . Bereken $E_{\text{a}}$ en $\Delta H$ . Bereken ook $E_{\text{a}}$ als een katalysator de top naar $85\ \text{kJ}$ verlaagt.

Stap 1 — Activeringsenergie zonder katalysator
Neem de top (overgangstoestand) min de beginstoffen.
$E_{\text{a}} = 120 - 40 = 80\ \text{kJ}$
Stap 2 — Reactiewarmte
Neem de producten min de beginstoffen; het resultaat is negatief, dus exotherm.
$\Delta H = 20 - 40 = -20\ \text{kJ}$
Stap 3 — Activeringsenergie met katalysator
Nu ligt de top op 85 kJ; neem opnieuw de top min de beginstoffen.
$E_{\text{a, kat}} = 85 - 40 = 45\ \text{kJ}$

Resultaat: Resultaat: zonder katalysator is $E_{\text{a}} = 80\ \text{kJ}$ en $\Delta H = -20\ \text{kJ}$ (exotherm). Met katalysator daalt de activeringsenergie naar $45\ \text{kJ}$ , terwijl $\Delta H$ gelijk blijft op $-20\ \text{kJ}$ .

Veelgemaakte fouten

$E_{\text{a}}$ en $\Delta H$ verwisselen: $E_{\text{a}}$ is de hoogte van de top boven de beginstoffen, $\Delta H$ is het verschil tussen producten en beginstoffen.
Denken dat een katalysator $\Delta H$ verandert; een katalysator verlaagt alleen de activeringsenergie, de begin- en eindniveaus blijven gelijk.
De activeringsenergie meten vanaf het nulniveau of vanaf de producten in plaats van vanaf de beginstoffen.

Actieve herhaling

In een energiediagram liggen de beginstoffen op $40\ \text{kJ}$ , de overgangstoestand op $120\ \text{kJ}$ en de reactieproducten op $20\ \text{kJ}$ . Bereken $E_{\text{a}}$ en $\Delta H$ . Met een katalysator ligt de top op $85\ \text{kJ}$ ; bereken de nieuwe $E_{\text{a}}$ .

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Referenties en bronnen

Bronnen

CvTE / Examenblad

Examenprogramma scheikunde (HAVO)

Energieberekeningen en reactiewarmte

Kernpunten

Exo- of endotherm bepalen uit een energiediagram

Kernpunten

Vrijgekomen warmte bij verbranding van methaan

Kernpunten

ΔH\Delta HΔH schatten uit bindingsenergieën

Kernpunten

EaE_{\text{a}}Ea​ en ΔH\Delta HΔH aflezen uit het energiediagram

Bronnen

Energieberekeningen en reactiewarmte

Kernpunten

Exo- of endotherm bepalen uit een energiediagram

Kernpunten

Vrijgekomen warmte bij verbranding van methaan

Kernpunten

ΔH\Delta HΔH schatten uit bindingsenergieën

Kernpunten

EaE_{\text{a}}Ea​ en ΔH\Delta HΔH aflezen uit het energiediagram

Bronnen

$\Delta H$ schatten uit bindingsenergieën

$E_{\text{a}}$ en $\Delta H$ aflezen uit het energiediagram

$\Delta H$ schatten uit bindingsenergieën

$E_{\text{a}}$ en $\Delta H$ aflezen uit het energiediagram