Samenvattingen · ScheikundeNL · HAVO

Reactiesnelheid en reactiekinetiek

Reactiesnelheid gaat over hoe snel een reactie verloopt en welke factoren dat bepalen. Met het botsingsmodel leer je waarom deeltjes met genoeg energie én in de juiste stand moeten botsen, en hoe concentratie, verdelingsgraad, temperatuur en een katalysator de snelheid beïnvloeden. Dit is verplichte centraal-examenstof (CE) scheikunde HAVO.

4 Onderdelen~22 min leestijd3 VaardighedenNiveau Standaard 4

T·101010 / 15

Examenprofiel

Reactiesnelheid definiëren en berekenen als de verandering van concentratie per tijd (Δc/Δt) en met het botsingsmodel verklaren wat een effectieve botsing is.De invloed van concentratie, verdelingsgraad, temperatuur en katalysator op de snelheid voorspellen en verklaren via de botsingsfrequentie en de botsingsenergie.De werking van een katalysator (een route met een lagere activeringsenergie E_a) en van enzymen beschrijven en aflezen uit een energiediagram.

Operatoren:berekenleg uitverklaarberedeneerinterpreteernoemgeef de reactievergelijking

basisniveau

Beschrijf een reactie met het botsingsmodel en noem de vier factoren die de snelheid beïnvloeden, elk met hun verklaring op deeltjesniveau.

verhoogd niveau

Reken met de gemiddelde reactiesnelheid $\Delta c/\Delta t$ , redeneer met de activeringsenergie en de temperatuurinvloed, en lees $E_\text{a}$ met en zonder katalysator af uit een energiediagram.

Diepte

Tekst

Inhoud · 4 onderdelen

Reactiesnelheid en reactiekinetiek

Reactiesnelheid en het botsingsmodel#

Standaardexamenblad-nl

Concentratie–tijdgrafiek: de helling is de snelheid

Afb. 1De concentratie van een reactant neemt af in de tijd. De helling van de kromme is de reactiesnelheid: aan het begin (steil) is de reactie snel, later (vlak) traag. Zo lees je uit één grafiek af hoe de snelheid tijdens de reactie afneemt.

De reactiesnelheid vertelt hoe snel een reactie verloopt: hoeveel beginstof er per tijdseenheid verdwijnt of hoeveel product er per tijdseenheid ontstaat. Je drukt de snelheid daarom uit als een verandering van concentratie per tijd,

s = \dfrac{\Delta c}{\Delta t}

, met een eenheid als mol per liter per seconde (

\text{mol}\,\text{L}^{-1}\,\text{s}^{-1}

). Omdat de concentratie van een beginstof daalt, neem je daarvoor de afname; voor een product neem je de toename. In de praktijk meet je de snelheid door iets te volgen wat met de concentratie meebeweegt: het volume van een ontwijkend gas, de massa die afneemt, de kleur, de zuurgraad of de geleidbaarheid. Uit zulke metingen maak je vervolgens een grafiek van de concentratie tegen de tijd.

Waarom verloopt de ene reactie razendsnel en de andere juist traag? Het antwoord geeft het botsingsmodel. Volgens dit model kunnen deeltjes — moleculen, atomen of ionen — alleen met elkaar reageren als ze eerst tégen elkaar botsen. Reageren betekent immers dat oude bindingen worden verbroken en nieuwe gevormd, en daarvoor moeten de deeltjes elkaar echt raken. Hoe vaker er per seconde botsingen plaatsvinden — de botsingsfrequentie — hoe groter de kans dat er ook reacties optreden. Maar lang niet elke botsing leidt tot een reactie; sterker nog, in de meeste gevallen ketsen de deeltjes gewoon van elkaar af zonder dat er iets gebeurt. Alleen een botsing die aan twee voorwaarden voldoet, leidt écht tot een reactie; zo'n geslaagde botsing noemen we een effectieve botsing.

Aan welke twee voorwaarden moet een effectieve botsing voldoen? Ten eerste moeten de botsende deeltjes samen genoeg energie hebben. Er is een minimale hoeveelheid energie nodig om de oude bindingen te kunnen verbreken; die drempel heet de activeringsenergie, met symbool

E_\text{a}

. Botsen twee deeltjes te zacht, met minder energie dan

E_\text{a}

, dan stuiteren ze onverrichter zake terug. Ten tweede moeten de deeltjes elkaar in de juiste stand raken — de juiste oriëntatie. De plek waar de reactie moet plaatsvinden, moet bij de botsing naar de ander toe wijzen; raken de deeltjes elkaar aan de verkeerde kant, dan gebeurt er niets, ook al was de energie voldoende. Pas als beide voorwaarden — genoeg energie én de juiste oriëntatie — tegelijk vervuld zijn, ontstaat er product.

De reactiesnelheid ligt niet vast, maar verandert meestal tijdens de reactie. In het begin, als de concentratie van de beginstoffen nog hoog is, botsen de deeltjes vaak en gaat de reactie snel; naarmate de beginstoffen opraken, dalen de concentraties, botsen de deeltjes minder vaak en vertraagt de reactie. Dit lees je prachtig af uit een concentratie–tijdgrafiek: de steilheid (de helling) van de kromme ís de reactiesnelheid. In de figuur zie je de concentratie van een reactant tegen de tijd. Aan het begin is de kromme steil — de snelheid is groot — en later wordt hij steeds vlakker, tot de reactie vrijwel tot stilstand komt. De helling op een bepaald moment geeft dus de snelheid op dat moment: een steile helling betekent snel, een vlakke helling betekent traag.

Om een reactiesnelheid te bepalen, meet je hoe een concentratie in de tijd verandert en bereken je vervolgens

\dfrac{\Delta c}{\Delta t}

over een interval. Dat levert de gemiddelde snelheid in dat interval; wil je de snelheid op één moment weten, dan kijk je naar de helling van de raaklijn op dat punt. Handig is dat je vaak niet de concentratie zelf hoeft te meten: bij een reactie waarbij gas ontstaat, is het opgevangen gasvolume per minuut een directe maat voor de snelheid, en bij een reactie waarbij een vaste stof oplost of ontstaat, kun je het massaverschil volgen. In de volgende paragrafen bekijken we de vier factoren waarmee je de reactiesnelheid kunt beïnvloeden — concentratie, verdelingsgraad, temperatuur en katalysator — en verklaren we elk effect met het botsingsmodel dat je hier hebt leren kennen.

s = \dfrac{\Delta c}{\Delta t}

gemiddelde reactiesnelheid

De verandering van de concentratie ( $\Delta c$ : afname van een reactant of toename van een product) gedeeld door de tijdsduur $\Delta t$ ; eenheid mol per liter per seconde.

Uitgewerkt voorbeeld

Gemiddelde reactiesnelheid berekenen

De concentratie van een reactant daalt volgens de figuur. Bereken de gemiddelde reactiesnelheid in het interval $t = 0$ tot $t = 1{,}0\ \text{s}$ (van $1{,}00$ naar $0{,}67\ \text{mol/L}$ ) en vergelijk die met het interval $t = 5{,}0$ tot $t = 6{,}0\ \text{s}$ (van $0{,}135$ naar $0{,}091\ \text{mol/L}$ ).

Stap 1 — Schrijf de formule op
De gemiddelde snelheid is de afname van de concentratie gedeeld door de tijdsduur.
$s = \dfrac{|\Delta c|}{\Delta t}$
Stap 2 — Bereken de snelheid in het eerste interval
Neem de afname over de eerste seconde.
$s = \dfrac{1{,}00 - 0{,}67}{1{,}0} = 0{,}33\ \text{mol}\,\text{L}^{-1}\,\text{s}^{-1}$
Stap 3 — Bereken de snelheid in het latere interval
Doe hetzelfde voor het interval van 5,0 tot 6,0 s.
$s = \dfrac{0{,}135 - 0{,}091}{1{,}0} = 0{,}044\ \text{mol}\,\text{L}^{-1}\,\text{s}^{-1}$

Resultaat: Resultaat: in het eerste interval is de snelheid $0{,}33$ en later nog maar $0{,}044\ \text{mol}\,\text{L}^{-1}\,\text{s}^{-1}$ — ruim zeven keer zo klein. De reactie vertraagt doordat de concentratie daalt, precies zoals de afvlakkende helling in de figuur laat zien.

Veelgemaakte fouten

Denken dat elke botsing tot een reactie leidt; alleen een effectieve botsing — met genoeg energie én de juiste stand — doet dat.
Reactiesnelheid en reactietijd verwarren: een snelle reactie heeft juist een korte reactietijd, dus een grote snelheid hoort bij een kleine tijd.
De reactiesnelheid als constant beschouwen; ze is meestal aan het begin het grootst en neemt af naarmate de beginstoffen opraken.

Actieve herhaling

Bij een reactie daalt de concentratie van een reactant van $1{,}00\ \text{mol/L}$ op $t = 0$ naar $0{,}67\ \text{mol/L}$ na $1{,}0\ \text{s}$ . Bereken de gemiddelde reactiesnelheid in dit interval. Leg daarna met behulp van de helling van de concentratie–tijdgrafiek uit waarom de snelheid later kleiner wordt.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

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

Factoren die de reactiesnelheid bepalen#

Standaardexamenblad-nl

Vier factoren die de reactiesnelheid bepalen

Afb. 2Overzicht van de vier factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden. Concentratie en verdelingsgraad werken vooral op de botsingsfrequentie; temperatuur en katalysator werken vooral op de botsingsenergie en de drempel Ea.

Nu je weet dat een reactie effectieve botsingen vereist, kun je begrijpen waarmee je de reactiesnelheid kunt sturen. Er zijn vier belangrijke factoren: de concentratie van de beginstoffen, de verdelingsgraad (de fijnheid) van een vaste stof, de temperatuur en de aanwezigheid van een katalysator. Elk van deze factoren grijpt in op óf de botsingsfrequentie (hoe vaak deeltjes botsen) óf de botsingsenergie (hoe hard ze botsen), soms op beide. Door telkens terug te redeneren naar het botsingsmodel kun je van elke factor voorspellen én verklaren of de reactie sneller of langzamer gaat. In de figuur staan de vier factoren samengevat, met hun effect op de snelheid en de verklaring op deeltjesniveau.

De eerste factor is de concentratie. Verhoog je de concentratie van een opgeloste beginstof, of bij gassen de druk, dan zitten er in hetzelfde volume méér deeltjes. Die deeltjes botsen daardoor vaker tegen elkaar: de botsingsfrequentie neemt toe, en dus ook het aantal effectieve botsingen per seconde. Het gevolg is een grotere reactiesnelheid. Andersom reageert een verdunde oplossing of een lage gasdruk juist trager. Dit verklaart bijvoorbeeld waarom geconcentreerd zoutzuur veel heftiger met een metaal reageert dan sterk verdund zoutzuur, en waarom een reactie vanzelf vertraagt naarmate de beginstoffen tijdens de reactie opraken — hun concentratie daalt immers, en daarmee daalt de botsingsfrequentie.

De tweede factor speelt bij reacties tussen een vaste stof en een vloeistof of gas: de verdelingsgraad, ofwel hoe fijn de vaste stof is verdeeld. Een reactie tussen twee stoffen kan alleen plaatsvinden op het grensvlak waar ze elkaar raken — het contactoppervlak. Bij een grote brok is dat oppervlak klein: alleen de buitenkant doet mee, en de deeltjes diep binnenin komen nooit in contact met de andere stof. Maal je diezelfde brok tot poeder, dan wordt het totale oppervlak vele malen groter, zodat er veel meer plekken zijn waar botsingen kunnen plaatsvinden. Fijn verdeeld materiaal reageert daardoor veel sneller. Dit verklaart waarom meelstof of houtstof in een fabriek gevaarlijk explosief kan zijn, terwijl een massief blok van hetzelfde materiaal rustig blijft.

De derde factor is de temperatuur, en die heeft een verrassend groot effect. Verwarm je een mengsel, dan gaan de deeltjes sneller bewegen. Dat heeft twee gevolgen tegelijk: de deeltjes botsen vaker (hogere botsingsfrequentie) én ze botsen harder, dus met meer energie. Vooral dat tweede telt zwaar, want er komen veel méér deeltjes die bij een botsing de activeringsenergie halen. Samen zorgen deze effecten ervoor dat de reactiesnelheid bij verwarming flink toeneemt. Omgekeerd vertraagt afkoelen een reactie sterk — precies de reden dat je voedsel in de koelkast bewaart: bij een lagere temperatuur verlopen de bederfreacties veel trager. De temperatuurinvloed is zó belangrijk dat we hem in de volgende paragraaf apart en dieper behandelen.

De vierde factor is de katalysator: een stof die de reactie versnelt zonder er zelf bij verbruikt te worden. Een katalysator biedt de reactie als het ware een gemakkelijker pad met een lagere activeringsenergie, zodat meer botsingen effectief zijn en de reactie sneller verloopt; na afloop is de katalysator onveranderd terug te vinden. Ook deze factor behandelen we straks uitgebreider. Overzien we de vier factoren, dan zie je een mooi patroon: concentratie en verdelingsgraad werken vooral op de botsingsfréquentie (hoe vaak er wordt gebotst), terwijl temperatuur en katalysator vooral ingrijpen op de botsingsénergie en de drempel

E_\text{a}

(welk deel van de botsingen genoeg energie heeft). Met dit ene botsingsmodel verklaar je ze dus allemaal.

Uitgewerkt voorbeeld

Waarom poeder sneller reageert: het oppervlak berekenen

Een kubusvormig brok zink met ribbe $1{,}0\ \text{cm}$ wordt vermalen tot kleine kubusjes met ribbe $0{,}10\ \text{cm}$ . Laat met een berekening zien hoeveel groter het totale oppervlak wordt, en verklaar waarom het poeder sneller met zoutzuur reageert.

Stap 1 — Bereken het oppervlak van het hele brok
Een kubus heeft 6 vlakken; elk vlak is ribbe maal ribbe.
$A_{\text{brok}} = 6 \cdot (1{,}0)^{2} = 6{,}0\ \text{cm}^{2}$
Stap 2 — Bepaal het aantal kleine kubusjes
Het volume blijft gelijk; langs elke ribbe van 1,0 cm passen 10 kubusjes van 0,10 cm, dus 10 × 10 × 10.
$N = \left(\dfrac{1{,}0}{0{,}10}\right)^{3} = 10^{3} = 1000$
Stap 3 — Bereken het totale oppervlak van het poeder
Elk kubusje heeft oppervlak 6 × (0,10)² = 0,060 cm²; vermenigvuldig met het aantal kubusjes.
$A_{\text{poeder}} = 1000 \cdot 6 \cdot (0{,}10)^{2} = 60\ \text{cm}^{2}$

Resultaat: Resultaat: het oppervlak groeit van $6{,}0$ naar $60\ \text{cm}^{2}$ , dus tien keer zo groot bij gelijke massa. Omdat de reactie op het contactoppervlak plaatsvindt, zijn er nu tien keer zoveel plekken voor effectieve botsingen en verloopt de reactie veel sneller.

Veelgemaakte fouten

Het effect wel noemen maar niet verklaren; op het examen moet je terugkoppelen naar de botsingsfrequentie of de botsingsenergie.
Denken dat een grotere brok even snel reageert als poeder van dezelfde massa; het gaat om het contactoppervlak, niet om de massa.
Denken dat een katalysator bij de reactie wordt verbruikt; een katalysator komt na afloop onveranderd terug.

Actieve herhaling

Zink reageert met zoutzuur onder vorming van waterstofgas. Verklaar met het botsingsmodel waarom fijn zinkpoeder veel sneller reageert dan een even zwaar brok zink. Onderbouw je antwoord met een schatting van hoeveel groter het oppervlak wordt.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

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

Temperatuur en activeringsenergie#

Standaardexamenblad-nl

Energieverdeling en activeringsenergie bij twee temperaturen

Afb. 3Vereenvoudigde energieverdeling van de deeltjes bij een lage en een hoge temperatuur. Alleen deeltjes met een energie boven de activeringsenergie Ea (rechts van de lijn) kunnen reageren. Bij de hoge temperatuur is dat gearceerde gebied groter, dus zijn er meer effectieve botsingen en gaat de reactie sneller.

In de vorige paragraaf zag je al dat temperatuur een sterk effect heeft op de reactiesnelheid. Nu kijken we preciezer waaróm. Als je een stof verwarmt, geef je de deeltjes meer bewegingsenergie: ze schieten sneller heen en weer. Bij een hogere temperatuur botsen de deeltjes daardoor niet alleen iets vaker, maar vooral veel hárder. En juist die botsingsenergie is beslissend, want alleen botsingen waarbij de deeltjes samen minstens de activeringsenergie

E_\text{a}

meebrengen, zijn effectief. Bij een lage temperatuur haalt maar een klein deel van de deeltjes die drempel; bij een hogere temperatuur zijn er ineens veel méér deeltjes met genoeg energie. Het effect op de snelheid is daardoor veel groter dan je op grond van alleen de iets hogere botsingsfrequentie zou verwachten.

Om dit te begrijpen, helpt het te bedenken dat niet alle deeltjes even veel energie hebben. Op elk moment zijn er langzame en snelle deeltjes door elkaar; de energie is over de deeltjes verdeeld. Dit is het idee achter de Maxwell-Boltzmann-verdeling. In de figuur staat een vereenvoudigde weergave: twee dalende krommen tonen hoe het aantal deeltjes afneemt naarmate hun energie hoger wordt, bij een lage en bij een hoge temperatuur. De verticale lijn markeert de activeringsenergie

E_\text{a}

. Alleen de deeltjes réchts van die lijn hebben genoeg energie om bij een botsing te reageren — dat is het gearceerde gebied. Bij de hoge temperatuur (de minst steile kromme) is dat gebied duidelijk groter dan bij de lage temperatuur: er zijn dan veel meer deeltjes met een energie boven de drempel, en dus meer effectieve botsingen.

Hoe groot is dat effect precies? Voor veel reacties geldt een handige vuistregel: per

10\ ^{\circ}\text{C}

temperatuurstijging wordt de reactiesnelheid ongeveer twee keer zo groot. Dat betekent dat een bescheiden temperatuurverschil al een enorm verschil in snelheid geeft. Stijgt de temperatuur met

30\ ^{\circ}\text{C}

, dan verdubbelt de snelheid drie keer achter elkaar, wat neerkomt op ongeveer

2 \times 2 \times 2 = 8

keer zo snel. Deze regel is een benadering en geldt niet voor élke reactie even precies, maar hij laat goed zien hoe gevoelig reactiesnelheden voor temperatuur zijn. Het verklaart waarom een reactie in een warm waterbad veel sneller loopt dan bij kamertemperatuur, en waarom je juist afkoelt om een reactie te vertragen of iets houdbaar te maken.

Waarom heeft een klein temperatuurverschil zo'n groot effect? Dat komt doordat het aantal deeltjes met een energie boven

E_\text{a}

heel gevoelig is voor de temperatuur: door de vorm van de energieverdeling groeit de „staart” van snelle deeltjes bij verwarming veel sterker dan je zou denken. Een paar graden erbij verschuift verhoudingsgewijs veel deeltjes over de drempel heen. Belangrijk om te onthouden: de activeringsenergie zelf verandert niet met de temperatuur — de drempel blijft even hoog. Wat verandert, is hoevéél deeltjes hem halen. Dit geldt zowel voor exotherme als voor endotherme reacties: in beide gevallen versnelt verwarmen de reactie, omdat in beide gevallen eerst de drempel

E_\text{a}

moet worden overwonnen voordat er iets kan gebeuren.

De temperatuur is dus de meest ingrijpende knop om een reactiesnelheid te veranderen, juist omdat ze de botsingsenergie beïnvloedt en daarmee de fractie effectieve botsingen. Toch is verwarmen niet altijd de beste oplossing: het kost energie, en soms wil je een reactie versnellen zonder de temperatuur op te voeren, bijvoorbeeld in een levend organisme dat maar één lichaamstemperatuur heeft. Er is een tweede manier om méér botsingen effectief te maken: niet door de deeltjes meer energie te geven, maar door de drempel

E_\text{a}

te verlagen. Dat is precies wat een katalysator doet. In de volgende paragraaf zie je hoe een katalysator, en in het bijzonder een enzym, langs die weg een reactie kan versnellen zonder dat er verwarmd hoeft te worden.

\Delta T = +10\ ^{\circ}\text{C} \;\Rightarrow\; s \to 2s

vuistregel temperatuur

Bij veel reacties wordt de snelheid ongeveer twee keer zo groot per 10 °C temperatuurstijging; dit is een benadering, geen exacte wet.

Uitgewerkt voorbeeld

Temperatuureffect met de vuistregel

Een reactie verdubbelt in snelheid per $10\ ^{\circ}\text{C}$ . Met welke factor neemt de snelheid ongeveer toe als de temperatuur van $20\ ^{\circ}\text{C}$ naar $50\ ^{\circ}\text{C}$ stijgt?

Stap 1 — Bepaal het aantal stappen van 10 °C
Deel het temperatuurverschil door 10 °C.
$\Delta T = 50 - 20 = 30\ ^{\circ}\text{C} = 3 \times 10\ ^{\circ}\text{C}$
Stap 2 — Vermenigvuldig de verdubbelingen
Elke stap van 10 °C verdubbelt de snelheid; drie stappen betekenen drie keer verdubbelen.
$2 \times 2 \times 2 = 2^{3} = 8$
Stap 3 — Formuleer het antwoord
De snelheid wordt ongeveer 8 keer zo groot; let op dat je de factoren vermenigvuldigt en niet optelt.

Resultaat: Resultaat: de reactiesnelheid wordt ongeveer $8$ keer zo groot. Zo'n groot effect van maar $30\ ^{\circ}\text{C}$ komt doordat bij verwarming veel méér deeltjes de activeringsenergie halen.

Veelgemaakte fouten

Denken dat verwarmen alleen de botsingsfrequentie verhoogt; het belangrijkste effect is dat veel méér deeltjes de activeringsenergie halen.
Denken dat de activeringsenergie kleiner wordt bij een hogere temperatuur; $E_\text{a}$ blijft gelijk, alleen het aantal deeltjes boven de drempel neemt toe.
De vuistregel verkeerd toepassen door de factoren op te tellen in plaats van te vermenigvuldigen: $30\ ^{\circ}\text{C}$ geeft $2^{3} = 8$ keer, niet $3 \times 2 = 6$ keer.

Actieve herhaling

Een reactie verdubbelt in snelheid per $10\ ^{\circ}\text{C}$ temperatuurstijging. Met welke factor neemt de snelheid ongeveer toe als je de temperatuur van $20\ ^{\circ}\text{C}$ naar $50\ ^{\circ}\text{C}$ verhoogt? Leg met de energieverdeling uit waarom een klein temperatuurverschil zo'n groot effect heeft.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

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

Katalysatoren en enzymen#

Standaardexamenblad-nl

Energiediagram: reactie met en zonder katalysator

Afb. 4Dezelfde exotherme reactie zonder en met katalysator. De katalysator (gestreepte route) verlaagt de top en dus de activeringsenergie van 100 naar 50 kJ, maar begin- en eindniveau — en daarmee ΔH = −20 kJ — blijven gelijk. Een lagere drempel betekent meer effectieve botsingen en dus een snellere reactie.

Een katalysator is een stof die een reactie versnelt zonder er zelf bij verbruikt te worden. Aan het eind van de reactie is de katalysator onveranderd terug te vinden, en een kleine hoeveelheid ervan kan enorme hoeveelheden beginstof helpen omzetten. Hoe kan dat? Een katalysator biedt de reactie een andere route — een ander reactiemechanisme — met een lágere activeringsenergie. De deeltjes hoeven dan minder energie mee te brengen om te reageren. Het gevolg is dat bij dezelfde temperatuur een veel groter deel van de botsingen effectief is, en dat de reactie dus sneller verloopt. Belangrijk: de katalysator verandert niets aan de beginstoffen, de producten of de vrijkomende of opgenomen energie (

\Delta H

) van de reactie — alleen de weg ernaartoe wordt gemakkelijker.

Dit zie je het duidelijkst in een energiediagram, waarin de energie is uitgezet tegen het verloop van de reactie. In de figuur staan twee routes van dezelfde reactie: één zonder en één met katalysator. Beide beginnen bij dezelfde beginstoffen en eindigen bij dezelfde producten, dus de energiewinst (

\Delta H

) is voor allebei gelijk. Het verschil zit in de „berg” die de deeltjes onderweg moeten beklimmen: de activeringsenergie is de hoogte van die berg, gemeten vanaf de beginstoffen tot de top. De route met katalysator (de gestreepte lijn) heeft een duidelijk lagere top, dus een kleinere

E_\text{a}

. Dezelfde reactie hoeft daardoor een minder hoge energiedrempel te overwinnen, waardoor meer deeltjes „over de berg” komen en de reactie sneller gaat.

Een katalysator versnelt zowel de heenreactie als de terugreactie, en in precies dezelfde mate; hij verplaatst een eventueel evenwicht dus niet, maar zorgt er alleen voor dat het sneller wordt bereikt. Ook verschuift een katalysator het eindpunt van de reactie niet: je krijgt niet méér product, je krijgt het alleen sneller. Omdat de katalysator na afloop onveranderd is, doet een kleine hoeveelheid al heel lang mee. In de chemische industrie zijn katalysatoren daarom onmisbaar: ze maken reacties mogelijk bij een lagere temperatuur en besparen zo veel energie. Denk aan de ijzerkatalysator bij de ammoniaksynthese of aan de katalysator in de uitlaat van een auto, die schadelijke uitlaatgassen versneld omzet in minder schadelijke stoffen.

In levende organismen spelen katalysatoren een hoofdrol, want daar heten ze enzymen — biokatalysatoren die uit eiwit bestaan. Bij lichaamstemperatuur zouden de meeste reacties in je lichaam veel te traag verlopen om leven mogelijk te maken; enzymen versnellen ze door de activeringsenergie drastisch te verlagen. Zo breekt het enzym amylase in je speeksel zetmeel af, en zorgen enzymen in je cellen voor de verbranding van glucose. Enzymen zijn bovendien zeer specifiek: elk enzym past maar op één bepaalde stof, een beetje zoals een sleutel op één slot. Ze werken het best bij een bepaalde temperatuur en zuurgraad; wordt het te warm, dan verandert het eiwit van vorm (het denatureert) en werkt het enzym niet meer. Zo kan een biokatalysator de reactiesnelheid regelen zonder dat de temperatuur omhoog hoeft.

Katalysatoren komen in twee soorten voor. Bij homogene katalyse zit de katalysator in dezelfde fase als de reagerende stoffen — bijvoorbeeld allemaal opgelost in dezelfde vloeistof. Bij heterogene katalyse zit de katalysator in een andere fase, meestal een vaste stof waarover een gas of vloeistof stroomt; de reactie vindt dan plaats aan het oppervlak van de katalysator, wat verklaart waarom zulke katalysatoren vaak poreus of fijn verdeeld zijn om een groot oppervlak te bieden. In beide gevallen is het werkingsprincipe hetzelfde: een route met een lagere activeringsenergie. Daarmee sluit de kring van dit onderwerp: concentratie en verdelingsgraad regelen hoe vaak deeltjes botsen, temperatuur en katalysator regelen welk deel van die botsingen effectief is — en samen bepalen ze de reactiesnelheid.

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

activeringsenergie

De activeringsenergie is het hoogteverschil tussen de top (overgangstoestand) en het energieniveau van de beginstoffen.

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

reactie-energie

De energiewinst of het energieverbruik van de reactie: negatief bij een exotherme, positief bij een endotherme reactie. Een katalysator verandert $\Delta H$ niet.

Uitgewerkt voorbeeld

Activeringsenergie aflezen met en zonder katalysator

In het energiediagram liggen de beginstoffen op $40\ \text{kJ}$ , de top zonder katalysator op $140\ \text{kJ}$ , de top met katalysator op $90\ \text{kJ}$ en de producten op $20\ \text{kJ}$ . Bepaal $E_\text{a}$ met en zonder katalysator en $\Delta H$ , en leg het effect op de snelheid uit.

Stap 1 — Ea zonder katalysator
Trek het niveau van de beginstoffen af van de hoogste top.
$E_\text{a} = 140 - 40 = 100\ \text{kJ}$
Stap 2 — Ea met katalysator
Doe hetzelfde voor de lagere top van de gestreepte route.
$E_\text{a} = 90 - 40 = 50\ \text{kJ}$
Stap 3 — Bereken ΔH
ΔH is het verschil tussen producten en beginstoffen; dat is voor beide routes gelijk.
$\Delta H = 20 - 40 = -20\ \text{kJ}$

Resultaat: Resultaat: de activeringsenergie daalt van $100$ naar $50\ \text{kJ}$ , terwijl $\Delta H = -20\ \text{kJ}$ (exotherm) hetzelfde blijft. Door de lagere drempel halen bij dezelfde temperatuur veel meer deeltjes de activeringsenergie, dus de reactie gaat sneller — maar de energiebalans en de hoeveelheid product veranderen niet.

Veelgemaakte fouten

Denken dat een katalysator dezelfde reactieberg gewoon verlaagt; hij biedt in werkelijkheid een ándere route met een lagere activeringsenergie.
Denken dat een katalysator de $\Delta H$ of de hoeveelheid product verandert; alleen de snelheid verandert, niet de energiebalans of het eindpunt.
De activeringsenergie in het energiediagram aflezen vanaf de nullijn in plaats van vanaf het energieniveau van de beginstoffen.

Actieve herhaling

Een reactie heeft zonder katalysator een activeringsenergie van $100\ \text{kJ}$ en met katalysator van $50\ \text{kJ}$ ; de reactie is exotherm met $\Delta H = -20\ \text{kJ}$ . Lees uit het energiediagram de activeringsenergie met en zonder katalysator af en leg uit waarom de katalysator de reactie versnelt maar de hoeveelheid product niet verandert.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

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

Referenties en bronnen

Bronnen

CvTE / Examenblad

Examenprogramma scheikunde (HAVO)

Reactiesnelheid en reactiekinetiek

4 Onderdelen~22 min leestijd3 VaardighedenNiveau Standaard 4

Reactiesnelheid en reactiekinetiek

Kernpunten

Gemiddelde reactiesnelheid berekenen

Kernpunten

Waarom poeder sneller reageert: het oppervlak berekenen

Kernpunten

Temperatuureffect met de vuistregel

Kernpunten

Activeringsenergie aflezen met en zonder katalysator

Bronnen

Reactiesnelheid en reactiekinetiek

Kernpunten

Gemiddelde reactiesnelheid berekenen

Kernpunten

Waarom poeder sneller reageert: het oppervlak berekenen

Kernpunten

Temperatuureffect met de vuistregel

Kernpunten

Activeringsenergie aflezen met en zonder katalysator

Bronnen