Chemie_Hfdst6_Thermodynamica.pdf

# Fundamentele concepten van thermodynamica Dit onderdeel introduceert de basisterminologie van thermodynamica, zoals energie, metabolisme, arbeid en warmte, en hun onderlinge relaties. ## 1. Energie, arbeid en warmte ### 1.1 Energie Energie wordt gedefinieerd als het vermogen om arbeid te verrichten en/of warmte te produceren. Het is een intrinsieke eigenschap van elke vorm van materie, zoals atomen, moleculen, en biologische systemen. Er bestaan diverse vormen van energie, waaronder chemische en elektrische energie. In de wetenschappen is energie de mogelijkheid van een systeem om warmte te produceren en/of arbeid te verrichten [2](#page=2) [6](#page=6). ### 1.2 Arbeid Arbeid ($W$) is het resultaat van een kracht ($F$) op een verplaatsing ($\Delta s$). De formule hiervoor is $W = F \cdot \Delta s$. De SI-eenheid van arbeid is de Joule (J), waarbij $1 \text{ J} = 1 \text{ N} \cdot 1 \text{ m} = 1 \text{ kg} \cdot \text{m}^2 \cdot \text{s}^{-2}$. Voorbeelden van arbeid zijn het optillen van een gewicht of de interactie tussen biljartballen die beweging veroorzaakt. Arbeid wordt beschouwd als een geordende vorm van energieoverdracht [6](#page=6). ### 1.3 Warmte Warmte ($q$) is een energieoverdracht tussen twee systemen die verschillende temperaturen hebben. Warmte verplaatst zich spontaan van gebieden met een hogere temperatuur naar gebieden met een lagere temperatuur. Een voorbeeld is de warmteoverdracht van een hete soepkom naar je hand. Warmte is een ongeordende manier van energietransfer [6](#page=6). ### 1.4 Onderscheid energie, arbeid en warmte Het is cruciaal om onderscheid te maken tussen energie, arbeid en warmte. Energie is een eigenschap die een systeem *bezit*, terwijl arbeid en warmte vormen van *energieoverdracht* zijn [6](#page=6). ### 1.5 Kinetische en potentiële energie Energie kan worden onderverdeeld in kinetische en potentiële energie [6](#page=6). * **Kinetische energie** ($E_{\text{kin}}$) is geassocieerd met beweging en mechanische arbeid. De formule hiervoor is $E_{\text{kin}} = \frac{1}{2}mv^2$, waarbij $m$ de massa en $v$ de snelheid is. Kinetische energie kent vele vormen, zoals warmte, elektromagnetische straling, elektrische energie en mechanische energie. Thermische energie, geassocieerd met temperatuur, is een vorm van kinetische energie door de beweging van deeltjes [6](#page=6). * **Potentiële energie** ($E_{\text{pot}}$) is energie die een systeem bezit op basis van zijn positie en samenstelling. Chemische energie is een vorm van potentiële energie, gerelateerd aan de aantrekking en afstoting tussen elektronen en atoomkernen in bindingen [6](#page=6). ### 1.6 Inwendige energie De totale energie van een systeem wordt de **inwendige energie** ($U$) genoemd [6](#page=6). ## 2. Systeem, omgeving en grenzen ### 2.1 Definities * **Systeem:** Het object of de verzameling objecten waarop de aandacht gericht is. Dit kan variëren van een enkele cel tot een grotere entiteit [8](#page=8). * **Omgeving:** Alles wat zich buiten het systeem bevindt [8](#page=8). * **Grens:** De scheiding tussen het systeem en de omgeving, die zowel reëel als denkbeeldig kan zijn [8](#page=8). ### 2.2 Soorten systemen Systemen worden ingedeeld op basis van de eigenschappen van hun grenzen: * **Open systeem:** Materie en energie kunnen uitgewisseld worden tussen het systeem en de omgeving [8](#page=8). * **Gesloten systeem:** Alleen energie kan worden uitgewisseld, geen materie [8](#page=8). * **Geïsoleerd systeem:** Noch materie, noch energie kan worden uitgewisseld [8](#page=8). ## 3. Temperatuur en thermisch evenwicht ### 3.1 Temperatuur Temperatuur is een maat voor de "heftigheid" van de willekeurige beweging (kinetische energie) van de samenstellende deeltjes van een systeem. Het wordt uitgedrukt in schalen zoals Celsius (°C) en Kelvin (K). De absolute temperatuur is de temperatuur in Kelvin. De relatie is [9](#page=9): $$ T (\text{K}) = t (°\text{C}) + 273,15 $$ [9](#page=9). ### 3.2 Belangrijk onderscheid: temperatuur vs. warmte Het is essentieel om temperatuur en warmte te onderscheiden: * **Temperatuur:** Een maat voor de gemiddelde kinetische energie van de deeltjes in een systeem [9](#page=9). * **Warmte:** Energie die nodig is om de temperatuur van een systeem te laten stijgen; het is een energieoverdracht. Een systeem "bezit" geen warmte [9](#page=9). ### 3.3 Thermisch evenwicht Wanneer twee systemen met verschillende temperaturen in contact worden gebracht, zal thermische energie spontaan van het warmere naar het koudere systeem stromen totdat beide systemen dezelfde temperatuur hebben bereikt. Dit is een staat van **thermisch evenwicht** [9](#page=9). ## 4. De eerste hoofdwet van de thermodynamica ### 4.1 Wet van behoud van energie De eerste hoofdwet van de thermodynamica, ook wel de wet van behoud van energie genoemd, stelt dat de totale energie van het universum constant is. Energie kan worden omgezet van de ene vorm naar de andere, maar kan niet verdwijnen of worden gecreëerd [9](#page=9). Dit betekent dat elke energieverandering in een systeem een even grote maar tegengestelde energieverandering in de omgeving veroorzaakt [9](#page=9). ### 4.2 Energieverandering in een systeem Voor een gesloten systeem verandert de inwendige energie ($U$) met een bedrag dat gelijk is aan de som van de toegevoegde warmte ($q$) en arbeid ($w$): $$ \Delta U = q + w $$ [10](#page=10). ### 4.3 Conventies voor teken * Energie die van het systeem naar de omgeving gaat, wordt als negatief beschouwd. * Energie die door het systeem wordt opgenomen, is positief. Deze conventies worden vanuit het perspectief van het *systeem* gehanteerd [10](#page=10). ### 4.4 Exo- en endotherme processen * **Exotherm proces:** Energie wordt onder vorm van warmte van het systeem naar de omgeving overgedragen. De energie van het systeem neemt af, die van de omgeving neemt toe [10](#page=10) [19](#page=19). * **Endotherm proces:** Warmte wordt van de omgeving naar het systeem overgedragen. De energie van de omgeving neemt af, die van het systeem neemt toe [10](#page=10) [19](#page=19). ### 4.5 Adiabatisch proces Een adiabatisch proces vindt plaats zonder warmte-uitwisseling met de omgeving [10](#page=10). ## 5. Energieveranderingen tijdens fysische omzettingen ### 5.1 Fysische omzetting Een fysische omzetting is een proces waarbij een stof van aggregatietoestand of kristalrooster verandert. Voorbeelden zijn smelten, verdampen en sublimeren. Deze processen vinden doorgaans plaats bij een constante overgangstemperatuur, die drukafhankelijk kan zijn [10](#page=10). ### 5.2 Faseovergangen Tijdens een faseovergang (bijvoorbeeld smelten of verdampen) blijft de temperatuur constant. De toegevoegde energie wordt gebruikt om de interacties tussen deeltjes te overwinnen, niet om de temperatuur te verhogen [11](#page=11). * **Smelten:** Het proces waarbij een vaste stof overgaat naar een vloeistof. De energie die nodig is om 1 mol vaste stof om te zetten naar de vloeibare toestand bij de smelttemperatuur wordt de molaire smeltenthalpie genoemd [10](#page=10). * **Verdampen:** Het proces waarbij een vloeistof overgaat naar een gas. De energie die nodig is om 1 mol vloeistof om te zetten naar de gasvormige toestand bij de kooktemperatuur wordt de molaire verdampingsenthalpie genoemd [10](#page=10). ## 6. Enthalpie en chemische reacties ### 6.1 Enthalpie ($H$) Enthalpie is een thermodynamische grootheid die vooral relevant is bij processen die plaatsvinden bij constante druk. Het is gedefinieerd als [15](#page=15): $$ H = U + PV $$ [15](#page=15). waarbij $U$ de inwendige energie, $P$ de druk en $V$ het volume is. Enthalpie is, net als $U$, $P$ en $V$, een toestandsfunctie [15](#page=15). ### 6.2 Verband tussen enthalpieverandering en warmte bij constante druk Voor processen bij constante druk geldt dat de enthalpieverandering ($\Delta H$) gelijk is aan de hoeveelheid warmte ($q_P$) die wordt uitgewisseld [10](#page=10) [15](#page=15): $$ \Delta H = \Delta U + P \Delta V = q_P $$ [16](#page=16). Dit betekent dat bij processen bij constante druk, de warmte die wordt opgenomen of afgegeven, gelijk is aan de verandering in enthalpie van het systeem [16](#page=16). ### 6.3 Betekenis van de term $P\Delta V$ De term $P\Delta V$ representeert de arbeid die gepaard gaat met volumeveranderingen van het systeem, met name door veranderingen in het aantal gasmolen [16](#page=16) [17](#page=17). * Als het volume van het systeem afneemt (minder gasmolen), levert de omgeving arbeid op het systeem ($P\Delta V$ is negatief). De enthalpieverandering is dan kleiner dan de verandering in inwendige energie [16](#page=16) [18](#page=18). * Als het volume van het systeem toeneemt (meer gasmolen), levert het systeem arbeid op de omgeving ($P\Delta V$ is positief). De enthalpieverandering is dan groter dan de verandering in inwendige energie [16](#page=16) [18](#page=18). * Als er geen gasvormige componenten bij betrokken zijn of het aantal gasmolen gelijk blijft, zijn $\Delta U$ en $\Delta H$ gelijk [16](#page=16). ### 6.4 Enthalpieveranderingen tijdens chemische reacties Voor chemische reacties geldt dat de enthalpieverandering, $\Delta H$, het verschil is tussen de enthalpie van de producten en de enthalpie van de reagentia [18](#page=18): $$ \Delta H = H_{\text{producten}} - H_{\text{reagentia}} $$ [18](#page=18). De **reactie-enthalpie** ($\Delta_r H$) is de enthalpieverandering die met een specifieke reactie gepaard gaat, uitgedrukt per mol reactievergelijking (eenheid J/mol) [18](#page=18) [19](#page=19) [20](#page=20) [21](#page=21) [22](#page=22) [23](#page=23) [24](#page=24) [25](#page=25) [26](#page=26) [27](#page=27) [28](#page=28). * **Exotherme reactie:** $\Delta_r H < 0$. De reactie geeft warmte af aan de omgeving [19](#page=19) [20](#page=20). * **Endotherme reactie:** $\Delta_r H > 0$. De reactie neemt warmte op uit de omgeving [19](#page=19) [20](#page=20). ### 6.5 Thermochemische reactievergelijking Een thermochemische reactievergelijking vermeldt de enthalpieverandering die met de reactie gepaard gaat, inclusief de fysische toestanden van de componenten [18](#page=18). Voorbeelden: * Waterstof en zuurstof reageren tot vloeibaar water: $$ \text{H}_2\text{(g)} + \frac{1}{2} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(vl)} \quad \Delta_r H^\circ = -285,9 \text{ kJ/mol} $$ [19](#page=19). * Stikstof en waterstof reageren tot ammoniak: $$ \text{N}_2\text{(g)} + 3 \text{H}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{NH}_3\text{(g)} \quad \Delta_r H^\circ = -92,38 \text{ kJ/mol} $$ [19](#page=19). ### 6.6 Standaardcondities Standaardreferentietoestanden worden gebruikt om enthalpieveranderingen te vergelijken. Dit is typisch bij een druk van 1 bar en een temperatuur van 25 °C (298,15 K). $\Delta_r H^\circ$ geeft de enthalpieverandering onder deze standaardcondities aan [19](#page=19) [22](#page=22). ### 6.7 Standaardvormingsenthalpie ($\Delta_f H^\circ$) De standaardvormingsenthalpie van een stof is de enthalpieverandering die optreedt wanneer 1 mol van die stof wordt gevormd uit de enkelvoudige, stabiele stoffen in hun standaardtoestand [21](#page=21) [22](#page=22) [23](#page=23). * De $\Delta_f H^\circ$ van een enkelvoudige stof in zijn stabiele standaardtoestand is nul [22](#page=22) [23](#page=23). * Negatieve $\Delta_f H^\circ$ waarden duiden op stabiliteit, positieve waarden op minder stabiliteit [23](#page=23). Voorbeelden van vormingsreacties: * $$ \text{H}_2\text{(g)} + \frac{1}{2} \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{H}_2\text{O(vl)} \quad \Delta_f H^\circ = -285,9 \text{ kJ/mol} $$ [22](#page=22). * $$ \text{C(grafiet)} + \text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\text{(g)} \quad \Delta_f H^\circ = -393,5 \text{ kJ/mol} $$ [22](#page=22). De reactie-enthalpie van een reactie kan berekend worden met behulp van standaardvormingsenthalpieën: $$ \Delta_r H^\circ = \sum \nu_i \Delta_f H^\circ (\text{producten}) - \sum \nu_i \Delta_f H^\circ (\text{reagentia}) $$ [25](#page=25). waarbij $\nu_i$ de stoichiometrische coëfficiënten zijn [25](#page=25). ### 6.8 Wet van Hess De Wet van Hess stelt dat de totale enthalpieverandering voor een reactie constant is, ongeacht of de reactie in één stap of meerdere stappen verloopt. Dit maakt het mogelijk om de enthalpieverandering van reacties te berekenen, zelfs als deze niet direct gemeten kunnen worden [21](#page=21) [22](#page=22). ### 6.9 Bindingsdissociatie-enthalpie (bindingsenergie, $D$) De bindingsdissociatie-enthalpie ($D$) is de standaard-enthalpieverandering die gepaard gaat met het homolytisch verbreken van 1 mol bindingen in een stof in de gasfase. Dit proces is altijd endotherm [26](#page=26) [27](#page=27) [28](#page=28). * Verbreken van bindingen: $A-B \text{(g)} \rightarrow A \cdot + B \cdot \quad \Delta H^\circ = D_{A-B}$ [26](#page=26) [27](#page=27) [28](#page=28). * Vormen van bindingen: $A \cdot + B \cdot \rightarrow A-B \text{(g)} \quad \Delta H^\circ = -D_{A-B}$ [27](#page=27) [28](#page=28). De totale reactie-enthalpie ($\Delta_r H^\circ$) kan geschat worden met behulp van bindingsenergieën: $$ \Delta_r H^\circ = \sum D (\text{gebroken bindingen}) - \sum D (\text{gevormde bindingen}) $$ [27](#page=27) [28](#page=28). ## 7. Metabolisme ### 7.1 Definitie Metabolisme is het geheel van biochemische reacties die plaatsvinden in cellen en organismen [2](#page=2). ### 7.2 Anabolisme en katabolisme * **Anabolisme:** Processen waarbij eenvoudige moleculen worden omgezet in complexere moleculen, wat energieopname vereist [2](#page=2). * **Katabolisme:** Processen waarbij complexe moleculen worden afgebroken tot eenvoudigere moleculen, wat energieafgifte genereert. Exotherme reacties in het lichaam zijn essentieel om het continue warmteverlies te compenseren [2](#page=2) [6](#page=6). --- # Energieomzettingen en fysische processen Dit deel behandelt hoe energie wordt omgezet tijdens fysische veranderingen zoals faseovergangen en de berekening van de hiervoor benodigde energie [10](#page=10). ### 2.1 Thermodynamica en energieoverdracht Thermodynamica is de studie van energie en de omzettingen ervan. De belangrijkste principes zijn [10](#page=10): * **Wet van behoud van energie (Eerste hoofdwet thermodynamica):** De totale energie van het universum is constant; energie kan niet gecreëerd of vernietigd worden, enkel omgezet [10](#page=10). * **Energieverandering systeem = - energieverandering omgeving:** Elke energieverandering in een systeem heeft een even grote, maar tegengestelde verandering in de omgeving tot gevolg [10](#page=10). * **Inwendige energie:** De verandering in de inwendige energie ($\Delta U$) van een gesloten systeem is gelijk aan de som van warmte ($q$) en arbeid ($w$) die aan het systeem worden toegevoegd: $$\Delta U = q + w$$ [10](#page=10). #### 2.1.1 Exotherme en endotherme processen * **Exotherm proces:** Energie wordt onder vorm van warmte overgedragen *van* het systeem *naar* de omgeving. De energie van het systeem neemt af. Bij conventie wordt deze energieoverdracht als negatief beschouwd [10](#page=10) [11](#page=11). * **Endotherm proces:** Energie wordt onder vorm van warmte overgedragen *van* de omgeving *naar* het systeem. De energie van het systeem neemt toe. Bij conventie wordt deze energieoverdracht als positief beschouwd [10](#page=10) [11](#page=11). * **Adiabatisch proces:** Geen warmte wordt uitgewisseld met de omgeving [11](#page=11). #### 2.1.2 Temperatuur en warmte * **Temperatuur:** Is een maat voor de heftigheid van de willekeurige beweging van deeltjes binnen een systeem [10](#page=10). * De relatie tussen Kelvin (absolute temperatuur) en Celsius is: $$T (\text{K}) = t (°\text{C}) + 273,15$$ [10](#page=10). * Bij 0 K is de kinetische energie van een systeem nul (geen interne beweging) [10](#page=10). * **Warmte:** Is de energie die nodig is om de temperatuur van een systeem te doen stijgen; het is een overdracht van energie en geen eigenschap die een systeem "bezit". Thermische energie vloeit altijd van een hogere naar een lagere temperatuur en stopt bij thermisch evenwicht [10](#page=10). ### 2.2 Energieveranderingen tijdens fysische omzettingen Een fysische omzetting is een proces waarbij een stof verandert van aggregatietoestand of kristalrooster, zoals smelten, sublimeren of het veranderen van kristalstructuur. Deze omzettingen vinden plaats bij specifieke overgangstemperaturen die drukafhankelijk zijn. Tijdens een faseomzetting blijft de temperatuur constant; de toegevoegde energie overwint de interacties tussen deeltjes, in plaats van de temperatuur te verhogen [10](#page=10) [11](#page=11). #### 2.2.1 Faseovergangen * **Smelten:** De overgang van een vaste stof naar een vloeistof. Hierbij bewegen deeltjes snel genoeg om de aantrekkende krachten in het rooster te overwinnen. Energie moet worden toegevoegd om deze interacties te overwinnen [10](#page=10). * **Molaire smeltenthalpie ($\Delta H_{fus}$):** De energie die nodig is om 1 mol vaste stof om te zetten naar de vloeibare toestand bij de smelttemperatuur en constante druk [10](#page=10). * **Verdampen:** De overgang van een vloeistof naar een gas. Deeltjes bewegen zo ver uit elkaar dat onderlinge interacties verdwijnen. Ook hiervoor is energie nodig [10](#page=10). * **Molaire verdampingsenthalpie ($\Delta H_{vap}$):** De energie die nodig is om 1 mol van een vloeistof om te zetten naar de gasvormige toestand bij de kooktemperatuur en constante druk [10](#page=10). * **Sublimeren:** De directe overgang van een vaste stof naar een gas [12](#page=12) [13](#page=13). * **Molaire sublimatie-enthalpie ($\Delta H_{sub}$):** De energie die nodig is om 1 mol vaste stof om te zetten naar de gasvormige toestand bij het sublimatiepunt [12](#page=12) [13](#page=13). #### 2.2.2 Transitietemperaturen en enthalpieën Waarden voor smelt- en verdampingsenthalpieën worden weergegeven in tabellen, vaak geldig bij een standaarddruk van 1,013 bar (1 atm) [12](#page=12) [13](#page=13). > **Tip:** Tijdens faseomzettingen blijft de temperatuur constant. De energie wordt gebruikt om interacties tussen deeltjes te overwinnen, niet om de temperatuur te verhogen [11](#page=11). > **Voorbeeld:** Berekening van de energie nodig om 500 g ijs te smelten bij 0°C en 500 g water te verdampen bij 100°C [12](#page=12) [13](#page=13). > > 1. **Smelten van ijs:** > * Molair gewicht water (H₂O) = 18 g/mol [12](#page=12) [13](#page=13). > * Aantal mol ijs = 500 g / 18 g/mol = 27,8 mol [12](#page=12) [13](#page=13). > * Molaire smeltenthalpie van ijs = 6,01 kJ/mol [12](#page=12) [13](#page=13). > * Benodigde energie ($q$) = 27,8 mol * 6,01 kJ/mol = 166,94 kJ $\approx$ 167 kJ [12](#page=12) [13](#page=13). > > 2. **Verdampen van water:** > * Aantal mol water = 27,8 mol [12](#page=12) [13](#page=13). > * Molaire verdampingsenthalpie van water = 40,7 kJ/mol [12](#page=12) [13](#page=13). > * Benodigde energie ($q$) = 27,8 mol * 40,7 kJ/mol = 1131 kJ [12](#page=12) [13](#page=13). ### 2.3 Metabolische energieomzettingen in het lichaam Hoewel dit deel focust op fysische processen, worden ook metabolische energieomzettingen kort aangestipt [3](#page=3). * **Afbraak van suikers:** Glucose (C₆H₁₂O₆) kan met zuurstof (O₂) worden geoxideerd tot koolstofdioxide (CO₂) en water (H₂O), waarbij energie vrijkomt [3](#page=3). $$C_6H_{12}O_6 + 6 \, O_2 \rightarrow 6 \, CO_2 + 6 \, H_2O + \text{energie}$$ [3](#page=3). 1 gram suiker levert ongeveer 17 kJ energie [3](#page=3). * **Opslag van glucose:** Als energie niet direct nodig is, wordt glucose omgezet in glycogeen en opgeslagen in de lever en spieren [3](#page=3). * **Glycogenese:** Opslag van glucose als glycogeen [3](#page=3). * **Glycogenolyse:** Afbraak van glycogeen tot glucose. Hormonen zoals insuline, adrenaline en glucagon reguleren deze processen [3](#page=3). * **Afbraak van vetten:** Vetten, voornamelijk triglyceriden, hebben een hoge energiedichtheid van ongeveer 38 kJ per gram. Ze worden opgeslagen in vetweefsel [3](#page=3). * **Lichaamstemperatuur:** Metabolisme is cruciaal voor het handhaven van de lichaamstemperatuur (ongeveer 37°C bij mensen). Energieverlies aan de omgeving wordt gecompenseerd door metabolische processen [3](#page=3). --- # Thermodynamische wetten en hun implicaties Dit hoofdstuk biedt een diepgaand overzicht van de fundamentele wetten van de thermodynamica, beginnend bij het concept van temperatuur en de eerste wet van behoud van energie, om vervolgens de concepten van enthalpie, entropie en Gibbs vrije energie te verkennen, met hun implicaties voor de spontaniteit van chemische reacties. ### 3.1 Temperatuur en de Eerste Wet van de Thermodynamica * **Temperatuur:** De temperatuur wordt gedefinieerd als een maat voor de heftigheid van de willekeurige beweging van de samenstellende deeltjes van een systeem. Het is belangrijk om onderscheid te maken tussen temperatuur en warmte. Temperatuur is een eigenschap van het systeem zelf, terwijl warmte een vorm van energieoverdracht is die plaatsvindt tussen systemen met verschillende temperaturen tot er thermisch evenwicht is bereikt. De absolute temperatuur wordt uitgedrukt in Kelvin, waarbij $T (\text{K}) = t (°\text{C}) + 273,15$ [9](#page=9). * **Eerste hoofdwet van de thermodynamica (Wet van behoud van energie):** Deze wet stelt dat de totale energie van het universum constant is. Energie kan worden omgezet van de ene vorm naar de andere, maar noch gecreëerd, noch vernietigd [9](#page=9). * **Inwendige energie (U):** De totale energie van een systeem, bestaande uit de kinetische en potentiële energie van zijn deeltjes [15](#page=15). * **Energieverandering in een systeem:** De verandering in de inwendige energie ($\Delta U$) van een gesloten systeem is gelijk aan de som van de uitgewisselde warmte ($q$) en arbeid ($w$). De conventie is dat $q$ positief is als het systeem energie opneemt, en negatief als het energie afgeeft. Arbeid die op het systeem wordt geleverd is positief, terwijl arbeid die door het systeem wordt geleverd negatief is [10](#page=10) [15](#page=15). $$ \Delta U = q + w $$ * **Exotherme en endotherme processen:** Een exotherm proces draagt warmte over van het systeem naar de omgeving (energie van het systeem neemt af). Een endotherm proces draagt warmte over van de omgeving naar het systeem (energie van het systeem neemt toe) [10](#page=10). * **Adiabatisch proces:** Een proces waarbij geen warmte wordt uitgewisseld met de omgeving [10](#page=10). ### 3.2 Energieveranderingen tijdens Fysische Omzettingen * **Fysische omzettingen:** Processen waarbij een stof van aggregatietoestand verandert of van kristalrooster, zoals smelten of verdampen. Deze omzettingen vinden plaats bij specifieke overgangstemperaturen, die drukafhankelijk zijn [10](#page=10). * **Energieuitwisseling bij faseovergangen:** Tijdens een faseovergang blijft de temperatuur constant. De toegevoegde energie wordt gebruikt om de interacties tussen deeltjes te overwinnen, niet om de temperatuur te verhogen [11](#page=11). * **Molaire smeltenthalpie:** De energie die nodig is om 1 mol vaste stof om te zetten naar de vloeibare toestand bij de smelttemperatuur en constante druk [10](#page=10). * **Molaire verdampingsenthalpie:** De energie die nodig is om 1 mol vloeistof om te zetten naar de gasvormige toestand bij de kooktemperatuur en constante druk [10](#page=10). ### 3.3 Enthalpie en Chemische Reacties * **Enthalpie (H):** Een thermodynamische grootheid die wordt gedefinieerd als $H = U + PV$. Voor processen bij constante druk ($P$) waar alleen PV-arbeid wordt verricht, geldt dat de enthalpieverandering gelijk is aan de uitgewisselde warmte: $\Delta H = q_P$ [15](#page=15) [16](#page=16). * **Enthalpieverandering ($\Delta H$):** * Geldt voor processen bij constante druk, zoals reacties in een open vat [15](#page=15). * $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$ [15](#page=15). * Bij constante druk en alleen PV-arbeid: $\Delta H = \Delta U + P\Delta V$ [16](#page=16). * Voor chemische reacties: $\Delta H = H_{\text{producten}} - H_{\text{reagentia}}$ [16](#page=16). * **Reactie-enthalpie ($\Delta_r H$):** De enthalpieverandering die met een reactie gepaard gaat [16](#page=16). * **Exotherme reactie:** $\Delta_r H < 0$ (energie komt vrij) [18](#page=18). * **Endotherme reactie:** $\Delta_r H > 0$ (energie wordt opgenomen) [18](#page=18). * **Thermochemische reactievergelijking:** Een reactievergelijking waarin de enthalpieverandering wordt vermeld [18](#page=18). * **Standaardenthalpie ($\Delta_r H^\circ$):** De enthalpieverandering bij standaardomstandigheden (meestal 1 bar druk en 298,15 K) [18](#page=18). * **Algebraïsch gebruik van reactievergelijkingen:** Thermochemische reactievergelijkingen kunnen algebraïsch worden gemanipuleerd vanwege de eerste hoofdwet en de extensieve eigenschap van H [19](#page=19). * **Wet van Hess:** De totale enthalpieverandering van een reactie is constant, ongeacht het aantal tussenstappen dat wordt doorlopen. Dit maakt het mogelijk om enthalpieveranderingen indirect te berekenen [20](#page=20). ### 3.4 Standaardvormingsenthalpie * **Standaardvormingsenthalpie ($\Delta_f H^\circ$):** De enthalpieverandering die optreedt bij de vorming van 1 mol van een stof uit zijn enkelvoudige, stabiele elementen in hun standaardtoestand (1 bar druk) [21](#page=21). * De $\Delta_f H^\circ$ van een enkelvoudig element in zijn stabiele standaardtoestand is nul [22](#page=22). * De $\Delta_f H^\circ$ van de meeste verbindingen is negatief, wat duidt op een afname van potentiële energie tijdens de vorming. Verbindingen met een positieve $\Delta_f H^\circ$ zijn doorgaans minder stabiel [23](#page=23). * **Berekening van reactie-enthalpie met standaardvormingsenthalpieën:** $\Delta_r H^\circ = \sum \nu \Delta_f H^\circ (\text{producten}) - \sum \nu \Delta_f H^\circ (\text{reagentia})$ [24](#page=24) [25](#page=25). ### 3.5 Bindingsdissociatie-enthalpie * **Bindingsdissociatie-enthalpie (D):** De standaard-enthalpieverandering die gepaard gaat met het homolytisch breken van 1 mol bindingen in een stof in de gasfase. Dit proces is altijd endotherm [25](#page=25). * De vorming van een binding uit individuele atomen stelt deze energie vrij [26](#page=26). * **Berekening van reactie-enthalpie met bindingsenergieën:** $\Delta_r H^\circ = \sum D (\text{gebroken bindingen}) - \sum D (\text{gevormde bindingen})$. Deze methode is primair geschikt voor reacties tussen covalente verbindingen in de gasfase [26](#page=26) [27](#page=27). ### 3.6 Entropie (S) en de Tweede Wet van de Thermodynamica * **Entropie (S):** Een maat voor de wanorde of het aantal microscopische toestanden (microtoestanden) waarin een systeem kan bestaan [29](#page=29) [30](#page=30). * Boltzmann's vergelijking: $\tilde{S} = k \ln W$, waarbij $W$ het aantal microtoestanden is en $k$ de Boltzmannconstante [30](#page=30). * **Tweede hoofdwet van de thermodynamica:** In een geïsoleerd systeem gaan spontane processen altijd gepaard met een toename van de totale entropie ($\Delta S_{\text{totaal}} > 0$). Dit betekent dat de entropie van het systeem kan afnemen, zolang de entropie van de omgeving met een groter bedrag toeneemt [32](#page=32) [35](#page=35). * **Factoren die entropie beïnvloeden:** * **Volume (gassen):** Entropie neemt toe met toenemend volume [33](#page=33). * **Temperatuur:** Entropie neemt toe met toenemende temperatuur [33](#page=33). * **Aggregatietoestand:** $S_{\text{vast}} < S_{\text{vloeibaar}} < S_{\text{gas}}$. De vorming van gassen gaat altijd gepaard met een entropietoename [33](#page=33) [34](#page=34). * **Aantal deeltjes:** Meer gevormde moleculen leiden tot een toename van de entropie [34](#page=34). * **Oplossen:** Het oplossen van vloeistoffen of vaste stoffen in een oplosmiddel neemt doorgaans toe, vooral bij dissociatie van de opgeloste stof. Het oplossen van gassen in vloeistoffen vermindert de entropie [34](#page=34). * **Complexiteit van moleculen:** Meer bindingen en oriëntaties verhogen de entropie door meer vibratiemogelijkheden [34](#page=34). ### 3.7 Derde hoofdwet van de Thermodynamica * **Absolute nulpunt:** Bij het absolute nulpunt ($T=0$ K) is de entropie van een perfect kristallijne stof nul, wat een perfecte ordening impliceert [36](#page=36) [37](#page=37). * **Standaardentropie ($S^\circ$):** De entropie van 1 mol van een stof onder standaardomstandigheden (1 bar druk), meestal bij 298,15 K [37](#page=37). * **Berekening van reactie-entropie:** $\Delta_r S^\circ = \sum \nu S^\circ (\text{producten}) - \sum \nu S^\circ (\text{reagentia})$ [37](#page=37) [38](#page=38). ### 3.8 Gibbs vrije Energie en Spontaniteit * **Gibbs vrije energie (G):** Een thermodynamische grootheid die de drijvende kracht voor een proces bij constante druk en temperatuur bepaalt. Het is gedefinieerd als $G = H - TS$. Aangezien H, T en S toestandsfuncties zijn, is G ook een toestandsfunctie [36](#page=36). * **Verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$):** Voor processen bij constante druk en temperatuur: $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ [36](#page=36). * **Spontaniteit van processen:** * $\Delta G < 0$: Het proces is spontaan [39](#page=39) [43](#page=43). * $\Delta G > 0$: Het proces is niet-spontaan (anti-spontaan) en vereist energietoevoer om te gebeuren [39](#page=39) [43](#page=43). * $\Delta G = 0$: Het systeem bevindt zich in evenwicht [39](#page=39) [43](#page=43). * **Invloed van $\Delta H$ en $\Delta S$ op $\Delta G$:** * $\Delta H < 0$ en $\Delta S > 0$: $\Delta G$ is altijd negatief, proces is spontaan bij elke temperatuur [39](#page=39). * $\Delta H > 0$ en $\Delta S < 0$: $\Delta G$ is altijd positief, proces is niet-spontaan bij elke temperatuur. * $\Delta H < 0$ en $\Delta S < 0$: $\Delta G$ kan negatief zijn bij lage temperaturen (spontaan); hogere temperaturen maken het minder spontaan. * $\Delta H > 0$ en $\Delta S > 0$: $\Delta G$ kan negatief zijn bij hoge temperaturen (spontaan); lagere temperaturen maken het minder spontaan. * **Standaard Gibbs vrije energieverandering ($\Delta_r G^\circ$):** De verandering in Gibbs vrije energie onder standaardomstandigheden (1 bar, 298,15 K) [40](#page=40). * **Berekening van $\Delta_r G^\circ$:** * Via $\Delta H^\circ$ en $\Delta S^\circ$: $\Delta_r G^\circ = \Delta_r H^\circ - T\Delta_r S^\circ$ [40](#page=40). * Via standaardvormings-Gibbs vrije energie ($\Delta_f G^\circ$): $\Delta_r G^\circ = \sum \nu \Delta_f G^\circ (\text{producten}) - \sum \nu \Delta_f G^\circ (\text{reagentia})$ [41](#page=41) [42](#page=42). * **Gibbs vrije energie en arbeid:** De maximale hoeveelheid nuttige arbeid die een reactie kan leveren (bij reversibele omstandigheden) is gelijk aan $|\Delta G|$ [43](#page=43). * **Gekoppelde reacties:** Niet-spontane reacties kunnen worden uitgevoerd door ze te koppelen aan een spontane reactie die voldoende energie levert. De hydrolyse van ATP is een belangrijk voorbeeld van een spontane reactie die energie levert voor niet-spontane processen in levende organismen [45](#page=45). * **Gibbs vrije energie en evenwicht:** Bij evenwicht is $\Delta G = 0$, wat betekent dat de voorwaartse en achterwaartse reactiesnelheden gelijk zijn en er geen netto verandering optreedt [45](#page=45). * De relatie tussen $\Delta G^\circ$ en de evenwichtsconstante ($K$) is: $\Delta G^\circ = -RT \ln K$ [48](#page=48). --- # Toestandsfuncties en chemische reacties Hieronder volgt een gedetailleerd en uitgebreid studieoverzicht over toestandsfuncties en chemische reacties, gebaseerd op de verstrekte documentatie. ## 4. Toestandsfuncties en chemische reacties Dit gedeelte legt de rol uit van toestandsfuncties, zoals inwendige energie en enthalpie, en hun relatie tot energie- en enthalpieveranderingen bij chemische reacties. ### 4.1 Energie, arbeid en warmte * Energie wordt gedefinieerd als de mogelijkheid van een systeem om warmte te produceren en/of arbeid te verrichten [6](#page=6). * **Arbeid (w)** is het resultaat van een kracht (F) op een verplaatsing ($\Delta$s) en wordt uitgedrukt als $w = F \cdot \Delta s$. De SI-eenheid is Joule (J). Arbeid is een geordende vorm van energieoverdracht [6](#page=6). * **Warmte (q)** is energieoverdracht tussen twee systemen met een verschillende temperatuur. Warmte is een ongeordende vorm van energietransfer [6](#page=6). * Energie is een eigenschap van het systeem zelf, terwijl warmte en arbeid vormen van energieoverdracht zijn [6](#page=6). #### 4.1.1 Inwendige energie (U) * De **inwendige energie (U)** van een systeem is de totale energie ervan, bestaande uit de som van de kinetische en potentiële energie van alle deeltjes binnen het systeem. Potentiële energie omvat de energie in bindingen tussen deeltjes [14](#page=14) [15](#page=15). * U is een **toestandsfunctie**, wat betekent dat de waarde ervan enkel afhangt van de thermodynamische toestand van het systeem en niet van de manier waarop die toestand werd bereikt [14](#page=14). * De SI-eenheid van inwendige energie is Joule (J) of kilojoule (kJ). Andere eenheden zijn calorie (cal) en kilowattuur (kWh) [7](#page=7). * 1 calorie (cal) = 4,18 J (energie nodig om 1 gram water 1°C te verwarmen) [7](#page=7). * 1 kilocalorie (kcal) = 4,18 kJ [7](#page=7). * 1 kilowattuur (kWh) = $3.6 \times 10^6$ J [7](#page=7). #### 4.1.2 De eerste hoofdwet van de thermodynamica * De eerste hoofdwet van de thermodynamica, ook bekend als de wet van behoud van energie, stelt dat de totale energie van het universum constant is. Energie kan worden omgezet van de ene vorm naar de andere, maar verdwijnt niet en kan niet worden gevormd [10](#page=10). * De energieverandering van een systeem is gelijk aan de som van de opgenomen of afgestane warmte en arbeid: $$ \Delta U = q + w $$ [10](#page=10) [16](#page=16). * De energieverandering van het systeem is qua absolute waarde gelijk aan die van de omgeving, maar met een tegengesteld teken [10](#page=10). #### 4.1.3 Tekenconventies voor warmte en arbeid In de chemische thermodynamica wordt de volgende conventie gebruikt, waarbij gebeurtenissen vanuit het perspectief van het systeem worden beschouwd [15](#page=15): | Grootheid ($q$, $w$, $\Delta U$) | Positief (+) | Negatief (-) | | :------------------------------ | :----------------------------------------- | :----------------------------------------------- | | $q$ (warmte) | Systeem wint thermische energie | Systeem verliest thermische energie | | $w$ (arbeid) | Arbeid wordt geleverd *op* het systeem | Systeem levert arbeid *aan* de omgeving | | $\Delta U$ (inwendige energie) | Energie wordt opgenomen door het systeem | Energie wordt afgegeven door het systeem | ### 4.2 Enthalpie (H) * **Enthalpie (H)** is een toestandsfunctie die wordt gedefinieerd als $H = U + PV$ [16](#page=16). * Enthalpie is relevant voor processen die plaatsvinden bij **constante druk**, wat vaak het geval is in chemische reacties in open systemen, zoals in een laboratorium-erlenmeyer [16](#page=16). * Voor processen bij constante druk waarbij alleen druk-volume-arbeid ($w_P = -P\Delta V$) wordt geleverd, geldt de relatie: $$ \Delta U = q_P + w_P $$ $$ \Delta U = q_P - P\Delta V $$ Dus: $$ q_P = \Delta U + P\Delta V $$ * De verandering in enthalpie ($\Delta H$) wordt dan gelijk aan de warmte die bij constante druk wordt uitgewisseld: $$ \Delta H = \Delta U + P\Delta V = q_P $$ [16](#page=16). * Dit betekent dat voor reacties bij constante druk, de enthalpieverandering ($\Delta H$) direct gelijk is aan de hoeveelheid warmte die door het systeem wordt opgenomen of afgestaan [16](#page=16). #### 4.2.1 Betekenis van de term $P\Delta V$ bij chemische reacties * De term $P\Delta V$ vertegenwoordigt de energie die gepaard gaat met volumeveranderingen, voornamelijk door veranderingen in het aantal mol gas [18](#page=18). * Als een reactie leidt tot een afname van het gasvolume ($\Delta V < 0$), levert de omgeving arbeid op het systeem. Hier is $P\Delta V$ negatief, en $\Delta H < \Delta U$ [18](#page=18). * Als een reactie leidt tot een toename van het gasvolume ($\Delta V > 0$), levert het systeem arbeid aan de omgeving. Hier is $P\Delta V$ positief, en $\Delta H > \Delta U$ [18](#page=18). * Als er geen gassen bij de reactie betrokken zijn of als het aantal mol gas gelijk blijft, dan is $\Delta H \approx \Delta U$ [18](#page=18). #### 4.2.2 Enthalpieveranderingen tijdens chemische reacties * De **reactie-enthalpie ($\Delta_r H$)** is de enthalpieverandering die optreedt tijdens een chemische reactie [18](#page=18). * Aangezien H een toestandsfunctie is, geldt voor een reactie: $$ \Delta H = H_{\text{producten}} - H_{\text{reagentia}} $$ [18](#page=18). * **Exotherme reacties**: $\Delta_r H < 0$. Energie (warmte) wordt afgestaan aan de omgeving, de enthalpie van het systeem neemt af [18](#page=18). * **Endotherme reacties**: $\Delta_r H > 0$. Energie (warmte) wordt opgenomen uit de omgeving, de enthalpie van het systeem neemt toe [18](#page=18). * **Thermochemische reactievergelijkingen**: Dit zijn reactievergelijkingen waarbij de enthalpieverandering wordt vermeld, inclusief de fysische toestanden van de reactanten en producten. De eenheid is typisch kJ/mol, wat de energie per mol reactievergelijking aangeeft [18](#page=18) [19](#page=19). * Voorbeeld: $H_2(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow H_2O(vl) \quad \Delta_r H^\circ = -285.9 \text{ kJ/mol}$ [19](#page=19). * **Standaardreactie-enthalpie ($\Delta_r H^\circ$)**: Dit zijn enthalpieveranderingen gemeten onder standaardomstandigheden (druk = 1 bar, temperatuur = 25 °C of 298.15 K) [19](#page=19). * Thermochemische reactievergelijkingen kunnen algebraïsch worden gebruikt vanwege de wet van behoud van energie en de extensieve eigenschap van H [20](#page=20). ### 4.3 Standaardvormingsenthalpie ($\Delta_f H^\circ$) * De **standaardvormingsenthalpie ($\Delta_f H^\circ$)** van een stof is de enthalpieverandering die optreedt wanneer 1 mol van die stof wordt gevormd uit de enkelvoudige stabiele elementen in hun standaardtoestand [21](#page=21). * De standaardtoestand voor druk is 1 bar [21](#page=21). * De stabiele elementen worden beschouwd in hun meest stabiele aggregatietoestand en kristalvorm bij 1 bar (en doorgaans 25 °C) [21](#page=21). * Voor enkelvoudige stoffen in hun standaardtoestand is $\Delta_f H^\circ = 0$ [22](#page=22). * Voorbeelden van vormingsreacties: * $H_2(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow H_2O(vl) \quad \Delta_f H^\circ = -285.9 \text{ kJ/mol}$ [21](#page=21). * $C(\text{grafiet}) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \quad \Delta_f H^\circ = -393.5 \text{ kJ/mol}$ [21](#page=21). * $\Delta_f H^\circ$ is meestal negatief, wat duidt op een afname van de enthalpie (potentiële energie) bij de vorming van de verbinding. Een positieve $\Delta_f H^\circ$ wijst op een minder stabiele verbinding [23](#page=23). * De reactie-enthalpie ($\Delta_r H^\circ$) kan worden berekend met behulp van standaardvormingsenthalpieën: $$ \Delta_r H^\circ = \sum \nu_p \Delta_f H^\circ (\text{producten}) - \sum \nu_r \Delta_f H^\circ (\text{reagentia}) $$ [25](#page=25). waarbij $\nu$ de stoichiometrische coëfficiënt is. ### 4.4 Bindingsdissociatie-enthalpie (bindingsenergie) * De **bindingsdissociatie-enthalpie (D)** is de standaard-enthalpieverandering die gepaard gaat met het homolytisch breken van 1 mol bindingen in een stof in de gasfase bij een gegeven temperatuur. Dit proces is altijd endotherm (vereist energie) [26](#page=26). * Voorbeeld: $H_2(g) \rightarrow 2 H(g) \quad \Delta_r H^\circ = 436 \text{ kJ/mol} = D_{H-H}$ [27](#page=27). * Bij de vorming van een binding uit individuele atomen komt energie vrij (exotherm) [27](#page=27). * Voorbeeld: $A(g) + B(g) \rightarrow A-B(g) \quad \Delta_r H^\circ = -D_{A-B}$ [27](#page=27). * De enthalpieverandering van een reactie kan geschat worden met behulp van gemiddelde bindingsenergieën: $$ \Delta_r H^\circ = \sum D (\text{gebroken bindingen}) - \sum D (\text{gevormde bindingen}) $$ [27](#page=27). ### 4.5 Toestandsfuncties * Een **toestandsfunctie** is een eigenschap van een systeem waarvan de waarde uitsluitend afhangt van de huidige thermodynamische toestand van het systeem, ongeacht de weg waarlangs die toestand is bereikt [14](#page=14). * Voorbeelden van toestandsfuncties zijn druk (P), volume (V), temperatuur (T) en inwendige energie (U) [14](#page=14). * De **thermodynamische toestand** van een systeem wordt bepaald door: * Chemische identiteit van de deeltjes [14](#page=14). * Fysisch voorkomen (aggregatietoestand, kristalrooster) [14](#page=14). * Aantal mol van elke component [14](#page=14). * Extensieve eigenschappen zoals P en T [14](#page=14). * Een **toestandsvergelijking** beschrijft het verband tussen toestandsfuncties, zoals de ideale gaswet $PV = nRT$ [14](#page=14). * Enthalpie (H) en entropie (S) zijn ook toestandsfuncties [16](#page=16) [30](#page=30). * Arbeid (w) en warmte (q) zijn **geen** toestandsfuncties [15](#page=15). ### 4.6 Gibbs vrije energie (G) en spontaniteit * **Gibbs vrije energie (G)** is een toestandsfunctie die de drijvende kracht achter een proces bij constante temperatuur en druk aangeeft. Het is gedefinieerd als $G = H - TS$ [36](#page=36). * De verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$) voor een proces bij constante temperatuur en druk is: $$ \Delta G = \Delta H - T\Delta S $$ [36](#page=36). * De spontaniteit van een proces wordt bepaald door het teken van $\Delta G$ [44](#page=44): * $\Delta G < 0$: Het proces is spontaan (favorabel) [36](#page=36) [45](#page=45). * $\Delta G > 0$: Het proces is niet-spontaan (anti-spontaan) en vereist energie-inbreng om door te gaan [45](#page=45). * $\Delta G = 0$: Het systeem is in evenwicht [45](#page=45). #### 4.6.1 Gibbs vrije energie en chemische reacties * De **standaard Gibbs vrije energieverandering ($\Delta_r G^\circ$)** is de verandering in Gibbs vrije energie voor een reactie onder standaardomstandigheden (1 bar, 25 °C) [40](#page=40). * $\Delta_r G^\circ$ kan worden berekend met behulp van de standaardreactie-enthalpie ($\Delta_r H^\circ$) en de standaardreactie-entropie ($\Delta_r S^\circ$): $$ \Delta_r G^\circ = \Delta_r H^\circ - T\Delta_r S^\circ $$ [40](#page=40). * De **standaardvormings Gibbs vrije energie ($\Delta_f G^\circ$)** is de Gibbs vrije energieverandering bij de vorming van 1 mol van een stof uit zijn elementen in standaardtoestand [40](#page=40). * Net als bij enthalpie, kan de reactie-Gibbs vrije energie berekend worden met standaardvormingswaarden: $$ \Delta_r G^\circ = \sum \nu_p \Delta_f G^\circ (\text{producten}) - \sum \nu_r \Delta_f G^\circ (\text{reagentia}) $$ [42](#page=42). #### 4.6.2 Gibbs vrije energie en arbeid * De maximale hoeveelheid nuttige arbeid die een reactie kan leveren (bij reversibele omstandigheden) is gelijk aan de verandering in Gibbs vrije energie ($\Delta G$) [43](#page=43). * $\Delta G$ geeft dus inzicht in de potentie van een reactie als energiebron [43](#page=43). #### 4.6.3 Spontaniteit in biologische systemen * Voor biochemische reacties worden aangepaste standaarden gebruikt (biologische standaardomstandigheden), waarbij de pH neutraal is (pH 7) en de concentratie van H$^+$ $10^{-7}$ mol/L. Dit leidt tot $\Delta G^\circ$' [47](#page=47). * Voorbeeld: de hydrolyse van ATP is spontaan onder biologische omstandigheden ($\Delta G^\circ$' < 0) maar niet spontaan onder chemische standaardomstandigheden ($\Delta G^\circ$ > 0) [48](#page=48). * Niet-spontane reacties kunnen mogelijk gemaakt worden door koppeling met spontane reacties, zoals de ATP-hydrolyse die energie levert voor andere biochemische processen [49](#page=49). #### 4.6.4 Gibbs vrije energie en evenwicht * In chemisch evenwicht is $\Delta G = 0$ [45](#page=45). * Het verband tussen standaard Gibbs vrije energieverandering en de evenwichtsconstante (K) is: $$ \Delta G^\circ = -RT \ln K $$ [48](#page=48). waarbij: * $R$ de gasconstante is ($8.314$ J/mol·K) [48](#page=48). * $T$ de absolute temperatuur in Kelvin is [48](#page=48). * $\ln K$ de natuurlijke logaritme van de evenwichtsconstante is [48](#page=48). ### 4.7 Entropie (S) * **Entropie (S)** is een maat voor de wanorde of de mate van verspreiding van energie in een systeem. Het correleert met het aantal microtoestanden (manieren om energie te verdelen over deeltjes) [30](#page=30). * De **Boltzmann-relatie** legt het verband tussen entropie en het aantal microtoestanden (W): $$ S = k \ln W $$ [30](#page=30). waarbij $k$ de constante van Boltzmann is ($1.380552 \times 10^{-23}$ J/K) [30](#page=30). * Spontane processen gaan gepaard met een toename van de totale entropie ($\Delta S_{\text{totaal}} > 0$) [35](#page=35). * De **derde hoofdwet van de thermodynamica** stelt dat de entropie van een perfect kristallijne stof bij het absolute nulpunt nul is ($S=0$ bij $T=0$) [37](#page=37). * **Standaardentropie ($S^\circ$)** is de entropie van 1 mol stof onder standaardomstandigheden (1 bar, 25 °C) [37](#page=37). * De **reactie-entropie ($\Delta_r S$)** wordt berekend als: $$ \Delta_r S = \sum \nu_p S (\text{producten}) - \sum \nu_r S (\text{reagentia}) $$ [38](#page=38). Een positieve $\Delta_r S$ wijst op een toename van wanorde en draagt bij aan spontaniteit. ### 4.8 Gekoppelde reacties * Niet-spontane reacties ($\Delta G > 0$) kunnen toch plaatsvinden indien ze worden gekoppeld aan een voldoende spontane reactie ($\Delta G < 0$) die de benodigde energie levert [49](#page=49). * In biologische systemen is de hydrolyse van ATP naar ADP en fosfaat de meest gebruikte spontane reactie om niet-spontane processen aan te drijven [49](#page=49). --- ## Veelgemaakte fouten om te vermijden - Bestudeer alle onderwerpen grondig voor examens - Let op formules en belangrijke definities - Oefen met de voorbeelden in elke sectie - Memoriseer niet zonder de onderliggende concepten te begrijpen

| Term | Definition | |------|------------| | Energie (E) | Het vermogen om arbeid te verrichten en/of warmte te produceren; een intrinsieke eigenschap van materie. | | Metabolisme | Het geheel van biochemische reacties in cellen en organismen, onderverdeeld in anabolisme (opbouw) en katabolisme (afbraak). | | Arbeid (W) | Het resultaat van een kracht (F) op een verplaatsing (Δs); een vorm van energieoverdracht. | | Warmte (q) | Energieoverdracht tussen twee systemen met een verschillende temperatuur; een ongeordende energietransfer. | | Inwendige energie (U) | De totale energie van een systeem, bestaande uit de som van kinetische en potentiële energie van alle deeltjes. | | Temperatuur | Een maat voor de ‘heftigheid’ van de willekeurige beweging (kinetische energie) van de samenstellende deeltjes van een systeem. | | Thermisch evenwicht | De toestand waarin twee systemen, die in contact zijn gebracht met een verschillend temperatuur, dezelfde temperatuur bereiken en de energietransfer stopt. | | Eerste hoofdwet van de thermodynamica | De wet van behoud van energie, die stelt dat de totale energie van het universum constant is; energie kan worden omgezet maar niet vernietigd of gecreëerd. | | Exotherm proces | Een proces waarbij energie onder de vorm van warmte wordt overgedragen van het systeem naar de omgeving. | | Endotherm proces | Een proces waarbij energie onder de vorm van warmte wordt overgedragen van de omgeving naar het systeem. | | Fysische omzetting | Een proces waarbij een stof verandert van aggregatietoestand of kristalrooster, gepaard gaand met energie-uitwisseling. | | Smelten | Het proces waarbij een vaste stof overgaat in een vloeibare toestand, wat energie vereist om de intermoleculaire krachten te overwinnen. | | Verdampen | Het proces waarbij een vloeistof overgaat in een gasvormige toestand, wat energie vereist om de intermoleculaire krachten te overwinnen. | | Sublimeren | Het proces waarbij een vaste stof rechtstreeks overgaat in een gasvormige toestand. | | Molaire smeltenthalpie | De energie die nodig is om 1 mol van een vaste stof om te zetten naar de vloeibare toestand bij de smelttemperatuur. | | Molaire verdampingsenthalpie | De energie die nodig is om 1 mol van een vloeistof om te zetten naar de gasvormige toestand bij de kooktemperatuur. | | Toestandsfunctie | Een eigenschap van een systeem waarvan de waarde alleen afhangt van de huidige toestand van het systeem, niet van de manier waarop die toestand is bereikt (bv. inwendige energie, temperatuur, druk). | | Toestandsvergelijking | Een vergelijking die het verband weergeeft tussen verschillende toestandsfuncties (bv. ideale gaswet P V = n R T). | | Enthalpie (H) | Een toestandsfunctie gedefinieerd als H = U + PV, die de energiewisseling bij processen bij constante druk weergeeft. | | Reactie-enthalpie (ΔrH) | De enthalpieverandering die optreedt bij een chemische reactie, uitgedrukt in energiewaarde per mol reactievergelijking. | | Thermochemische reactievergelijking | Een gebalanceerde chemische reactievergelijking inclusief de enthalpieverandering van de reactie. | | Wet van Hess | Stelt dat de totale enthalpieverandering voor een reactie constant is, ongeacht of de reactie in één stap of meerdere stappen verloopt. | | Standaardvormingsenthalpie (ΔfH°) | De enthalpieverandering die optreedt wanneer 1 mol van een stof wordt gevormd uit de enkelvoudige stabiele stoffen in hun standaardtoestand. | | Bindingsdissociatie-enthalpie (D) | De standaard-enthalpieverandering die gepaard gaat met het homolytisch breken van 1 mol bindingen in een stof in de gasfase. | | Entropie (S) | Een maat voor de wanorde of het aantal microtoestanden in een systeem; een toestandsfunctie. | | Boltzmann constante (k) | Een fundamentele natuurkundige constante die het verband legt tussen de microscopische (microtoestanden) en macroscopische (entropie) eigenschappen van een systeem. | | Reactie-entropie (ΔrS) | De entropieverandering die optreedt bij een chemische reactie. | | Gibbs vrije energie (G) | Een toestandsfunctie gedefinieerd als G = H – TS, die de spontaneïteit van processen bij constante druk en temperatuur bepaalt. | | Spontaan proces | Een proces dat zonder externe energie-input kan plaatsvinden, gekenmerkt door een afname van de Gibbs vrije energie (ΔG < 0). | | Chemisch evenwicht | Een toestand waarin de snelheid van de voorwaartse reactie gelijk is aan de snelheid van de terugwaartse reactie, waarbij de netto verandering nul is en ΔG = 0. | | Standaard Gibbs vrije energieverandering (ΔrG°) | De verandering in Gibbs vrije energie voor een reactie onder standaardomstandigheden. | | Standaardvormings Gibbs vrije energie (ΔfG°) | De Gibbs vrije energieverandering die optreedt wanneer 1 mol van een stof wordt gevormd uit de enkelvoudige stabiele stoffen in hun standaardtoestand. | | Nuttige arbeid | Arbeid die niet het gevolg is van volumeveranderingen, zoals elektrische arbeid of mechanische arbeid. | | Biochemische standaardomstandigheden | Een set van omstandigheden die specifiek zijn voor biologische systemen (bv. pH 7, temperatuur 298 K). | | Gekoppelde reacties | Processen waarbij een energetisch ongunstige reactie wordt gekoppeld aan een energetisch gunstige reactie om de eerste te laten doorgaan. | | ATP hydrolyse | De reactie waarbij adenosinetrifosfaat (ATP) wordt afgebroken tot adenosinedifosfaat (ADP) en anorganisch fosfaat, waarbij energie vrijkomt. |