Chemie_Hfdst9_Kinetiek.pdf

# Reactiesnelheid en factoren die deze beïnvloeden De chemische kinetiek bestudeert de snelheid waarmee chemische reacties verlopen. Een reactie is zelden nuttig als de snelheid te laag is, ongeacht thermodynamische voorspellingen van spontaniteit. Vier factoren beïnvloeden de reactiesnelheid: concentratie, fysische toestand, temperatuur en katalysatoren [2](#page=2) [3](#page=3). ### 1.1. Definitie en uitdrukking van reactiesnelheid De reactiesnelheid kan worden uitgedrukt als de snelheid waarmee een reactieproduct wordt gevormd of een reagens wordt verbruikt. Voor de reactie $A_2(g) + B_2(g) \rightarrow 2AB(g)$ kan de reactiesnelheid als volgt worden weergegeven [3](#page=3): Snelheid van vorming van AB: $$ v_a = \frac{d[AB]}{dt} $$ [3](#page=3). Snelheid van afname van $A_2$: $$ v_b = -\frac{d[A_2]}{dt} $$ [3](#page=3). Het minteken bij $v_b$ zorgt ervoor dat de snelheid een positieve waarde heeft, aangezien de concentratie van $A_2$ afneemt. Het is belangrijk op te merken dat $v_a \neq v_b$ omdat de vorming van twee $AB$-moleculen gepaard gaat met het verdwijnen van één $A_2$-molecuul. Om de reactiesnelheid eenduidig te definiëren, wordt rekening gehouden met de stoichiometrische coëfficiënten [3](#page=3): $$ v = -\frac{1}{a}\frac{d[A]}{dt} = \frac{1}{b}\frac{d[B]}{dt} = \dots $$ [3](#page=3). Waarbij $a$ en $b$ de coëfficiënten zijn van de respectievelijke reagentia en reactieproducten. #### 1.1.1. Initiële snelheid (beginsnelheid) De snelheid van een reactie is niet constant gedurende het verloop ervan. Bij aanvang van de reactie ($t=0$) is de snelheid maximaal en wordt dit de **initiële snelheid** of **beginsnelheid** genoemd. Naarmate de reactie vordert, dalen de concentraties van reagentia, waardoor de kans op botsingen afneemt en de reactiesnelheid vermindert. Tegelijkertijd neemt de concentratie van reactieproducten toe, wat de omgekeerde reactie kan bevorderen en de studie bemoeilijkt. Daarom wordt er vaak gefocust op de beginsnelheden [3](#page=3). **Voorbeeld:** Voor de ontledingsreactie van $NO_2$: $2NO_2(g) \rightarrow 2NO(g) + O_2(g)$ [4](#page=4). De beginsnelheid, berekend op basis van de concentratieverandering van $NO_2$ in de eerste 50 seconden, is: $$ v \approx \frac{\Delta[NO_2]}{\Delta t} = \frac{(0.0079 - 0.0100) \text{ mol/L}}{(50 - 0) \text{ s}} = -4.2 \times 10^{-5} \text{ mol/(L·s)} $$ [4](#page=4). Om de positieve reactiesnelheid te verkrijgen, wordt deze waarde dan gedeeld door de stoichiometrische coëfficiënt: $$ v = -\frac{1}{2} \times (-4.2 \times 10^{-5} \text{ mol/(L·s)}) = 2.1 \times 10^{-5} \text{ mol/(L·s)} $$ [4](#page=4). > **Tip:** De reactiesnelheid op elk moment in de tijd kan worden bepaald door de helling van de raaklijn aan de concentratiecurve op dat punt te berekenen [4](#page=4). ### 1.2. Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden #### 1.2.1. Concentratie van reagentia en reactieproducten Een hogere concentratie van reagentia vergroot de kans op onderlinge botsingen, wat leidt tot een hogere reactiesnelheid [3](#page=3). #### 1.2.2. Fysische toestand De fysische toestand van de reagerende stoffen beïnvloedt de snelheid waarmee de deeltjes elkaar kunnen ontmoeten. Reacties in de gasfase verlopen doorgaans sneller dan in de vloeistoffase, en reacties in de vaste toestand zijn het langzaamst omdat de beweging van vaste deeltjes zeer traag is [3](#page=3). #### 1.2.3. Temperatuur Moleculen moeten met elkaar botsen met voldoende energie (botsingsenergie) om te reageren. Een hogere temperatuur verhoogt de kinetische energie van moleculen, wat resulteert in meer en energiekere botsingen, en dus een hogere reactiesnelheid. Dit wordt beschreven door het Arrheniusgedrag [3](#page=3). #### 1.2.4. Katalysator Een katalysator kan de reactiesnelheid verhogen door een alternatief reactiepad met een lagere activeringsenergie aan te bieden. Dit maakt reacties die anders te traag zouden zijn, nuttiger [3](#page=3). ### 1.3. Reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheidsvergelijking beschrijft de relatie tussen de reactiesnelheid en de concentraties van de reagentia. Er zijn twee soorten reactiesnelheidsvergelijkingen [5](#page=5): #### 1.3.1. Differentiële reactiesnelheidsvergelijking Deze vergelijking geeft het verband weer tussen de reactiesnelheid op een bepaald moment en de concentraties van de reagentia op dat moment. Voor een algemene reactie [5](#page=5): $aA + bB + cC + \dots \rightarrow \dots$ De differentiële reactiesnelheidsvergelijking kan worden geschreven als: $$ v = k[A]^n[B]^p[C]^q\dots $$ [5](#page=5) [6](#page=6). Waarbij: * $v$ de reactiesnelheid is. * $k$ de reactiesnelheidsconstante is. * $[A]$, $[B]$, $[C]$... de concentraties van de reagentia zijn. * $n$, $p$, $q$... de ordes van de reactie met betrekking tot de respectievelijke reagentia zijn. **Opmerkingen bij de differentiële reactiesnelheidsvergelijking:** [6](#page=6). 1. De concentraties van reactieproducten worden hier niet opgenomen omdat er meestal naar beginsnelheden wordt gekeken [6](#page=6). 2. De waarden van de ordes ($n, p, q, \dots$) moeten experimenteel worden bepaald en zijn niet noodzakelijk gehele getallen. Ze hebben geen directe relatie met de stoichiometrische coëfficiënten in de reactievergelijking [6](#page=6). 3. De totale orde van de reactie is de som van de individuele ordes ($n+p+q+\dots$) [6](#page=6). 4. De eenheid van $k$ hangt af van de vorm van de reactiesnelheidsvergelijking [6](#page=6). #### 1.3.2. Geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking Deze vergelijking beschrijft het verband tussen de concentratie van een reagens en de tijd [5](#page=5). #### 1.3.3. Belang van de reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheidsvergelijking is belangrijk om twee redenen [6](#page=6): a) **Fundamenteel:** Het helpt bij het toetsen van voorspellingen over het reactiemechanisme door te vergelijken hoe het voorgestelde mechanisme de reactiesnelheid in functie van concentratie en tijd weergeeft [6](#page=6). b) **Technologisch:** Kennis van de geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking maakt het mogelijk om de duur en de opbrengst per tijdseenheid van nuttige chemische reacties te berekenen voor verschillende beginconcentraties [6](#page=6). ### 1.4. Experimentele bepaling van de reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheidsvergelijking, met name de ordes van de reactie, moet experimenteel worden bepaald [7](#page=7). #### 1.4.1. Methode van afloopende reacties (voorbeeld N2O5 ontleding) Bij reacties die aflopend zijn (bv. door gasvorming dat uit het mengsel verdwijnt), kan de reactiesnelheid worden afgeleid uit de concentratieveranderingen. Voor de reactie $2N_2O_5(opl) \rightarrow 4NO_2(opl) + O_2(g)$ , bleek dat een halvering van de concentratie van $N_2O_5$ leidde tot een halvering van de reactiesnelheid. Dit duidt op een eerste-orde reactie met betrekking tot $N_2O_5$ ($n=1$), en de reactiesnelheidsvergelijking is $v = k[N_2O_5]$ ] [7](#page=7). #### 1.4.2. Methode der beginsnelheden Deze methode is "veiliger" omdat deze enkel steunt op de meting van beginsnelheden en minder beïnvloed wordt door de aanwezigheid van reactieproducten. De methode houdt in dat experimenten worden uitgevoerd met verschillende, bewust gekozen beginconcentraties, waarbij steeds slechts één concentratie wordt gevarieerd om de invloed daarvan op de reactiesnelheid te isoleren [7](#page=7) [8](#page=8). **Voorbeeld (Reactie van $NH_4^+$ en $NO_2^-$):** ] [7](#page=7) [8](#page=8). $NH_4^+(aq) + NO_2^-(aq) \rightarrow N_2(g) + 2H_2O(vl)$ Experimenten met verschillende beginconcentraties: | Experiment # | $[NH_4^+]$ (mol/L) | $[NO_2^-]$ (mol/L) | $v_0$ (mol/L·s) | | :----------- | :----------------- | :----------------- | :--------------------- | | 1 | 0.100 | 0.050 | $1.35 \times 10^{-7}$ | | 2 | 0.100 | 0.100 | $2.70 \times 10^{-7}$ | | 3 | 0.200 | 0.100 | $5.40 \times 10^{-7}$ | * Vergelijken van experiment 1 en 2: Verdubbeling van $[NO_2^-]$ leidt tot een verdubbeling van de snelheid, dus de reactie is eerste orde met betrekking tot $NO_2^-$ ($m=1$). * Vergelijken van experiment 2 en 3: Verdubbeling van $[NH_4^+]$ leidt tot een verdubbeling van de snelheid, dus de reactie is eerste orde met betrekking tot $NH_4^+$ ($n=1$). De snelheidsvergelijking is dus: $$ v = k[NH_4^+][NO_2^-] $$ ] [8](#page=8). De totale orde van de reactie is $1+1=2$. **Toepassing (Reactie met bromaat):** ] [8](#page=8). $BrO_3^-(aq) + 5Br^-(aq) + 6H^+(aq) \rightarrow 3Br_2(vl) + 3H_2O(vl)$ | Experiment # | $[BrO_3^-]$ (mol/L) | $[Br^-]$ (mol/L) | $[H^+]$ (mol/L) | $v_0$ (mol/L·s) | | :----------- | :------------------ | :--------------- | :-------------- | :-------------------- | | 1 | 0.10 | 0.10 | 0.10 | $8.0 \times 10^{-4}$ | | 2 | 0.20 | 0.10 | 0.10 | $1.6 \times 10^{-3}$ | | 3 | 0.20 | 0.20 | 0.10 | $3.2 \times 10^{-3}$ | | 4 | 0.10 | 0.10 | 0.20 | $3.2 \times 10^{-3}$ | * Vergelijken van experiment 1 en 2: Verdubbeling van $[BrO_3^-]$ verdubbelt de snelheid $\Rightarrow$ $n=1$ (eerste orde). * Vergelijken van experiment 2 en 3: Verdubbeling van $[Br^-]$ verdubbelt de snelheid $\Rightarrow$ $m=1$ (eerste orde). * Vergelijken van experiment 3 en 4: Verdubbeling van $[H^+]$ viervoudigt de snelheid $\Rightarrow$ $p=2$ (tweede orde). De algemene reactiesnelheidsvergelijking is: $$ v = k[BrO_3^-]^1[Br^-]^1[H^+]^2 $$ ] [8](#page=8). De totale orde is $1+1+2=4$. --- # Reactiesnelheidsvergelijkingen Dit onderdeel behandelt de wiskundige beschrijving van reactiesnelheden, inclusief differentiële en geïntegreerde vergelijkingen, en de experimentele bepaling van reactieordes [4](#page=4). ## 2.1 Differentiële en geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijkingen Om de kinetische aspecten van een chemische reactie te analyseren, worden twee wiskundige voorstellingswijzen gebruikt: de differentiële reactiesnelheidsvergelijking en de geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking [4](#page=4) [5](#page=5). * **Differentiële reactiesnelheidsvergelijking:** Beschrijft de relatie tussen de reactiesnelheid en de concentraties van de reactanten. De reactiesnelheid op een specifiek tijdstip wordt bepaald door de helling van de raaklijn aan de concentratiecurve op dat punt [4](#page=4) [5](#page=5). * **Geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking:** Beschrijft het verband tussen de concentratie van reactanten en de tijd [4](#page=4) [5](#page=5). Voor elke differentiële vergelijking bestaat een corresponderende geïntegreerde vergelijking, wat flexibiliteit biedt bij het verzamelen en interpreteren van experimentele gegevens [4](#page=4) [5](#page=5). ### 2.1.1 De algemene vorm van de reactiesnelheidsvergelijking Voor een algemene reactie van de vorm: $$ aA + bB + cC + \dots \rightarrow \dots $$ kan de reactiesnelheid $v$ worden uitgedrukt als: $$ v = k [A]^n [B]^p [C]^q \dots $$ Hierin staat: * $v$ voor de reactiesnelheid [5](#page=5). * $k$ voor de evenredigheidsconstante, ook wel de reactiesnelheidsconstante genoemd [5](#page=5). * $[A, [B, [C]$ voor de concentraties van de respectievelijke reactanten [5](#page=5). * $n, p, q$ voor de orde van de reactie ten opzichte van elke reactant [5](#page=5). #### 2.1.1.1 De orde van een reactie De orde van een reactie ten opzichte van een specifieke reactant is de exponent waarmee de concentratie van die reactant in de reactiesnelheidsvergelijking voorkomt. De totale orde van de reactie is de som van de individuele ordes ten opzichte van alle reactanten die in de snelheidsvergelijking zijn opgenomen [5](#page=5) [6](#page=6). **Belangrijke opmerkingen over reactieordes:** [6](#page=6). * De concentraties van reactieproducten verschijnen doorgaans niet in de reactiesnelheidsvergelijking wanneer men uitgaat van beginsnelheden [6](#page=6). * De waarden van de ordes ($n, p, q, \dots$) moeten **experimenteel** worden bepaald. Ze zijn niet noodzakelijk gehele getallen en hebben geen directe relatie met de stoichiometrische coëfficiënten in de reactievergelijking [5](#page=5) [6](#page=6). * De eenheid van de reactiesnelheidsconstante $k$ is afhankelijk van de vorm van de reactiesnelheidsvergelijking [6](#page=6). #### 2.1.1.2 Definitie van reactiesnelheid De reactiesnelheid kan worden gedefinieerd in termen van de verandering van de concentratie van een reactant of product per tijdseenheid. Voor de reactie [4](#page=4): $$ aA + bB \rightarrow cC + dD $$ wordt de snelheid van reactie $v$ uitgedrukt als: $$ v = -\frac{1}{a}\frac{d[A]}{dt} = -\frac{1}{b}\frac{d[B]}{dt} = \frac{1}{c}\frac{d[C]}{dt} = \frac{1}{d}\frac{d[D]}{dt} $$ Als de concentratie van een reactant afneemt, is de verandering negatief. Om de snelheid positief te houden, wordt deze vermenigvuldigd met een minteken. De snelheden van verdwijnen van reagentia en vormen van producten zijn niet gelijk, maar gerelateerd door hun stoichiometrische coëfficiënten [4](#page=4). #### 2.1.1.3 Initiële snelheid (beginsnelheid) De initiële snelheid, of beginsnelheid, is de reactiesnelheid op het moment dat de reactie begint ($t=0$). Op dit punt zijn er geen reactieproducten aanwezig, waardoor de terugreactie minimaal is en de studie van de kinetiek eenvoudiger wordt. Experimenten richten zich daarom vaak op het meten van beginsnelheden [4](#page=4) [5](#page=5). ### 2.1.2 Het belang van de reactiesnelheidsvergelijking De reactiesnelheidsvergelijking is van belang op twee gebieden [6](#page=6): * **Fundamenteel:** Voorspellingen over het reactiemechanisme kunnen worden getoetst door na te gaan in hoeverre het voorgestelde mechanisme de waargenomen reactiesnelheid in functie van concentratie en tijd correct weergeeft [6](#page=6). * **Technologisch:** Kennis van de geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking maakt het mogelijk de duur en de opbrengst per tijdseenheid van een chemische reactie te berekenen voor verschillende beginconcentraties [6](#page=6). ## 2.2 Experimentele bepaling van reactiesnelheidsvergelijkingen Het bepalen van de reactiesnelheidsvergelijking gebeurt experimenteel door de reactiesnelheid te meten bij verschillende beginconcentraties van de reactanten. ### 2.2.1 Methode der beginsnelheden Deze methode is "veiliger" omdat deze zich uitsluitend baseert op metingen van beginsnelheden, wat de invloed van reactieproducten op de reactiesnelheid minimaliseert [5](#page=5). #### 2.2.1.1 Voorbeeld: Reactie tussen ammoniumionen en nitrietionen Voor de reactie: $$ \text{NH}_4^+ \text{(aq)} + \text{NO}_2^- \text{(aq)} \rightarrow \text{N}_2 \text{(g)} + 2\text{H}_2\text{O(vl)} $$ De algemene vorm van de snelheidsvergelijking is: $$ v = k [\text{NH}_4^+]^n [\text{NO}_2^-]^m $$ Men voert drie experimenten uit met bewust gekozen concentraties [7](#page=7) [8](#page=8) [9](#page=9): | Experiment # | $[\text{NH}_4^+]$ (mol/L) | $[\text{NO}_2^-]$ (mol/L) | $v_0$ (mol/L·s) | | :----------- | :----------------------- | :----------------------- | :------------- | | 1 | 0,100 | 0,050 | $1,35 \times 10^{-7}$ | | 2 | 0,100 | 0,100 | $2,70 \times 10^{-7}$ | | 3 | 0,200 | 0,100 | $5,40 \times 10^{-7}$ | Door deze experimenten te vergelijken, kunnen de ordes $n$ en $m$ worden bepaald [7](#page=7) [8](#page=8) [9](#page=9): * Vergelijking van experiment 1 en 2: Bij verdubbeling van $[\text{NO}_2^-]$ (van 0,050 naar 0,100 mol/L) terwijl $[\text{NH}_4^+]$ constant blijft, verdubbelt de reactiesnelheid (van $1,35 \times 10^{-7}$ naar $2,70 \times 10^{-7}$ mol/L·s). Dit impliceert dat de reactie van de eerste orde is ten opzichte van $\text{NO}_2^-$, dus $m=1$ [7](#page=7) [9](#page=9). * Vergelijking van experiment 2 en 3: Bij verdubbeling van $[\text{NH}_4^+]$ (van 0,100 naar 0,200 mol/L) terwijl $[\text{NO}_2^-]$ constant blijft, verdubbelt de reactiesnelheid (van $2,70 \times 10^{-7}$ naar $5,40 \times 10^{-7}$ mol/L·s). Dit impliceert dat de reactie van de eerste orde is ten opzichte van $\text{NH}_4^+$, dus $n=1$ [7](#page=7) [9](#page=9). De reactiesnelheidsvergelijking is dus: $$ v = k [\text{NH}_4^+]^1 [\text{NO}_2^-]^1 $$ De totale orde van de reactie is $n+m = 1+1 = 2$ [7](#page=7) [9](#page=9). #### 2.2.1.2 Toepassing: Bromaat- en bromide-reactie Voor de reactie: $$ \text{BrO}_3^- \text{(aq)} + 5\text{Br}^- \text{(aq)} + 6\text{H}^+ \text{(aq)} \rightarrow 3\text{Br}_2 \text{(vl)} + 3\text{H}_2\text{O(vl)} $$ De algemene reactiesnelheidsvergelijking luidt: $$ v_0 = k [\text{BrO}_3^-]^n [\text{Br}^-]^m [\text{H}^+]^p $$ Experimentele gegevens [8](#page=8) [9](#page=9): | Experiment # | $[\text{BrO}_3^-]$ (mol/L) | $[\text{Br}^-]$ (mol/L) | $[\text{H}^+]$ (mol/L) | $v_0$ (mol/L·s) | | :----------- | :----------------------- | :---------------------- | :-------------------- | :------------- | | 1 | 0,10 | 0,10 | 0,10 | $8,0 \times 10^{-4}$ | | 2 | 0,20 | 0,10 | 0,10 | $1,6 \times 10^{-3}$ | | 3 | 0,20 | 0,20 | 0,10 | $3,2 \times 10^{-3}$ | | 4 | 0,10 | 0,10 | 0,20 | $3,2 \times 10^{-3}$ | * **Bepaling van $n$ (orde t.o.v. $\text{BrO}_3^-$):** Vergelijk experiment 1 en 2. $[\text{BrO}_3^-]$ verdubbelt, terwijl $[\text{Br}^-]$ en $[\text{H}^+]$ constant blijven. De snelheid verdubbelt ook. Dus, $n=1$ [8](#page=8) [9](#page=9). * **Bepaling van $m$ (orde t.o.v. $\text{Br}^-$):** Vergelijk experiment 2 en 3. $[\text{Br}^-]$ verdubbelt, terwijl $[\text{BrO}_3^-]$ en $[\text{H}^+]$ constant blijven. De snelheid verdubbelt ook. Dus, $m=1$ [10](#page=10). * **Bepaling van $p$ (orde t.o.v. $\text{H}^+$):** Vergelijk experiment 1 en 4. $[\text{H}^+]$ verdubbelt, terwijl $[\text{BrO}_3^-]$ en $[\text{Br}^-]$ constant blijven. De snelheid verviervoudigt (van $8,0 \times 10^{-4}$ naar $3,2 \times 10^{-3}$ mol/L·s). Dus, $p=2$ [10](#page=10) [9](#page=9). De reactiesnelheidsvergelijking is dus: $$ v = k [\text{BrO}_3^-]^1 [\text{Br}^-]^1 [\text{H}^+]^2 $$ De totale orde van de reactie is $n+m+p = 1+1+2 = 4$ [9](#page=9). Nu kan de constante $k$ worden berekend met de gegevens van een willekeurig experiment. Gebruik makend van experiment #3 [10](#page=10): $$ 3,2 \times 10^{-3} \text{ mol/L·s} = k (0,20 \text{ mol/L})^1 (0,20 \text{ mol/L})^1 (0,10 \text{ mol/L})^2 $$ $$ 3,2 \times 10^{-3} \text{ mol/L·s} = k (0,20 \text{ mol/L}) (0,20 \text{ mol/L}) (0,010 \text{ mol}^2/\text{L}^2) $$ $$ 3,2 \times 10^{-3} \text{ mol/L·s} = k (0,00040 \text{ mol}^3/\text{L}^3) $$ $$ k = \frac{3,2 \times 10^{-3} \text{ mol/L·s}}{0,00040 \text{ mol}^3/\text{L}^3} = 8,0 \text{ L}^2/\text{mol}^3\text{·s} $$ De eenheden van $k$ worden bepaald door de orde van de reactie [10](#page=10). ## 2.3 Geïntegreerde snelheidsvergelijkingen en reactieordes Geïntegreerde snelheidsvergelijkingen beschrijven het verband tussen concentratie en tijd voor verschillende reactieordes. ### 2.3.1 Reacties van de eerste orde Voor een ontledingsreactie van een reagens A die van de eerste orde is, geldt de differentiële snelheidsvergelijking: $$ v = -\frac{d[A]}{dt} = k[A $$ Na integratie verkrijgt men de geïntegreerde snelheidsvergelijking: $$ \ln[A]_t - \ln[A]_0 = -kt $$ of geherrangschikt: $$ \ln[A]_t = -kt + \ln[A]_0 $$ Dit toont een logaritmisch verband tussen concentratie en tijd [10](#page=10) [11](#page=11) [12](#page=12) [13](#page=13). **Kenmerken van eerste-orde reacties:** * Als men $\ln[A]_t$ uitzet tegen de tijd ($t$), verkrijgt men een rechte lijn. De richtingscoëfficiënt van deze lijn is $-k$ en het intercept op de y-as is $\ln[A]_0$ [11](#page=11) [12](#page=12) [13](#page=13). * De halveringstijd ($t_{1/2}$) is de tijd die nodig is om de concentratie van een reactant te halveren. Voor eerste-orde reacties is de halveringstijd constant en onafhankelijk van de beginconcentratie. De formule is [13](#page=13) [14](#page=14): $$ t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k} $$ of (met de coëfficiënt $\nu$): $$ t_{1/2} = \frac{\ln 2}{\nu k} $$ [11](#page=11) [13](#page=13). #### 2.3.1.1 Toepassing: Ontleding van N$_2$O$_5$ Voor de reactie $2 \text{N}_2\text{O}_5 \text{(g)} \rightarrow 4 \text{NO}_2 \text{(g)} + \text{O}_2 \text{(g)}$ is experimenteel vastgesteld dat deze van de eerste orde is [11](#page=11) [12](#page=12). * **Bevestiging van eerste orde:** Een grafiek van $\ln[\text{N}_2\text{O}_5]$ tegen de tijd levert een rechte lijn op [11](#page=11) [12](#page=12). * **Berekening van $k$:** Door twee punten op de grafiek te nemen, kan de richtingscoëfficiënt ($-k$, aangezien $\nu=2$ voor N$_2$O$_5$) worden berekend. Stel, twee punten zijn $(t_1, \ln[A]_1)$ en $(t_2, \ln[A]_2)$: $$ -k = \frac{\ln[A]_2 - \ln[A]_1}{t_2 - t_1} $$ Voor de gegeven data [11](#page=11): $$ -k = \frac{-5,0751738 - (-2,3025851)}{400 \text{ s} - 0 \text{ s}} = \frac{-2,7725887}{400 \text{ s}} $$ $$ k \approx 6,93 \times 10^{-3} \text{ s}^{-1} $$ * **Concentratie na 1000 s:** Met de geïntegreerde vergelijking: $$ \ln[\text{N}_2\text{O}_5]_{1000} = -k \cdot 1000 \text{ s} + \ln[\text{N}_2\text{O}_5]_0 $$ $$ \ln[\text{N}_2\text{O}_5]_{1000} = -(6,93 \times 10^{-3} \text{ s}^{-1}) \cdot 1000 \text{ s} + \ln(0,100 \text{ mol/L}) $$ $$ \ln[\text{N}_2\text{O}_5]_{1000} \approx -6,93 - 2,3026 = -9,2326 $$ $$ [\text{N}_2\text{O}_5]_{1000} = e^{-9,2326} \approx 9,80 \times 10^{-5} \text{ mol/L} $$ [11](#page=11) [13](#page=13). * **Halveringstijd:** Uit de tabel kan worden afgelezen dat na 100 s de concentratie is gedaald van 0,100 mol/L naar 0,050 mol/L, dus de halveringstijd is 100 s. Dit kan ook berekend worden met de formule [13](#page=13): $$ t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k} = \frac{\ln 2}{6,93 \times 10^{-3} \text{ s}^{-1}} \approx 99,9 \text{ s} \approx 100 \text{ s} $$ [13](#page=13). ### 2.3.2 Reacties van de tweede orde Voor een ontledingsreactie van een reagens A die van de tweede orde is, geldt de differentiële snelheidsvergelijking: $$ v = -\frac{d[A]}{dt} = k[A]^2 $$ De geïntegreerde snelheidsvergelijking is: $$ \frac{1}{[A]_t} - \frac{1}{[A]_0} = kt $$ [13](#page=13) [15](#page=15). **Kenmerken van tweede-orde reacties:** * Een grafiek van $1/[A]_t$ tegen de tijd ($t$) levert een rechte lijn op met een richtingscoëfficiënt van $+k$ [14](#page=14) [15](#page=15) [16](#page=16) [20](#page=20). * De halveringstijd ($t_{1/2}$) is afhankelijk van de beginconcentratie en is niet constant. De formule is: $$ t_{1/2} = \frac{1}{k[A]_0} $$ De halveringstijd neemt omgekeerd evenredig toe met de concentratie. Elke halvering in concentratie leidt tot een verdubbeling van de halveringstijd [14](#page=14) [16](#page=16). ### 2.3.3 Reacties van de nulde orde Voor een ontledingsreactie van een reagens A die van de nulde orde is, is de reactiesnelheid onafhankelijk van de concentratie van A: $$ v = -\frac{d[A]}{dt} = k $$ De geïntegreerde snelheidsvergelijking is: $$ [A]_t - [A]_0 = -kt $$ of geherrangschikt: $$ [A]_t = -kt + [A]_0 $$ [17](#page=17) [18](#page=18) [19](#page=19). **Kenmerken van nulde-orde reacties:** * Een plot van $[A]_t$ tegen de tijd ($t$) levert een rechte lijn op met een richtingscoëfficiënt van $-k$ [17](#page=17) [19](#page=19). * De halveringstijd ($t_{1/2}$) is recht evenredig met de beginconcentratie: $$ t_{1/2} = \frac{[A]_0}{2k} $$ De halveringstijd neemt af met de concentratie [17](#page=17) [19](#page=19). * Nulde-orde reacties treden vaak op wanneer de reactiesnelheid wordt bepaald door factoren anders dan de kans op botsingen tussen reagentia, zoals bij heterogene katalyse [17](#page=17) [19](#page=19). #### 2.3.3.1 Toepassing: Ontleding van HI Voor de ontleding van HI, met gegeven concentratiemetingen [19](#page=19): | Tijd (s) | [HI (mol/L) | ln[HI | 1/[HI (L/mol) | | :------- | :----------- | :------- | :------------- | | 0 | 1,00 | 0,00 | 1,00 | | 120 | 0,50 | -0,69 | 2,00 | | 240 | 0,33 | -1,11 | 3,03 | | 360 | 0,25 | -1,39 | 4,00 | * **Bepaling van de orde:** Door deze data uit te zetten, blijkt dat een grafiek van $1/[\text{HI}]$ tegen de tijd een rechte lijn levert. Dit wijst op een reactie van de tweede orde [19](#page=19) [20](#page=20). * **Berekening van $k$:** De richtingscoëfficiënt van de grafiek van $1/[\text{HI}]$ tegen $t$ is gelijk aan $k$. Gebruik makend van de punten (0 s, 1,00 L/mol) en (360 s, 4,00 L/mol): $$ k = \frac{4,00 \text{ L/mol} - 1,00 \text{ L/mol}}{360 \text{ s} - 0 \text{ s}} = \frac{3,00 \text{ L/mol}}{360 \text{ s}} \approx 0,00833 \text{ L/mol·s} $$ [20](#page=20). * **Halveringstijd:** De eerste halveringstijd is de tijd waarin de concentratie daalt van 1,00 mol/L naar 0,50 mol/L, wat 120 s is. Met de formule voor de halveringstijd van een tweede-orde reactie [19](#page=19): $$ t_{1/2} = \frac{1}{k[A]_0} = \frac{1}{(0,00833 \text{ L/mol·s})(1,00 \text{ mol/L})} \approx 120 \text{ s} $$ --- # Moleculaire verklaringen van reactiesnelheid Dit onderwerp verklaart de reactiesnelheid vanuit moleculaire interacties door middel van de botsingstheorie en de theorie van de overgangstoestand [21](#page=21). ### 3.1 De rol van het reactiemechanisme De reactievergelijking toont enkel het stoichiometrische verband tussen reactanten en producten. De daadwerkelijke reactie verloopt echter vaak in meerdere opeenvolgende stappen, wat het reactiemechanisme wordt genoemd. Sommige reacties kunnen wel in één stap verlopen [21](#page=21). **Voorbeeld van een meerstapsreactie:** Voor de reactie $2 \text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{NO}_2\text{F(g)}$ werd het volgende mechanisme voorgesteld [21](#page=21): 1. $\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow \text{NO}_2\text{F(g)} + \text{F}\cdot\text{(g)}$ (traag, snelheidsbepalend) [30](#page=30). 2. $\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}\cdot\text{(g)} \rightarrow \text{NO}_2\text{F(g)}$ (snel) [30](#page=30). Hierbij wordt een F-radicaal gevormd als intermediair product dat niet meer aanwezig is in de totaalreactie [21](#page=21). ### 3.2 Botsingstheorie De botsingstheorie verklaart de reactiesnelheid door te kijken naar de botsingen tussen moleculen. Een reactie, zoals $A_2\text{(g)} + B_2\text{(g)} \rightarrow 2 AB\text{(g)}$, kan alleen plaatsvinden bij een botsing tussen $A_2$- en $B_2$-moleculen, waarbij bindingen worden verbroken en gevormd [21](#page=21). De reactiesnelheid ($v$) is recht evenredig met het aantal botsingen ($Z$) tussen de moleculen [21](#page=21): $v \sim Z$ [21](#page=21). Het aantal botsingen in de gasfase is zeer groot (ongeveer $10^{31}$ botsingen per seconde bij standaardvoorwaarden). Echter, niet elke botsing leidt tot een reactie; slechts effectieve botsingen zijn van belang [21](#page=21). #### 3.2.1 Factoren die effectiviteit van botsingen bepalen Twee factoren bepalen of een botsing effectief is: 1. **Botsingsrichting:** De moleculen moeten in een geschikte richting botsen. Dit wordt meegenomen in de probabiliteitsfactor $p$, waarbij $p < 1$ [23](#page=23). $v \sim p \cdot Z$ [23](#page=23). 2. **Kinetische energie ($E_{kin}$):** Moleculen hebben kinetische energie [23](#page=23). * **Niet-effectieve botsing:** Bij lage kinetische energie vinden er elastische botsingen plaats waarbij de moleculen terugkaatsen zonder te reageren. Ze naderen elkaar tot op de van der Waalsafstand [23](#page=23). * **Effectieve botsing:** Bij voldoende hoge kinetische energie kunnen de afstotende krachten worden overwonnen, dringen de moleculen in elkaar, vormen ze nieuwe bindingen en gaan ze chemisch veranderd uit elkaar. Hierbij wordt kinetische energie omgezet in potentiële energie tijdens de nadering en omgekeerd bij de vorming van producten. De moleculen moeten elkaar naderen tot op de covalente afstand [23](#page=23). #### 3.2.2 Activeringsenergie en de Maxwell-Boltzmann-verdeling * **Maxwell-Boltzmann-verdelingscurve:** Deze curve toont de verdeling van kinetische energieën onder moleculen [24](#page=24). * **Activeringsenergie ($E_a$):** Dit is de minimale kinetische energie die moleculen nodig hebben om de overgangstoestand te bereiken en te kunnen reageren [24](#page=24). * **Fractie reagerende moleculen ($f$):** Dit is het deel van de moleculen met een kinetische energie groter dan de activeringsenergie ($E_{kin} > E_a$) [24](#page=24). $v \sim p \cdot f \cdot Z$ [24](#page=24). Bij hogere temperaturen is de fractie moleculen met voldoende kinetische energie ($f$) groter, wat leidt tot een hogere reactiesnelheid. Dit geldt voor zowel exotherme als endotherme reacties [24](#page=24). > **Tip:** De Maxwell-Boltzmann-verdeling benadrukt dat de reactiesnelheid niet alleen afhangt van het totale aantal botsingen, maar ook van de energieverdeling binnen dat gas. Hogere temperaturen "verschuiven" de verdeling naar hogere kinetische energieën, waardoor meer moleculen de activeringsenergie overschrijden [24](#page=24). ### 3.3 Theorie van de overgangstoestand Deze theorie beschrijft de voorwaarden voor effectieve botsingen iets anders. Bij een effectieve botsing wordt een kortlevend, geactiveerd complex gevormd [25](#page=25). * **Geactiveerd complex ($A_2B_2^\ddagger$):** * Niet te isoleren, kortlevend [25](#page=25). * Bevolgt zich in een overgangstoestand [25](#page=25). * Oude bindingen (A-A, B-B) zijn verzwakt en nieuwe bindingen (A-B) zijn gedeeltelijk gevormd [25](#page=25). * Heeft een relatief hoge potentiële energie ($E_{pot}$) [25](#page=25). Omdat de totale energie van een molecule constant is ($E_{tot} = E_{pot} + E_{kin}$), vereist de vorming van een geactiveerd complex een toename in potentiële energie, gelijk aan de activeringsenergie ($E_a$). Alleen moleculen met voldoende kinetische energie ($E_{kin} > E_a$) kunnen deze overgangstoestand bereiken [25](#page=25). Vanuit de overgangstoestand kunnen twee dingen gebeuren [26](#page=26): 1. **Terugval:** De moleculen vallen terug naar de oorspronkelijke toestand ($A_2 + B_2$) zonder reactie. De activeringsenergie wordt hierbij weer omgezet in kinetische energie [26](#page=26). 2. **Reactie:** Er worden productmoleculen (AB) gevormd. De potentiële energie neemt hierbij af met een waarde $E_a'$, die wordt omgezet in kinetische energie van de reactieproducten [26](#page=26). De enthalpieverandering ($\Delta H$) van de reactie is het verschil tussen de activeringsenergie voor het vormen van het complex ($E_a$) en de energieafname van het complex naar het product ($E_a'$) [26](#page=26): $\Delta H = E_a' - E_a$ [26](#page=26). #### 3.3.1 Potentiële energiediagrammen * **Exotherme reactie:** De energie van de producten ligt lager dan die van de reactanten. Hierbij is $E_a' > E_a$ (#page=26, 27) [26](#page=26) [27](#page=27). **Voorbeeld:** $\text{N}_2\text{O(g)} + \text{NO(g)} \rightarrow [\text{N}_2\text{...O...NO]}^\ddagger \rightarrow \text{N}_2\text{(g)} + \text{O}_2\text{N=O}$ [26](#page=26). $E_a = 209 \, \text{kJ/mol}$, $E_a' = 347 \, \text{kJ/mol}$, $\Delta H = -138 \, \text{kJ/mol}$ [26](#page=26). * **Endotherme reactie:** De energie van de producten ligt hoger dan die van de reactanten. Hierbij is $E_a' < E_a$ (#page=26, 27) [26](#page=26) [27](#page=27). **Voorbeeld:** $\text{O=N-Cl(g)} + \text{Cl-N=O(g)} \rightarrow [\text{O=N...Cl...Cl...N=O]}^\ddagger \rightarrow \text{O=N}\cdot + \text{Cl}_2\text{(g)} + \text{N=O}\cdot$ [26](#page=26). $E_a = 98 \, \text{kJ/mol}$, $E_a' = 22 \, \text{kJ/mol}$, $\Delta H = +76 \, \text{kJ/mol}$ [26](#page=26). ### 3.4 Reactiemechanismen en elementaire reacties * **Elementaire reactie:** Een individuele stap in een reactiemechanisme die niet verder kan worden opgesplitst in andere elementaire stappen. Dit kan de ontbinding van één molecuul zijn of een combinatiereactie tussen twee moleculen [28](#page=28). * **Moleculariteit:** Het aantal deeltjes dat deelneemt aan een elementaire reactiestap [28](#page=28). * Unimoleculair: 1 deeltje betrokken [28](#page=28). * Bimoleculair: 2 deeltjes betrokken [28](#page=28). * Termoleculair: 3 deeltjes betrokken (zeldzaam) [28](#page=28). * **Reactiesnelheidsvergelijking van een elementaire stap:** De orde van de reactie is gelijk aan de moleculariteit van de elementaire stap [28](#page=28). * Unimoleculair: $v = k[A]$ [28](#page=28). * Bimoleculair ($2A$): $v = k[A]^2$ [28](#page=28). * Bimoleculair ($A+B$): $v = k[A][B]$ [28](#page=28). * Termoleculair ($2A+B$): $v = k[A]^2[B]$ [28](#page=28). Elementaire reacties met een orde groter dan 3 zijn onwaarschijnlijk vanwege de zeer kleine kans op zo'n botsing [31](#page=31). #### 3.4.1 Snelheidsbepalende stap Niet alle elementaire reactiestappen verlopen even snel; er is meestal één trage stap die de algehele reactiesnelheid bepaalt. Dit is de **snelheidsbepalende stap**. De orde van deze stap bepaalt de orde van de totale reactie [30](#page=30). **Voorbeeld:** De reactie $2\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow 2 \text{NO}_2\text{F(g)}$ heeft experimenteel een snelheid van $v = k[\text{NO}_2][\text{F}_2]$. Dit suggereert een reactiemechanisme waarbij de eerste, trage stap bimoleculair is en de concentraties van zowel $\text{NO}_2$ als $\text{F}_2$ bepaalt [30](#page=30). #### 3.4.2 Regels voor het opstellen van reactiemechanismen Bij het voorstellen van een nieuw reactiemechanisme moeten de volgende regels worden gehanteerd [31](#page=31): 1. De totale stoichiometrie van de reactievergelijking moet overeenkomen met de som van de elementaire reactiestappen [31](#page=31). 2. De elementaire reactiestappen moeten fysisch realistisch zijn; elementaire reacties met een orde groter dan 3 zijn onwaarschijnlijk [31](#page=31). 3. Het mechanisme moet de experimenteel waargenomen reactiesnelheidsvergelijking verklaren [31](#page=31). --- # Reactiemechanismen en katalysatoren Dit hoofdstuk legt de relatie uit tussen reactievergelijkingen en reactiemechanismen, inclusief elementaire reacties en de snelheidsbepalende stap, en behandelt de rol en eigenschappen van katalysatoren. ### 4.1 Elementaire reacties en het reactiemechanisme De meeste chemische reacties verlopen niet in één enkele stap, maar bestaan uit een reeks van afzonderlijke reactiestappen. Deze individuele stappen worden **elementaire reacties** genoemd en vormen samen het **reactiemechanisme** [28](#page=28). #### 4.1.1 Stoichiometrische reactievergelijking vs. reactiemechanisme De totale stoichiometrische reactievergelijking geeft niet de individuele stappen weer waarin de reactie plaatsvindt. Daarom kan de reactiesnelheidsvergelijking niet direct worden afgeleid uit de stoichiometrische coëfficiënten van de totale reactievergelijking [28](#page=28). #### 4.1.2 Reactiesnelheid en concentratie De reactiesnelheid stijgt met het **product** van de concentraties van de deelnemende reagentia, niet met hun som. Dit komt doordat het aantal mogelijke botsingen toeneemt met het product van de concentraties. Als bijvoorbeeld twee moleculen A en twee moleculen B reageren, kunnen er 4 botsingen optreden. Indien er twee moleculen A worden toegevoegd, wordt het aantal mogelijke botsingen $4 \times 2 = 8$, niet $4 + 2 = 6$ [28](#page=28). #### 4.1.3 Definitie van elementaire reacties Een elementaire reactie is de ontbindingsreactie van een enkele molecule of de combinatiereactie tussen twee moleculen, die zelf niet uit andere elementaire reactiestappen is opgebouwd [28](#page=28). #### 4.1.4 Moleculariteit van elementaire reacties Elke elementaire stap wordt gekenmerkt door zijn **moleculariteit**, wat het aantal deeltjes is dat deelneemt aan die specifieke reactiestap [28](#page=28). | Elementaire reactiestap | Moleculariteit | Reactiesnelheidsvergelijking | | :---------------------- | :-------------- | :--------------------------- | | A → product(en) | Unimoleculair | $v = k \times [A]$ | [28](#page=28). | 2A → product(en) | Bimoleculair | $v = k \times [A]^2$ | [28](#page=28). | A + B → product(en) | Bimoleculair | $v = k \times [A \times [B]$ | [28](#page=28). | 2A + B → product(en) | Termoleculair | $v = k \times [A]^2 \times [B]$ | [28](#page=28). #### 4.1.5 Orde van elementaire reacties Voor een elementaire reactiestap is de orde van de reactie gelijk aan de moleculariteit (#page=28, 29). Elementaire reacties met een orde groter dan 3 worden als onwaarschijnlijk beschouwd vanwege hun zeer kleine trefkans (#page=29, 31) [28](#page=28) [29](#page=29) [31](#page=31). #### 4.1.6 De snelheidsbepalende stap Niet alle elementaire reactiestappen verlopen even snel. Meestal verloopt één specifieke elementaire reactie veel trager dan alle andere. Deze wordt de **snelheidsbepalende stap** genoemd. De orde van de snelheidsbepalende stap bepaalt de orde van de totale reactie [30](#page=30). > **Tip:** Bij het analyseren van een reactiemechanisme is het cruciaal om de snelheidsbepalende stap te identificeren, aangezien deze de algehele reactiesnelheid domineert. #### 4.1.7 Voorbeeld: Reactie tussen NO$_2$(g) en F$_2$(g) De reactie: $$ 2\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow 2\text{NO}_2\text{F(g)} $$ Experimenteel is vastgesteld dat de reactiesnelheidsvergelijking is: $$ v = k \times [\text{NO}_2 \times [\text{F}_2 $$ Dit duidt op een reactie van de eerste orde voor zowel NO$_2$ als F$_2$ [30](#page=30). Een voorgesteld reactiemechanisme bestaat uit de volgende elementaire stappen [30](#page=30): 1. $\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow \text{NO}_2\text{F(g)} + \text{F(g)}$ (traag, snelheidsbepalend) * Bimoleculair: $v = k_1 \times [\text{NO}_2 \times [\text{F}_2]$ 2. $\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F(g)} \rightarrow \text{NO}_2\text{F(g)}$ (snel) * Bimoleculair: $v = k_2 \times [\text{NO}_2 \times [\text{F}]$ De totale reactie is de som van deze stappen: $$ \text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} + \text{NO}_2\text{(g)} + \text{F(g)} \rightarrow \text{NO}_2\text{F(g)} + \text{F(g)} + \text{NO}_2\text{F(g)} $$ Vereenvoudigd: $$ 2\text{NO}_2\text{(g)} + \text{F}_2\text{(g)} \rightarrow 2\text{NO}_2\text{F(g)} $$ De reactiesnelheidsvergelijking van de totale reactie wordt bepaald door de snelheidsbepalende stap en is dus: $$ v = k_1 \times [\text{NO}_2 \times [\text{F}_2 $$ Dit komt overeen met de experimentele bevindingen [30](#page=30). #### 4.1.8 Regels voor het voorstellen van een reactiemechanisme Bij het voorstellen van een nieuw reactiemechanisme moeten de volgende regels in acht worden genomen [31](#page=31): 1. De stoichiometrie van de totale reactievergelijking moet overeenkomen met de som van de elementaire reactiestappen. 2. De elementaire reactiestappen moeten fysisch verantwoord zijn (bv. elementaire reacties met orde > 3 zijn onwaarschijnlijk). 3. Het mechanisme moet de experimenteel waargenomen reactiesnelheidsvergelijking kunnen verklaren. ### 4.2 Katalysatoren Een katalysator is een stof die de reactiesnelheid beïnvloedt zonder zelf verbruikt te worden tijdens de reactie [32](#page=32). #### 4.2.1 Eigenschappen van katalysatoren * Een katalysator wordt **niet verbruikt** tijdens de reactie, hoewel het wel actief deelneemt [32](#page=32). * Een katalysator beïnvloedt het chemisch evenwicht **niet**. Het zorgt er alleen voor dat het evenwicht sneller wordt bereikt [32](#page=32). * Een katalysator versnelt (of vertraagt, indien het een negatieve katalysator betreft) de heen- en teruggaande reactie in **dezelfde mate** [32](#page=32). * Een katalysator beïnvloedt het reactiemechanisme zodanig dat het eindproduct langs een **gemakkelijker weg** wordt verkregen, vaak door een lagere activeringsenergie te bieden [32](#page=32). * De **hoeveelheid katalysator** beïnvloedt de reactiesnelheid [32](#page=32). #### 4.2.2 Werking van katalysatoren Katalysatoren veranderen het reactiemechanisme door een alternatieve reactieroute aan te bieden met een lagere activeringsenergie (#page=32, 33). Dit resulteert in een hogere reactiesnelheid omdat een groter percentage moleculen de benodigde activeringsenergie overschrijdt [26](#page=26) [32](#page=32) [33](#page=33). #### 4.2.3 Bewijs van Ostwald Het bewijs van Ostwald is een bewijs "uit het ongerijmde" dat aantoont dat de omgekeerde stelling (dat een katalysator het evenwicht wel beïnvloedt) niet kan kloppen [33](#page=33). #### 4.2.4 Voorbeelden van katalyse * **Homogene katalyse:** De katalysator bevindt zich in dezelfde fase als de reactanten [33](#page=33). * Voorbeeld: De katalyse van de ontleding van waterstofperoxide door iodidezouten. $$ 2\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2 $$ Met $I^-$ als katalysator: 1. $H_2O_2 + I^- \rightarrow H_2O + IO^-$ (traag) 2. $H_2O_2 + IO^- \rightarrow H_2O + O_2 + I^-$ (snel) De stoichiometrische reactie volgt uit de som van de elementaire stappen, en de snelheid is van de eerste orde voor $H_2O_2$ [33](#page=33). * **Heterogene katalyse:** De katalysator bevindt zich in een andere fase dan de reactanten [33](#page=33). * Voorbeeld: De katalyse van de ontleding van kaliumchloraat met mangaan(IV)oxide (MnO$_2$) als katalysator [36](#page=36). * Zonder katalysator: Zeer TRAAG [36](#page=36). * Met Mn$^{2+}$ (afkomstig van MnO$_2$) als katalysator: Zeer SNEL [36](#page=36). De route met de katalysator is gemakkelijker, wat resulteert in een hogere reactiesnelheid. Het substitueren van een langzame termoleculaire stap door drie snelle bimoleculaire stappen is een veelvoorkomend principe bij katalyse [36](#page=36). #### 4.2.5 Impact van katalysatoren op het reactiemechanisme Katalysatoren wijzigen het reactiemechanisme door nieuwe, snellere reactiepaden te creëren. Dit kan bijvoorbeeld door: * **Activering van reactanten:** Zoals het activeren van een binding in een molecule [34](#page=34). * **Vorming van intermediairen:** Tijdelijke moleculen die verder reageren [34](#page=34). * **Verandering van de overgangstoestand:** Het verlagen van de energie van het geactiveerde complex [26](#page=26). De overgangstoestand (het geactiveerde complex) is een instabiele toestand die gevormd wordt tijdens een chemische reactie. De energie die nodig is om deze toestand te bereiken, is de activeringsenergie ($E_a$). Een katalysator verlaagt deze $E_a$, waardoor de reactie sneller verloopt (#page=32, 36) [26](#page=26) [32](#page=32) [36](#page=36). --- ## 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 | |------|------------| | Reactiesnelheid | De snelheid waarmee een chemische reactie verloopt, meestal uitgedrukt als de verandering in concentratie van een reagens of product per tijdseenheid. | | Concentratie reagentia | De hoeveelheid reactanten die aanwezig zijn in een bepaald volume, wat de kans op botsingen en dus de reactiesnelheid beïnvloedt. | | Fysische toestand | De fase waarin een stof zich bevindt (vast, vloeibaar, gas), wat de bewegingsvrijheid van de deeltjes en dus de reactiesnelheid beïnvloedt. | | Temperatuur | Een maat voor de gemiddelde kinetische energie van de deeltjes in een systeem, die de reactiesnelheid verhoogt door meer effectieve botsingen. | | Katalysator | Een stof die de reactiesnelheid verhoogt zonder zelf verbruikt te worden, door het reactiemechanisme te veranderen en de activeringsenergie te verlagen. | | Arrheniusgedrag | Het verband tussen de reactiesnelheid en de temperatuur, waarbij de snelheid toeneemt met de temperatuur volgens een exponentiële relatie. | | Reactiemechanisme | Het gedetailleerde proces in meerdere stappen dat leidt tot de uiteindelijke chemische reactie, inclusief intermediaire producten. | | Differentiële reactiesnelheidsvergelijking | Een vergelijking die de directe relatie tussen de reactiesnelheid en de concentraties van reagentia beschrijft. | | Geïntegreerde reactiesnelheidsvergelijking | Een vergelijking die het verband tussen de concentratie van reagentia en de tijd beschrijft gedurende de reactie. | | Orde van de reactie | De exponent in de reactiesnelheidsvergelijking die aangeeft hoe de reactiesnelheid afhangt van de concentratie van een specifiek reagens. | | Reactiesnelheidsconstante (k) | De evenredigheidsconstante in de reactiesnelheidsvergelijking, die afhangt van de temperatuur en de specifieke reactie. | | Beginsnelheid | De reactiesnelheid gemeten aan het begin van de reactie (t=0), wanneer de concentratie van producten nog verwaarloosbaar is. | | Halveringstijd (t₁/₂) | De tijd die nodig is om de concentratie van een reagens tot de helft van zijn oorspronkelijke waarde te reduceren. | | Botsingstheorie | Een theorie die stelt dat reactiesnelheid afhangt van de frequentie en effectiviteit van botsingen tussen reactantenmoleculen. | | Geactiveerd complex | Een instabiel, kortlevend intermediair product dat wordt gevormd tijdens een effectieve botsing, met een hoge potentiële energie. | | Activeringsenergie (Ea) | De minimale hoeveelheid kinetische energie die reactantenmoleculen moeten bezitten om een effectieve botsing te ondergaan en te reageren. | | Elementaire reactie | Een individuele stap binnen een complex reactiemechanisme, die vaak een unimoleculaire of bimoleculaire reactie betreft. | | Moleculariteit | Het aantal moleculen dat direct deelneemt aan een elementaire reactiestap. | | Snelheidsbepalende stap | De traagste elementaire reactiestap in een reactiemechanisme, die de algehele reactiesnelheid bepaalt. | | Onimoleculair | Een reactie of stap waarbij slechts één molecuul betrokken is. | | Bimoleculair | Een reactie of stap waarbij twee moleculen betrokken zijn. | | Termoleculair | Een reactie of stap waarbij drie moleculen betrokken zijn. | | Heterogene katalyse | Katalyse waarbij de katalysator en de reactanten zich in verschillende fasen bevinden (bv. vaste katalysator en gasvormige reactanten). |