Resume
Samenvatting Chemie Groep T Leuven
- Cours
- Chemie
- Établissement
- Katholieke Universiteit Leuven (KU Leuven)
Samenvatting Chemie eerste jaar industriële ingenieurswetenschappen KU Leuven Groep T
[Montrer plus]
Vendeur
S'abonner
Aperçu du contenu
3-5. Stoechiometrie in waterige oplossing en in gasfase ............................................................................... 26. Thermochemie............................................................................................................................................ 3
18. Thermodynamica ...................................................................................................................................... 5
7. De elektronenstructuur van atomen .......................................................................................................... 7
8. De periodieke tabel .................................................................................................................................. 10
9. De chemische binding I ............................................................................................................................. 11
10. De chemische binding II .......................................................................................................................... 13
12. Intermoleculaire krachten ...................................................................................................................... 15
13. Fysische eigenschappen van oplossingen .............................................................................................. 18
14. Kinetica ................................................................................................................................................... 21
15. Chemisch evenwicht ............................................................................................................................... 25
16. Zuren en basen ....................................................................................................................................... 28
17. Zuur-base evenwicht en oplosbaarheid ................................................................................................. 31
19. Redoxreacties en elektrochemie ............................................................................................................ 33
1
,3-5. Stoechiometrie in waterige oplossing en in gasfase
1. Reacties lezen
2. Concentratie eenheden
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑜𝑝𝑔𝑒𝑙𝑜𝑠𝑡𝑒 𝑠𝑡𝑜𝑓
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎𝑝𝑟𝑜𝑐𝑒𝑛𝑡 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎% = ∗ 100%
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑜𝑝𝑙𝑜𝑠𝑠𝑖𝑛𝑔
𝑚𝑜𝑙 𝑣𝑎𝑛 𝐴
𝑀𝑜𝑙𝑓𝑟𝑎𝑐𝑡𝑖𝑒 = 𝑋𝐴 =
𝑡𝑜𝑡𝑎𝑎𝑙 𝑎𝑎𝑛𝑡𝑎𝑙 𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑜𝑙 𝑜𝑝𝑔𝑒𝑙𝑜𝑠𝑡𝑒 𝑠𝑡𝑜𝑓
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑡𝑒𝑖𝑡 = 𝑀 =
𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟 𝑜𝑝𝑙𝑜𝑠𝑠𝑖𝑛𝑔
𝑚𝑜𝑙 𝑜𝑝𝑔𝑒𝑙𝑜𝑠𝑡𝑒 𝑠𝑡𝑜𝑓
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑡𝑒𝑖𝑡 = 𝑚 =
𝑘𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡
Verdunningsregel: 𝑀 ∗ 𝑉 = 𝑀 ∗ 𝑉
3. Gassen en ideale gaswet
Ideaal gas = gas zonder interactie tussen deeltjes
Ideale gaswet: 𝑃 ∗ 𝑉 = 𝑛 ∗ 𝑅 ∗ 𝑇
Wet van Dalton: In een ideaal gasmengsel gedraagt elk gas alsof het alleen is in het systeem.
Elk gas oefent een bepaalde druk uit = partiële druk van het gas
𝑃𝑡𝑜𝑡 = 𝑃𝐴 + 𝑃𝐵
𝑛𝑡𝑜𝑡 = 𝑛𝐴 + 𝑛𝐵
𝑃𝐴 𝑛𝐴
𝑃𝑎𝑟𝑡𝑖𝑒𝑒𝑙𝑑𝑟𝑢𝑘 𝐴 = 𝑦𝐴 = = 𝑚𝑒𝑡 𝑦𝐴 + 𝑦𝐵 = 1
𝑃𝑡𝑜𝑡 𝑛𝐵
4. Beperkende hoeveelheid
Reagentia zijn niet aanwezig in stoechiometrische hoeveelheden
=> bepaald reagens gaat eerst op gereageerd zijn = limiterend reagens
5. Opbrengst van een reactie
𝑤𝑒𝑟𝑘𝑒𝑙𝑖𝑗𝑘𝑒 𝑜𝑝𝑏𝑟𝑒𝑛𝑔𝑠𝑡
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡 𝑣𝑎𝑛 𝑒𝑒𝑛 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑒 = ∗ 100%
𝑇ℎ𝑒𝑜𝑟𝑒𝑡𝑖𝑠𝑐ℎ𝑒 𝑜𝑝𝑏𝑟𝑒𝑛𝑔𝑠𝑡
2
,6. Thermochemie
6.1 Energie
Wet van behoud van energie: totale hoeveelheid energie in universum is constant.
Energie wisselt van vorm
6.2 Energieverandering tijdens chemische reacties
Warmte: transfer van thermische energie tussen 2 lichamen met een verschillende temperatuur of
tussen systeem en omgeving
=> Thermochemie: studie van warmteverandering tijdens chemische reacties
<=> Omgeving: rest van universum buiten het systeem
<=> Systeem: gedeelte van universum dat wordt bestudeerd:
• Open: warmte en deeltjes uitwisselen
• Gesloten: warmte uitwisselen
• Geïsoleerd: geen interactie met omgeving
2 soorten processen:
• Exotherm: warmte afgeven aan omgeving: 2H2 (g) + O2 (g) -> 2H2O (l) + warmte
• Endotherm: warmte opnemen uit omgeving: H2O (s) + warmte -> H2O (l)
6.3 Inleiding tot de thermodynamica
Thermodynamica: omzetting van warmte en andere vormen van energie: bestudeerd de verandering van
de toestand van een systeem, niet de weg er naartoe, aan de hand van toestandsfuncties: Energie, druk,
volume en temperatuur
Eerste wet van de thermodynamica: energie kan omgezet worden van de ene naar de andere vorm,
maar niet bijgemaakt worden = wet van behoud van energie
Energieverandering in een systeem: (onmogelijk voor absolute energie + is toestandsfunctie)
∆𝐸𝑠𝑦𝑠 = 𝐸𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛 − 𝐸𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑖𝑎 = 𝑞 + 𝑤
met q < 0: exotherm en w < 0: arbeid geleverd op omgeving door systeem (=/= toestandsfuncties)
Arbeid voor uitzetting van een gas tegen een constante uitwendige druk:
𝑤 = −𝑃∆𝑉
6.4 Enthalpie van chemische reacties
Proces bij constante druk:
𝑞𝑝 = ∆𝐸 + 𝑃∆𝑉
Proces bij constant volume:
𝑞𝑣 = ∆𝐸𝑠𝑦𝑠
Enthalpieverandering ΔH = ΔE + Δ(PV) = qp bij constante druk
-> Chemisch proces onder constante druk enthalpieverandering gelijk aan de uitgewisselde warmte
ΔH = Hproducten – Hreagentia -> voor exotherm: ΔH < 0 en endotherm: ΔH > 0
Vergelijking ΔH en ΔE: ΔE = ΔH – PΔV = ΔH – RTΔn
-> Arbeid voor wegduwen van volume lucht
=> Bij constante druk = 0 en zonder gassen: ΔE = ΔH
3
, 6.5 Calorimetrie
Warmtecapaciteit C: energie die nodig is om temperatuur van hoeveelheid stof met 1°C te doen stijgen
Specifieke warmte s: de energie die nodig is om de temperatuur van 1 gram stof te doen stijgen met 1°C
𝐶 = 𝑚𝑠 en 𝑞 = 𝑚𝑠∆𝑡 = 𝐶∆𝑡
Bomcalorimeter: constant volume:
Gemeten warmte =/= enthalpieverandering
ΔE = qv (klein verschil met ΔH)
Constant druk calorimeter:
qbeker = qoplossing + qcal + qreactie
ΔH = qreactie
6.6 Standaardvormingsenthalpie
Standaardvormingsenthalpie ΔH°f: enthalpieverandering geassocieerd met de vorming van 1 mol van
een verbinding uit zijn elementen bij standaardvoorwaarden
Wet van Hess: wanneer reagentia worden omgezet naar producten dan is de enthalpieverandering
dezelfde of dit in 1 of meerdere stappen gebeurt
∆𝐻°𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑒 = ∑ ∆𝐻°𝑓(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑛) − ∑ ∆𝐻°𝑓(𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑖𝑎) in kJ/mol
Bindingsenthalpie kan ook gebruikt worden: ΔH° = BEreagentia – BEproducten
-> Foto heeft voorbeeld voor H2 + F2 -> 2HF
Bindingsenthalpie: enthalpieverandering gepaard gaande met
het breken van 1 specifieke binding in 1 mol moleculen in gasvorm
4
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur Vincevdp. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €0,00. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
Peut-on faire confiance à Stuvia ?
4.6 étoiles sur Google & Trustpilot (+1000 avis)
80467 résumés ont été vendus ces 30 derniers jours
Fondée en 2010, la référence pour acheter des résumés depuis déjà 14 ans