Blaai deur onderwerpe vir Senior Sekondêr 2 1ste, 2de en 3de Kwartaal, Alle Weke, Alle Vakke
VAK: CHEMIE
KLAS: SS 2
DATUM:
KWARTAAL: 2de KWARTAAL
VERWYSINGS
ONDERWERP: REAKSIE-tempo
INHOUD
BETEKENIS VAN REAKSIEtempo
Die tempo van 'n chemiese reaksie is die aantal mol reaktante wat omgeskakel word of produkte wat per tydseenheid gevorm word.
Gewoonlik word reaksietempo eksperimenteel bepaal deur verandering in konsentrasie van een van die komponente in die reaksie met tyd te meet.
Dus,
Reaksietempo = verandering in konsentrasie van reaktant of produk (mol/dm 3 )
Tyd geneem vir die verandering (sekondes)
Die eenheid van die reaksietempo is mol/dm -3 s -1 of g dm -3 s -1 .
Reaksietempo kan ook uitgedruk word as:
Tempo van reaksie = verandering in aantal mol of massa van reaktant of produk
Tyd geneem vir die verandering
Dan is die eenheid van tempo mol -1 of gs -1
VOORBEELD : Wanneer 0,5 g kalsiumtrioksokarbonaat (IV) by oortollige verdunde soutsuur gevoeg is, is koolstof (IV) oksied ontwikkel. Die volledige reaksie het 5 minute geneem. Wat was die reaksietempo?
OPLOSSING:
Reaksietempo = verandering in massa van reaktant
Tyd geneem vir die verandering
= ( 0.5 – 0)g = 0.5
5x60 300
= 1,67 x 10 -3 gs -1
MANIERE OM REAKSIE TE MEET
Konsentrasie is een van die eienskappe van 'n reaksie wat met tyd kan verander.
Die volgende eienskappe kan ook met tyd verander en kan dus gebruik word om reaksietempo te meet.
KOERSKURWE
Die tempokurwe is 'n grafiese illustrasie van die tempo van 'n reaksie.
Die volgende grafiek illustreer koerskurwe
KENMERKE VAN KOERSKURWE
Die volgende kan uit die koerskurwe bepaal word
Gemiddelde tempo = totale aantal mol / massa betrokke
Tyd geneem
Koers op oomblik = Gradiënt by 'n punt op die kromme
Wanneer die reaksietempo direkte variasie met konsentrasie het, dan
Tempo van reaksie α[Konsentrasie van A]
R α [A]
R = k[A]
Waar k Tempokonstante genoem word
EVALUERING
BOTSINGSTEORIE
Die botsingsteorie sê dat vir 'n chemiese reaksie om plaas te vind die reaktantdeeltjies moet bots en hulle moet bots met 'n sekere minimum hoeveelheid energie bekend as aktivering
energie.
Reagerende deeltjies is in voortdurende beweging, dus besit hulle energie en bots hulle ook met mekaar. Nie alle botsings lei tot chemiese reaksies nie. Botsings, wat chemiese reaksie tot gevolg het, word EFFEKTIWE BOTSINGS genoem. Minimum hoeveelheid energie wat nodig is deur deeltjies te reageer vir chemiese reaksie om plaas te vind, word AKTIVERINGSENERGIE genoem. Aktiveringsenergie is die ENERGIE-BARIER wat die reaktante moet oorkom vir reaksie om plaas te vind. Dit is die minimum energie wat nodig is vir bindingsbreek vir chemiese reaksie om plaas te vind.
Chemiese reaksie vind slegs plaas wanneer die energie van die botsende reaktantdeeltjies gelyk is aan of meer as die aktiveringsenergie. Aktiveringsenergie moet gelyk wees aan energieversperrings ook vir chemiese reaksie om plaas te vind.
Elke reaksie het sy eie energie van aktivering. Reaksies met lae aktiveringsenergie het hoë reaksietempo en vind spontaan plaas. Reaksie met hoë aktiveringsenergie het 'n lae reaksietempo en is nie spontaan nie.
Die grafiek hieronder illustreer die konsepte van die aktiveringsenergie vir endotermiese en eksotermiese reaksies.
EKSOMMIESE REAKSIE ENDOTHERMIESE REAKSIE
Uit die grafiek kan dit gesien word
3.Endotermiese reaksie vind plaas met voortdurende toevoer van eksterne energie, bv. kook van rys.
EVALUERING
FAKTORE WAT REAKSIEPOORT BEÏNVLOED
Uit die botsingsteorie kan gesien word dat reaksietempo's afhang van die volgende kenmerke.
Hierdie kenmerke van 'n chemiese reaksie word op hul beurt deur sommige faktore beïnvloed, wat hulle kan laat verander en gevolglik die reaksietempo beïnvloed. Dit is faktore wat die tempo van reaksies beïnvloed. Sommige belangrike is:
Om die effek van enige een van hierdie faktore op reaksietempo te bestudeer, moet alle ander faktore konstant gehou word.
EFFEK VAN AARD VAN REAKTANTE
As alle ander faktore konstant gehou word, sal verskillende stowwe byvoorbeeld verskillende reaksietempo met verdunde HCl hê. Wanneer verdunde HCl met sink, yster en goud onder dieselfde toestand reageer, word waterstofgas vinnig met sink ontwikkel, stadig met yster en geen gas ontwikkel met goud nie.
Die verskil in reaksietempo is te wyte aan die chemiese aard van die elemente aangesien hulle natuurlik verskillende hoeveelheid energie-inhoud besit.
EFFEK VAN KONSENTRASIE VAN REAKTANTE
Die frekwensie van botsing tussen deeltjies is hoog wanneer die deeltjies in 'n klein spasie, dit wil sê hoë konsentrasie, oorvol is. Dit lei tot hoë effektiewe botsing en dus hoë reaksietempo. 'n Toename of afname in die konsentrasie van die reaktante sal lei tot 'n ooreenstemmende toename of afname in effektiewe botsings van die reaktante en dus die reaksietempo.
EFFEK VAN OPPERVLAKTE AREA VAN REAKTANTE
Dit is 'n baie belangrike faktor wat in ag geneem moet word wanneer 'n vaste stof by 'n chemiese reaksie betrokke is. Geklonte vaste stowwe bied 'n klein oppervlak van kontak vir reaksie terwyl poeieragtige vaste stowwe 'n groot oppervlakte bied vir reaksie. Reaksietempo is stadig met klonterige vastestowwe, maar hoog met verpoeierde vastestowwe.
EFFEK VAN TEMPERATUUR
Die verhoging van die temperatuur van 'n sisteem kan op twee maniere tot 'n toename in reaksietempo lei. Wanneer hitte verhoog word, word energie in die vorm van hitte aan die reaktantdeeltjies verskaf, sodat
Gevolglik neem die aantal effektiewe botsings toe en die reaksie vorder teen 'n vinniger tempo. Verlagings in temperatuur lei tot afname tempo van reaksies.
EFFEK VAN LIG
Sommige reaksies word deur lig beïnvloed. Die reaksietempo is hoog wanneer die ligte se intensiteit hoog is, laag wanneer die intensiteit laag is en gaan glad nie voort in die afwesigheid van lig nie. Sulke reaksies staan bekend as fotochemiese reaksie. Voorbeelde van fotochemiese reaksies
insluit.
EFFEK VAN KATALISAT
'n Katalisator is 'n stof wat die tempo van 'n reaksie verander, maar self geen verandering aan die einde van die reaksie ondergaan nie.
'n Positiewe katalisator verhoog die reaksietempo deur die aktiveringsenergie van die reaksie te verlaag, terwyl die een wat die aktiveringsenergie verhoog bekend staan as 'n negatiewe katalisator of 'n inhibeerder.
Die diagram hieronder illustreer die energieprofiel vir gekataliseerde en ongekataliseerde eksotermiese en endotermiese reaksies
EKSOTERMIESE REAKSIE ENDOTHERMIESE REAKSIE
ALGEMENE EVALUERING/HERSIENING
LEESOPDRAG : Nuwe Skoolchemie vir Senior Sekondêre Skool deur OYAbabio (6de uitgawe ) bladsye 250-261
NAWEEKOPDRAG
AFDELING A: Skryf SLEGS die korrekte opsie neer
2.Zn (s) + H 2 SO 4(aq) → ZnSO 4(aq) + H 2(g)
Die tempo van evolusie van waterstofgas in die bogenoemde reaksie sal aansienlik verhoog word as a. die sink is in die vorm van korrels b. 'n kleiner volume H2SO4 word gebruik c. die reaksiefles word in 'n ysbad gedompel d. die sink is in poeiervorm
het na 5min voltooi. Bereken die tempo van die chemiese reaksie in ghr -1
AFDELING B
1a. Definieer tempo van reaksie
2a. Verduidelik in terme van botsingsteorie hoe tempo van gasreaksie deur 'n toename in druk beïnvloed word
WEEK TWEE DATUM: ____________
ONDERWERP: EKSOTERMIESE EN ENDOTHERMIESE REAKSIES
INHOUD
ENERGIE
Energie word gedefinieer as die vermoë om werk te doen. Dit bestaan in verskillende vorme soos: hitte, lig, klank, elektries, potensiale (gestoor), kineties ens.
WETTE VAN BEWARING VAN ENERGIE
Energie kan van een vorm na 'n ander verander word. Die totale hoeveelheid energie voor en na die verandering bly dieselfde. Hierdie waarneming word gestel in die wet van behoud van energie wat bepaal dat energie nie geskep of vernietig kan word nie, maar van een vorm na 'n ander verander kan word.
Daar is soorte energie soos chemiese energie, hitte-energie en ligenergie.
HITTE-INHOUD (ENTALPIE) VAN 'N STOF
Hitte-inhoud of Entalpie van 'n stof is die kenmerkende interne energie wat die stof besit, wat te wyte is aan die struktuur en fisiese toestand van 'n stof. Die potensiële energie is te wyte aan die struktuur terwyl die kinetiese energie te wyte is aan die fisiese toestand. Entalpie van een stof verskil van 'n ander. Totale entalpie kan nie gemeet word nie maar slegs entalpie verandering. Oor die algemeen is 'n entalpieverandering (∆H) die hitte wat met die omgewing uitgeruil sal word, dit wil sê dit is die hoeveelheid energie betrokke by 'n reaksie.
Dus,
Entalpieverandering = Hitte van produkte – Hitte van reaktante
Dit wil sê, ∆H = H produkte - H reaktante
Die entalpieverandering van 'n gegewe reaksie word altyd langs mekaar met die gegewe vergelyking geskryf en dit kan óf 'n positiewe óf 'n negatiewe waarde wees.
Voorbeeld: HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H 2 O (l) ∆H = -57.3kJ
Eenheid van entalpieverandering (∆H) is Joules(J) of kilojoules(kJ)
EKSOTERMIESE EN ENDOTHERMIESE REAKSIES
EKSOMMIESE REAKSIE
'n Chemiese reaksie waarin hitte aan die omgewing afgegee word, staan bekend as eksotermiese reaksie. Wanneer 'n eksotermiese reaksie plaasvind, word hitte vrygestel en van die chemikalieë na die omgewing oorgedra en die temperatuur van die reaksiemengsel styg. Die reaksievat sal warm voel.
Voorbeelde van eksotermiese reaksies sluit in:
In eksotermiese reaksie is entalpieverandering negatief aangesien die hitte-inhoud van die produkte minder is as die hitte-inhoud van die reaktante.
ENDOTHERMIESE REAKSIE
'n Endotermiese reaksie is 'n tipe reaksie waarin hitte uit die omgewing geabsorbeer word. Wanneer 'n endotermiese reaksie plaasvind, word hitte-energie geabsorbeer en van die omgewing na die reaktante oorgedra en die temperatuur van die reaksiemengsel daal. Die reaksievat sal koud voel.
Voorbeelde van endotermiese reaksies is:
In endotermiese reaksie is die hitte-inhoud van die produk meer as die hitte-inhoud van die reaktant; dus is die entalpieverandering positief.
ENERGIE VLAK DIAGRAMME
Energieveranderinge kan deur diagramme voorgestel word, wat dadelik wys of reaksies eksotermies of endotermies is.
EVALUERING
REAKSIEWARMTE EN CHEMIESE BINDINGS
Tydens chemiese reaksies word chemiese bindings verbreek, atome word hergroepeer en nuwe bindings word gevorm. Bindingsbreek vereis energie en bindingsvorming ontwikkel energie. Die minimum hoeveelheid energie wat benodig word vir bindingsbreek word aktiveringsenergie genoem. Terwyl bindingsbreek endotermies is, is bindingsvorming eksotermies. Reaksiehitte kom dus van die breek en vorming van chemikalieëbinding. Hitte-reaksie is negatief [eksotermies] wanneer bindingsverbrekende energie minder is as bindingsvormende energie. Reaksiehitte is positief [endotermies] wanneer bindingsverbrekende energie meer is as bindingsvormende energie.
TIPES HITTEVERANDERINGE IN CHEMIESE REAKSIES
HITTE VAN VORMING
Die hoeveelheid hitte wat ontwikkel of geabsorbeer word wanneer een mol van 'n stof uit sy elemente gevorm word, staan bekend as vormingshitte [of entalpie van vorming].
Die standaard hitte van vorming van 'n stof (∆H f θ ) is die hitte wat ontwikkel of geabsorbeer word, wanneer een mol van daardie stof onder standaardtoestande uit sy elemente gevorm word.
Vir die vorming van 1 mol vloeibare water is die vergelyking
H 2(g) + 1/2O 2(g) → H 2 O (1) ∆H f θ = - 285kJmol -1
Dus, ∆H f θ van water = - 285kJmol -1
HITTE VAN NEUTRALISASIE
Neutralisasie is 'n eksotermiese reaksie. Die hoeveelheid hitte wat ontwikkel word tydens 'n neutralisasiereaksie waarin een mol water gevorm word, staan bekend as die hitte van neutralisasie (of entalpie van neutralisasie). Die standaard hitte van neutralisasie ∆H n θ is die hoeveelheid hitte wat ontwikkel word wanneer 1 mol van waterstofione, H + , van 'n suur reageer met 1 mol hidroksiedione, OH - , van 'n alkali om 1 mol water te vorm onder standaardtoestande. Hitte van neutralisasie staan ook bekend as hitte van vorming van een mol water uit sy ioniese komponente.
H + (aq) + OH - (aq) → H 2 O (l) ∆H n θ = – 57.4kJmol -1
HITTE VAN VERBRANDING
Verbrandingsreaksie is altyd eksotermies. Die hoeveelheid hitte wat ontwikkel word wanneer een mol van 'n stof heeltemal in suurstof verbrand word, staan bekend as die hitte van verbranding of entalpie van verbranding. Die standaard verbrandingswarmte van 'n stof, ∆H C θ ; is die hitte wat ontwikkel word wanneer een mol van die stof onder standaardtoestande heeltemal in suurstof verbrand word.
'n Bomkalorimeter word gewoonlik gebruik vir akkurate bepaling van verbrandingshitte.
Verbrandingswarmte kan bepaal word uit die verband hieronder:
Hitte van verbranding = Warmte-energie geproduseer x molêre massa
Massa verbrand 1
Wanneer die hitte wat deur die brandende stof ontwikkel word gebruik word om die temperatuur van 'n bekende massa water te verhoog, dan kan die uitdrukking vir verbrandingshitte gegee word as:
Verbrandingswarmte = mC∆θ x molêre massa
Massa verbrand 1
Waar m = massa water
C = Spesifieke hittekapasiteit van water
∆θ = verandering in temperatuur, dit wil sê, θ 2 – θ 1
HITTE VAN OPLOSSING
Die hitte van die oplossing kan eksotermies of endotermies wees. Warmte van oplossing is die hitte wat ontwikkel of geabsorbeer word wanneer een mol van 'n stof in soveel water opgelos word dat verdere verdunning geen waarneembare hitteverandering tot gevolg het nie.
Standaard hitte van oplossing, ∆H s θ , is die hoeveelheid hitte wat ontwikkel of geabsorbeer word wanneer 1 mol stof in soveel water opgelos word dat verdere verdunning geen waarneembare hitteverandering by standaardtoestande tot gevolg het nie.
EVALUERING
Definieer elk van die volgende:
TERMODINAMIKA
Termodinamika is die studie van verwantskap tussen hitte en ander vorme van energie.
Stelsel in termodinamika is enige deel van die heelal wat gekies word vir termodinamika-oorweging, dit wil sê die fisiese en chemiese verskynsel of proses wat in 'n gegewe
omgewing. 'n Stelsel kan geïsoleer, gesluit of oop wees.
Omgewing is die omgewing waarin 'n verskynsel of 'n proses plaasvind.
Die eerste wet van termodinamika bepaal dat energie nie geskep of vernietig kan word nie, maar van een vorm na 'n ander omgeskakel kan word.
In termodinamika word hitte voorgestel deur q en daar word na ander vorme van energie verwys as werk wat deur w aangedui word. Die toestande of toestand van 'n chemiese sisteem word verander wanneer:
In elk geval word die interne energie, U, van die sisteem beïnvloed en dit word verander.
Vanaf eerste wet word hitte verander in interne energie van die sisteem waardeur dit verteenwoordig kan word
verandering in interne energie = Hitte geabsorbeer deur die sisteem + Werk verrig deur die sisteem
dws U = q + w
Werk verrig deur die sisteem is negatief aangesien dit lei tot afname in interne energie, dus:
U = q - w
Vir 'n gasstelsel, w = P V
U = q - P V
U = H - P V
H = U - P V
EVALUERING
TWEEDE WET VAN TERMODINAMIESE
Die tweede wet van termodinamiese stel dat 'n spontane proses slegs plaasvind as daar 'n toename in die entropie van 'n sisteem en sy omgewing is
Faktore wat die spontaan van 'n proses bepaal, is:
ENTROPIE (S)
Entropie is die maatstaf van graad van wanordelikheid of willekeurigheid van 'n sisteem. Die standaard-entropieverandering (∆S θ ) is 'n toestandsfunksie omdat dit afhang van die aanvanklike en finale toestand van die stelsel. Dit is:
∆S θ = S θ produkte - S θ reaktante
Die S.I-eenheid van is JK -1 mol -1
Entropie neem toe van vastestof na vloeibare na gasvormige toestand, want soos jy van vastestof na vloeibare na gasvormige toestand gaan, neem ewekansigheid toe, dit wil sê; ∆S θ neig na positief.
Vir 'n omkeerbare proses by konstante temperatuur,
S = H/T
Wanneer ∆S positief is, is daar toename in entropie. Wanneer ∆S negatief is, is daar afname in die entropie van 'n sisteem.
GIBB SE GRATIS ENERGIE
Die vrye energie van 'n sisteem is die energie wat beskikbaar is om werk in die sisteem te doen; dit wil sê die dryfkrag wat 'n chemiese verandering teweegbring.
Die standaard vrye energieverandering (∆G θ ) is 'n toestandsfunksie omdat dit afhang van die aanvanklike en finale toestand van die sisteem. Dit is:
∆G θ = G θ produkte - G θ reaktante
Vrye energie neem die effek van die entalpie- en entropiefaktore in ag, soos in die vergelyking hieronder voorgestel:
G = H-TS
Vir 'n verandering by konstante temperatuur,
G = H - T S
LET WEL:
Voorbeeld : Die reaksie: C (s) + O 2(g) CO 2(g)
word uitgevoer by 'n temperatuur van 57 o C. As die entalpieverandering -500J is en die entropieverandering +15J.Bereken die vrye energieverandering
Oplossing:
G = H - T S
= -5000 - (57 + 273) x (+15)
= -5000 - 330 x 15
= -5000 - (+4950)
= -5000 - 4950
= -9950J of -9,950kJ
ALGEMENE EVALUERING/HERSIENING
I II III IV V VI VII VIII
Litium Koolstof P
X Q
Y R
LEESOPDRAG
New School Chemistry for SSS deur OY Ababio (6de uitgawe ) bladsye 230- 242
NAWEEKOPDRAG
AFDELING A: Skryf SLEGS die korrekte opsie neer
isotermies c. eksotermies d. endotermies
H 2(g) + 1 /2O 2(g) → H 2O (l) ; ∆H C θ = -286Kj a. -1430kJ b. -2860kJ c. -572kJ d. -286kJ
AFDELING B