Bij een chemische reactie vormen zich één of meer reactieproducten uit één of meer beginstoffen. We beschouwen een chemische reactie macroscopischen microscopisch. Macroscopisch kijken we naar de eigenschappen van de betrokken stoffen. Microscopisch kijken we naar de moleculen van die stoffen, die bij de reactie verdwijnen en ontstaan.
Reacties
Een chemische reactie is een proces, waarbij één of meer stoffen verdwijnen en gelijktijdig één of meer stoffen ontstaan. Chemische reacties kunnen we op verschillende manieren indelen naar reactietypen. Bij een chemische reactie gelden de volgende regels of wetten:
Wet van behoud van massa (wet van Lavoisier).
Stoffen reageren altijd in een vaste massaverhouding (wet van Proust).
Elke reactie gaat gepaard met een energie-effect, meestal een warmte-effect.
Een aantal gave chemische reacties
Chemische reacties
Een chemische reactie, of kortweg reactie, is een proces waarbij één of meer stoffen verdwijnen en gelijktijdig één of meer nieuwe stoffen ontstaan. Hierbij kan geen materie, geen massa verloren gaan. De vorming van nieuwe stof(fen) is aan te tonen door de stofeigenschappen van de stoffen vóór en na de reactie met elkaar te vergelijken.
Reactieschema
Een reactieschema is een korte beschrijving van de begintoestand voor de reactie en van de eindtoestand na de reactie.
De stoffen vóór de reactie noemen we de beginstoffen. Andere woorden zijn: reactieproducten.
De stoffen na de reactie heten de reactieproducten. De reactie zelf, het proces, geven we aan met een pijl, de reactiepijl.
Algemeen: beginstof(fen) → reactieproduct(en)
De beginstoffen staan links van de reactiepijl, de reactieproducten rechts.
Bij meer dan één beginstof of reactieproduct schrijven we een + tussen de stoffen.
Aangezien het reactieschema een macroscopische beschrijving is van een reactie, schrijven we achter de stoffen meestal de fase van de stoffen.
Voorbeelden van reactieschema's zijn die van het verbranden van aardgas en van het roesten van ijzer:
Chemische reacties kunnen we ook beschrijven met de molecuultheorie.
Bij een reactie zou je je kunnen voorstellen dat de moleculen van de beginstoffen uiteen vallen in
losse atomen en dat uit deze atomen nieuwe, andere moleculen worden gevormd.
Een chemische reactie is in feite een hergroepering van atomen. Dit is het wezen van een chemische reactie.
Chemische reactie: moleculen veranderen in andere moleculen.
De atomen die tezamen een molecuul vormen, veranderen bij een chemische reactie niet. Atomen zijn onvergankelijk, ze zijn eeuwig.
Moleculen zijn wél vergankelijk: moleculen kunnen worden afgebroken en uit de bouwstenen, de atomen, ontstaan nieuwe moleculen.
Als we chemische reacties moleculair willen beschrijven, doen we dat met een reactievergelijking waarin de stoffen met hun molecuulformule voorkomen. Zie 'Reactievergelijkingen' in dit thema.
Massabehoud
Massabehoud
De wet van behoud van massa houdt in dat er geen materie in het niets kan verdwijnen of uit het niets kan ontstaan.
In de scheikunde betekent de wet dat de totale massa van de stoffen voor de reactie gelijk moet zijn aan de totale massa van de stoffen na de reactie (de uitgangsstoffen worden uitsluitend als gevolg van hergroepering van de atomen omgezet in andere stoffen).
Als er gassen bij de reactie zijn betrokken, is deze wet niet altijd eenvoudig na te gaan.
De wet is genoemd naar de Franse geleerde Lavoisier, omdat deze voor het eerst ook gassen opving en woog en zodoende deze wet ontdekte.
Tel het aantal atomen (kleuren) voor de pijl en na de pijl. Wat valt je op?
Warmte-effect
Een chemische reactie gaat altijd gepaard met een energie-effect, meestal een warmte-effect. Er zijn twee
mogelijkheden:
De reactie is exotherm. Dit houdt in dat er bij de reactie warmte, of een andere vorm van energie, vrijkomt. Tijdens de reactie komt er dus warmte (energie) uit de reagerende massa (exo = uit).
De reactie is endotherm. Dit houdt in dat de reactie alleen verloopt als er warmte, of een andere vorm van energie, aan de stoffen wordt toegevoerd. Er moet dus warmte (energie) in de reagerende stoffen
worden gebracht om de reactie mogelijk te maken (endo = in).
Andere vormen van energie zijn bijvoorbeeld: licht, UV-straling, elektrische stroom of mechanische energie. Zo zijn er exotherme reacties die reeds bij kamertemperatuur verlopen, en waarbij energie vrijkomt in de vorm van licht.
En er zijn endotherme reacties waarbij elektrische energie of lichtenergie moet worden toegevoerd (zie 'Ontledingsreacties' in dit thema).
Een exotherme reactie moeten we meestal wel op gang brengen door een kleine warmte- of energietoevoer: we moeten de reactie 'aansteken'.
Een duidelijk voorbeeld daarvan is de verbranding van aardgas. Het gas moeten we met een lucifer of een elektrische vonk aansteken. De hoeveelheid warmte die bij de verbranding vrijkomt, is echter veel groter dan de hoeveelheid warmte die nodig was om het gas aan te steken.
Reactietypen
Het is niet mogelijk één duidelijke en eenvoudige indeling van alle chemische reacties te geven. Er zijn dan ook verschillende indelingen naar reactietypen mogelijk. Twee eenvoudige indelingen zijn:
indeling op grond van het aantal stoffen dat bij een reactie is betrokken
Een voorbeeld van een reactietype gebaseerd op deze indeling is de ontledingsreactie:
een chemische reactie waarbij uit één beginstof twee of meer reactieproducten worden gevormd.
In reactieschema: één stof → meerdere stoffen
Zo kennen we ook de vormingsreactie: meestal verstaan we hieronder een chemische reactie waarbij er één stof wordt gevormd uit twee of meer elementen.
Reacties waarbij uit twee of meer stoffen twee of meer nieuwe stoffen ontstaan hebben geen aparte naam.
(antwoord: B en C, A en D zijn ontledingsreacties)
verbrandingsreactie (reactie met zuurstof)
Een voorbeeld van een reactietype gebaseerd op deze indeling is de verbrandingsreactie, of kortweg verbranding. Verbranding is een deelverzameling van een grote verzameling chemische reacties die we oxidaties noemen. Verbranding is een chemische reactie van een stof met zuurstof.
In reactieschema: brandstof + zuurstof → verbrandingsproducten
In dit thema gaan we uitvoerig in op ontledingsreacties, vormingsreacties en verbrandingsreacties.
Ontledingsreacties
Een ontleding is een chemische reactie waarbij uit één stof twee of meer andere stoffen ontstaan. Vrijwel alle stoffen zijn ontleedbaar. Ontledingsreacties kunnen exotherm of endotherm zijn. Endotherme ontledingsmethoden zijn: thermolyse, elektrolyse en fotolyse.
Voorbeeld: thermische ontleding van kwik(II)oxide
Bij de thermische ontleding van kwik(II)oxide (figuur links) ontstaat kwik (figuur rechts) en het gevormde zuurstof ontwijkt (Bron: versuchschemie.de)
Zie ook de onderstaande video. Het ontwijkende zuurstof kunnen we aantonen met een gloeiende houtspaander.
Proefje: Ontleding van kwik(II)oxide in kwik en zuurstof.
Ontleding
Een ontledingsreactie, of kortweg ontleding, is een chemische reactie waarbij uit één beginstof twee of meer reactieproducten ontstaan.
De meeste ontledingsreacties zijn endotherme reacties. Daarbij maken we onderscheid tussen drie typen: - ontleding door verhitting (zie 'Thermolyse'),
- ontleding door elektrische stroom (zie 'Elektrolyse')
- ontleding door licht (zie 'Fotolyse').
Sommige ontledingsreacties zijn echter exotherme reacties.
Deze reacties blijven verlopen totdat de stof geheel is omgezet. Voorbeelden hiervan zijn de ontleding van ammoniumdichromaat (zie hieronder) en het exploderen van springstoffen als dynamiet en TNT (zie 'Bijzondere verbrandingen').
Ontleding van ammoniumdichromaat
Als we ammoniumdichromaat (oranje vaste stof) even verhitten, komt een reactie op gang.
De reactie gaat daarna uit zichzelf verder, waarbij er zichtbaar warmte vrijkomt (vuurverschijnselen). Het is dus een exotherme reactie.
De oranje vaste stof verdwijnt en er ontstaat een groen poeder (chroomoxide). Tegelijk ontstaat waterdamp en stikstofgas.
Uit één beginstof ontstaan hier drie reactieproducten, het is dus een ontledingsreactie. (Waterdamp noteren we als water (l) omdat waterdamp na afkoelen weer een vloeistof wordt.)
Ontleding op moleculair niveau
Op moleculair niveau komt een ontledingsreactie neer op het uiteenvallen van één molecuulsoort en een hergroepering van de brokstukken tot twee of meer nieuwe molecuulsoorten. Vrijwel alle stoffen zijn ontleedbaar, vrijwel alle molecuulsoorten kunnen we uiteen laten vallen in twee of meer molecuulsoorten.
Bij ontleding ontstaan vaak stoffen die niet nog verder te ontleden zijn (elementen), maar dit is geen regel. De ontledingsproducten kunnen op zich ook weer ontleedbaar zijn.
Verbindingen
Ontleedbare stoffen (bijna alle stoffen) bestaan uit twee, drie of nog meer atoomsoorten. Chemici noemen een ontleedbare stof meestal een verbinding. De naam is afgeleid van het aan elkaar gebonden zijn van (verschillende soorten) atomen.
Type verbindingen
Wanneer we om een of andere reden in een verbinding een bepaalde atoomsoort belangrijk vinden, dan zetten we de naam van die atoomsoort er bij.
Zo bestaat een koperverbinding uit Cu-atomen en minstens één andere atoomsoort.
Het mineraal malachiet, Cu2CO3(OH)2, kunnen we dus een koperverbinding noemen.
Koperverbindingen kun je zien als een deelverzameling van de veel grotere groep metaalverbindingen. Chloorverbindingen bestaan uit in elk geval Cl-atomen, stikstofverbindingen uit in elk geval N-atomen, etc.
Koolstofverbindingen vormen een aparte klasse in de chemie.
Koolstofverbindingen
Koolstofverbindingen zijn stoffen die uit C-atomen en minstens één andere atoomsoort bestaan.
De meeste van de miljoenen nieuwe stoffen die in laboratoria zijn gemaakt, zijn koolstofverbindingen.
In plaats van koolstofverbindingen gebruiken we ook vaak de naam organische verbindingen of organische stoffen.
Verbindingen waarin alleen C- en H-atomen voorkomen noemen we koolwaterstoffen.
Thermolyse
De wetenschappelijke naam voor ontleden door verhitting is thermolyse.
Deze namen zijn afgeleid van de griekse woorden thermo- voor warmte, en -lyse dat ontleden/kapot maken betekent.
Voorbeelden van thermolyse zijn het ontleden van suiker en het kraken van aardoliefracties (zie 'Petrochemische industrie' in het thema 'Koolwaterstoffen').
Thermolyse van suiker
Suiker is een zuivere stof met de formule C12H22O11. De scheikundige naam van deze koolstofverbinding is sacharose.
Bij verhitting ontstaan verschillende andere stoffen. De suiker wordt bruin en uiteindelijk blijft een zwarte vaste stof over. Tegelijk ontstaat waterdamp en ontwijken brandbare gassen. Aangezien de reactie stopt zodra de verhitting stopt, is dit een endotherme reactie.
De koolstof die het resultaat is van de ontleding van suiker noemen we 'suikerkool'.
De structuur lijkt op die van grafiet, alleen veel rommeliger; kennelijk waren de C-atomen niet in de gelegenheid een nette structuur te vormen.
Deze vorm van koolstof noemen we amorfe koolstof (letterlijk: zonder vorm).
Thermolyse van organische stoffen levert altijd koolstof als één van de reactieproducten op.
Elektrolyse
Elektrolyse is een ontledingsreactie die verloopt door middel van elektrische stroom. Een goed voorbeeld is de ontleding van water. Water kunnen we thermisch ontleden door sterke verhitting tot ongeveer 2000 K.
Water ontleedt echter makkelijker door elektrolyse, bij kamertemperatuur. In beide gevallen zijn de ontledingsproducten waterstofgas en zuurstofgas. Een praktijkvoorbeeld van elektrolyse is de bereiding van aluminium uit aluminiumoxide (het belangrijkste bestanddeel van bauxiet). Zie het thema 'Elektrochemie'.
Elektrolyse van water
Voor de elektrolyse van water moeten we aan drie voorwaarden voldoen:
Het water moet stroom kunnen geleiden. Zuiver water (gedestilleerd water) geleidt vrijwel niet. Om gedestilleerd water geleidend te maken moeten we een hulpstof toevoegen. Zo'n hulpstof noemen we een elektrolyt.
De elektrische stroom moet gelijkstroom zijn, met een lage spanning. Accu's en batterijen leveren gelijkstroom, stroom die maar één kant op gaat. Tegelijk hebben deze ook een geschikte spanning, ca. 4 V.
Er moeten geschikte 'aanlegsteigers' zijn om de elektrische stroom het water in en uit te leiden. Deze heten met een vakterm elektroden. De ene elektrode heet de positieve (+) elektrode, de andere de negatieve (-) elektrode. Elektroden moeten van een materiaal zijn gemaakt dat zelf niet wordt aangetast bij de elektrolyse. Grafiet is zeer geschikt, maar ook roestvrij staal voldoet vaak.
Elektrolyse van water
Bij de elektrolyse van water ontstaan aan het oppervlak van de twee elektroden de ontledingsproducten van water.
Echter, waterstofgas ontstaat alleen aan de (-) elektrode en zuurstofgas alleen aan de (+) elektrode. Reactieschema:
water(l) → waterstof(g) + zuurstof(g)
Zie hieronder de video van de elektrolyse van water.
Elektrolyse van water met het toestel van Hoffman.
ontleding (elektrolyse) van NaCl (keukenzout)
Fotolyse
Fotolyse is een ontleding door licht. Deze naam is afgeleid van het griekse woord foto- voor licht en -lyse dat ontleden/kapot maken betekent. Sommige stoffen zijn lichtgevoelig, zijn niet bestand tegen de energie van licht.
Het bekendste voorbeeld, en tegelijk een zeer belangrijke toepassing, is de fotografie.
Omstreeks 1850 vond de Fransman Daguerre dat bepaalde zilververbindingen, vooral zilverchloride en zilverbromide, onder invloed van licht zwart werden.
Door belichting ontleden de zilververbindingen in (metallisch) zilver en andere stoffen. De zwarting wordt veroorzaakt door het zilver. Doordat de korreltjes zilver zo klein zijn, zien we ze als zwart.
Fotolyse van zilverchloride
zilverchloride(s) → zilver(s) + chloor(g)
Proefje: De fotolyse van zilverchloride.
Elementen
Een element is een niet-ontleedbare stof. Het is een stof die uit één atoomsoort bestaat. Een aantal atoomsoorten kan meer dan één niet-ontleedbare stof vormen. Elementen komen voor als:
De halogenen chloor, broom en jood Bron: Petrucci, General Chemistry
Zoektocht naar elementen
Al sinds de 17e eeuw zijn chemici op zoek geweest naar stoffen die niet verder zijn te ontleden.
Deze 'onontleedbare stoffen' zouden een soort oerstoffen (elementen) zijn, waaruit alle (wél ontleedbare) stoffen zijn opgebouwd.
Deze elementen werden inderdaad gevonden.
Zo levert verhitting van suiker onder andere een zwarte vaste stof op die niet verder is te ontleden, namelijk koolstof, met de formule C(s).
Ook water is te ontleden. Het ontleedt dan in twee 'nieuwe' stoffen: waterstof en zuurstof.
Deze stoffen zijn niet verder ontleedbaar.
Waterstof is een heel licht, kleurloos en reukloos gas, dat goed brandbaar is.
Het komt voor als twee-atomige moleculen: formule H2(g). Zuurstof is eveneens een kleurloos en reukloos gas en komt ook voor als twee-atomige moleculen: formule O2(g).
Element: één soort atomen
De vondst van elementen vormde tweehonderd jaar geleden de feitelijke grondslag voor de atoomtheorie.
Met kennis van deze theorie is het niet-ontleedbaar zijn van de genoemde stoffen te begrijpen.
De genoemde stoffen bestaan alle immers uit één atoomsoort en je kunt uit moleculen die uit één atoomsoort bestaan niet twee andere molecuulsoorten maken.
Algemeen geldt:
Een molecuul van een element bestaat uit atomen van dezelfde soort.
Chemici noemen niet-ontleedbare stoffen meestal elementen.
Met dezelfde term duiden zij echter ook vaak atoomsoorten aan.
Enkele elementen
In de natuur zijn maar enkele elementen in vrije toestand (dus als niet-ontleedbare stof) aan te treffen. De overige elementen zijn vrijwel alle door de mens gemaakt.
Niet-ontleedbare stoffen in de natuur
In de aardkorst zijn op sommige plaatsen de metalen goud en platina te vinden: Au(s) respectievelijk Pt(s).
Aan de kraterranden van vulkanen is soms de gele vaste stof zwavel aan te treffen. Zwavel kan voorkomen als achtatomige moleculen: formule S8(s). Meestal schrijven we gewoon S(s).
Steenkoollagen bestaan bijna geheel uit koolstof. Ook diamant bestaat uit koolstof.
De atmosfeer bestaat praktisch geheel uit elementen: zuurstof, stikstof en edelgassen. Stikstof is een kleurloos en reukloos gas en komt, net als zuurstof, voor als twee-atomige moleculen: formule N2(g). Edelgassen komen voor als losse atomen (éénatomige moleculen).
Achtatomige moleculen S8 en vieratomige moleculen P4 Bron: Petrucci, General Chemistry
Niet-ontleedbare stoffen gemaakt door de mens
Vooral door het ontleden van mineralen (stoffen waaruit de aardkorst bestaat), zijn in de 19e eeuw tientallen elementen, merendeels metalen, ontdekt.
Een ander door de mens gemaakt element is fosfor: formule P(s). In rode fosfor zitten clusters van fosforatomen gebonden tot macromoleculen. Witte fosfor bestaat uit vieratomige moleculen: formule P4(s). Fosfor is erg brandbaar.
De halogenen zijn omstreeks 1800 voor het eerst bereid. Ze komen net als waterstof, zuurstof en stikstof voor als twee-atomige moleculen:
Fluor (F2): een zeer giftig gelig gas; de geur waarschuwt ons al.
Chloor (Cl2): een zeer giftig groenig gas met een prikkelende geur.
Broom (Br2): een zeer agressieve donkerbruine vloeistof.
Jood (I2): beter bekend als jodium. Het is een donkerpaarse vaste stof, die bij verwarming niet vloeibaar wordt, maar direct verdampt.
De halogenen Cl2, Br2 en I2
Eén atoomsoort, meerdere niet-ontleedbare stoffen
Bepaalde atoomsoorten kunnen meer dan één niet-ontleedbare stof vormen; ze kunnen zich op verschillende manieren aan elkaar binden. In de scheikunde noemen we dit allotropie. We geven een aantal voorbeelden.
Zuurstof
O-atomen kunnen twee verschillende moleculen vormen: O2 en O3.
O2 is de formule van de 'gewone' zuurstof, het gas dat voor bijna 20% onze atmosfeer vormt.
O3 is de formule van ozon, ook een gas, maar met andere eigenschappen dan O2.
Het is een giftig gas met een prikkelende geur. Het ontstaat bij onweer, maar ook bij warm weer in vervuilde lucht.
Het wordt gebruikt voor de ontsmetting van drinkwater.
Zuurstof en ozon zijn allotrope vormen van zuurstof.
Koolstof
Zowel grafiet als diamant bestaan uit alleen maar C-atomen. Het zijn allotrope vormen van koolstof.
De chemische notatie voor deze stoffen is: C-grafiet en C-diamant.
De verschillen tussen grafiet en diamant zijn spectaculair:
Grafiet is een zwarte vaste stof. Het is zacht en voelt vettig aan; daarom wordt grafietpoeder onder meer als smeermiddel gebruikt, bijvoorbeeld in sloten. Ook geleidt grafiet elektrische stroom.
Diamant is een kleurloze vaste stof. Diamant is keihard, het is de hardste natuurlijke stof op aarde. In tegenstelling tot grafiet geleidt diamant geen elektrische stroom.
Bij hoge temperatuur verandert diamant in grafiet. Het omgekeerde is echter ook mogelijk: onder extreem hoge druk en temperatuur lukt het om C-atomen het kristalrooster van diamant te laten vormen. Voor sieraden is deze synthetische diamant niet mooi genoeg, maar vanwege de hardheid kan hij goed gebruikt worden op de koppen van boorbeitels.
Andere (allotrope) vormen van koolstof zijn amorfe koolstof (zie 'Thermolyse') en fullereen.
In 1990 is in het laboratorium een nieuwe vorm van koolstof gemaakt. Hierin vormen de C-atomen moleculen. Eén formule is C60. De 60 C-atomen vormen tezamen een mooie, zeer symmetrische, bolvormige structuur, vergelijkbaar met de vlakken op een voetbal. De chemici die deze stof hebben gesynthetiseerd kozen de naam fullereen, naar de architect Fuller die voor de wereldtentoonstelling in Montreal een gebouw met dezelfde uitwendige structuur had ontworpen. Bekender is de naam 'buckyball'. We verwachten veel van de mogelijke toepassingen van deze nieuwe stof.
Heel vroeger waren de knopen van militaire uniformen van tin. Bij de terugtocht uit Rusland van Napoleons troepen in de winter van 1812 vroren de tinnen knopen stuk, als gevolg van de tinpest (het overgaan van de ene modificatie van tin in de andere: wit tin gaat over in minder sterk grijs tin).
Ook is het voorgekomen dat in een strenge winter tinnen orgelpijpen kapot gingen.
Fullereen Bron: Petrucci, General Chemistry
In 1990 is in het laboratorium een nieuwe vorm van koolstof gemaakt. Hierin vormen de C-atomen moleculen. Eén formule is C60. De 60 C-atomen vormen tezamen een mooie, zeer symmetrische, bolvormige structuur, vergelijkbaar met de vlakken op een voetbal. De chemici die deze stof hebben gesynthetiseerd kozen de naam fullereen, naar de architect Fuller die voor de wereldtentoonstelling in Montreal een gebouw met dezelfde uitwendige structuur had ontworpen. Bekender is de naam 'buckyball'. We verwachten veel van de mogelijke toepassingen van deze nieuwe stof.
Fullereen Bron: Petrucci, General Chemistry
Metalen
Net als bij koolstof zijn de bouwstenen van een metaal - metaalatomen - regelmatig gerangschikt in een kristalrooster met verschillende ruimtelijke structuren.
De verschillen zijn niet zo spectaculair als bij koolstof, maar het type kristalrooster is van groot belang voor de eigenschappen van metalen voorwerpen.
Een voorbeeld, bekend onder antiquairs, is tin. Tinnen voorwerpen kunnen namelijk de 'tinpest' krijgen: ze gaan er pokdalig uitzien en kunnen zelfs helemaal verkruimelen.
De verklaring ligt in een verandering van de ruimtelijke bouw van het kristalrooster.
Onder 13 °C kan dat gebeuren, vooral bij felle kou.
Reactievergelijkingen
Een reactievergelijking geeft weer wat op moleculaire schaal gebeurt bij een chemische reactie. In een reactievergelijking staan de formules van de stoffen. De aantalverhouding waarin de moleculen reageren c.q. ontstaan geven we aan met de coëfficiënten voor de formules. We geven voorbeelden van reactievergelijkingen van enkele reactietypen: ontledingsreacties, vormingsreacties en verbrandingsreacties.
Reactievergelijking van een vormingsreactie (hier tegelijk een verbrandingsreactie) Bron: McMurry & /Fay, Chemistry
Reactievergelijking
Een reactie kunnen we schematisch weergeven in de vorm van een reactieschema, zoals we dat tot nu tot hebben gedaan.
Een reactie kunnen we ook weergeven in de vorm van een reactievergelijking.
In een reactievergelijking staan de stoffen vermeld in formulevorm. De ontleding van water wordt dan:
Op moleculaire schaal is dit echter geen kloppende vergelijking. Atomen zijn, zoals al gezegd, onvernietigbaar, dus bij de reactie moet het aantal atomen van iedere atoomsoort behouden blijven.
Als een boekhouder moeten we er voor zorgen dat links en rechts van de pijl evenveel atomen komen te staan.
Dit proces heet het 'kloppend' maken van de reactievergelijking. De reactievergelijking wordt dan:
De getallen die in de reactievergelijking voor de molecuulformules staan heten de coëfficiënten.
Op moleculaire schaal geven de coëfficiënten aan in welke verhouding de deeltjes met elkaar reageren en ontstaan.
Toestandsaanduiding
We kunnen ook enigszins aangeven hoe de reactie macroscopisch verloopt, namelijk door de fase van de stoffen te noteren.
Wanneer we willen aangeven hóe de reactie is uitgevoerd, schrijven we dit in kleine letters boven de reactiepijl.
Dan wordt de reactievergelijking voor de ontleding van water door middel van elektrische stroom (zie 'Elektrolyse'):
Een ontledingsreactie is een reactie waarbij één verbinding uiteen valt in twee of meer verschillende elementen (niet-ontleedbare stoffen) en/of verbindingen.
Voorbeelden van een ontleding tot de elementen:
de ontleding van waterstofchloride, HCl(g)
de ontleding van gesmolten aluminiumoxide, Al2O3(l)
Voorbeelden van een ontleding waarbij op zijn minst één van de producten een verbinding is:
de ontleding van ammoniumdichromaat, (NH4)2Cr2O7(s)
Proefje: de ontleding van ammoniumdichromaat.
de ontleding van calciumcarbonaat (krijt of kalksteen), CaCO3(s)
Vormingsreacties
Vormingsreacties algemeen
Een vormingsreactie is een reactie waarbij uit twee of meer elementen één verbinding ontstaat. Voorbeelden zijn:
de vorming van waterstofchloride, HCl(g)
de vorming van ammoniak, NH3(g)
De vorming van keukenzout (NaCl) uit chloor (Cl2) en vast natrium (Na)
Video vorming van natriumchloride uit natrium en chloor.
Vormingsreacties, waarbij zuurstof is betrokken
Vormingsreacties waarbij zuurstof is betrokken, rekenen we ook wel tot de verbrandingsreacties (zie 'Verbrandingsreacties').
Voorbeelden zijn:
de vorming van water, H2O(l), de verbranding van waterstof
de vorming van magnesiumoxide, MgO(s), de verbranding van magnesium
Verbrandingsreacties
Een verbrandingsreactie is een reactie met zuurstof.
Bij een verbranding ontstaan uitsluitend oxiden als verbrandingsproducten.
Een oxide is een verbinding van twee elementen, waarvan één zuurstof is.
Verbranding van een element
Bij verbranding van een element ontstaat één verbrandingsproduct, namelijk het oxide van dat element. Verbrandingsreacties van elementen zijn in feite niet anders dan vormingsreacties (zie 'Vormingsreacties'). Voorbeelden:
de verbranding van waterstof Waterstof is een zeer brandbaar gas en het verbrandingsproduct is waterstofoxide (H2O), beter bekend onder de naam water:
de verbranding van koolstof Bij optimale (volledige) verbranding van koolstof is er maar één verbrandingsproduct, koolstofdioxide (CO2):
Verbranding van een verbinding
Bij verbranding van een verbinding ontstaan evenveel oxiden als er atoomsoorten in de verbinding zijn. Hierbij ontstaan dezelfde oxiden als die ontstaan bij verbranding van de elementen afzonderlijk. Koolwaterstoffen en andere organische stoffen zijn in het algemeen goed brandbaar.
Alle koolwaterstoffen verbranden tot koolstofdioxide en water.
Dezelfde reactieproducten ontstaan, wanneer een molecuul behalve uit C- en H- ook nog uit O-atomen bestaat. Voorbeelden:
de verbranding van methaan Optimale verbranding van methaan (hoofdbestanddeel van aardgas), CH4(g), levert twee reactieproducten, koolstofdioxide en water(damp):
de verbranding van octaan (benzine), C8H18(l)
de verbranding van ethanol (alcohol), C2H6O(l)
de verbranding van koolstofdisulfide, CS2(l)
Verbrandingen
Een verbranding is een reactie van een stof met zuurstof, die meestal gepaard gaat met vuurverschijnselen. Verbrandingen zijn exotherme reacties; de reactiewarmte heet verbrandingswarmte. Bij een tekort aan zuurstof kan onvolledige verbranding optreden. Bij sommige verbrandingen (bijzondere verbrandingen) neemt zuurstof niet deel in moleculaire vorm, maar in gebonden vorm.
Verbranding
Een verbrandingsreactie, of kortweg verbranding, is een reactie van een stof met zuurstof, waarbij meestal vuurverschijnselen waarneembaar zijn.
Het is waarschijnlijk de bekendste en meest spectaculaire chemische reactie, die onder andere optreedt bij de productie van energie en warmte uit fossiele brandstoffen.
In de vorige paragraaf hebben we een aantal voorbeelden gegeven van verbrandingsreacties.
Hier gaan we in op de kenmerken van verbrandingsreacties.
Verbranding, een exotherme reactie
Verbrandingsreacties zijn altijd exotherm. Vuurverschijnselen kunnen zich voordoen in de vorm van vlammen, gloeien of vonken. Vlammen ontstaan wanneer een gas of damp met zuurstof reageert.
Door de hoge temperatuur zendt het reagerend gasmengsel (blauwig) licht uit.
Een vlam is een massa gloeiend gas. Een voorbeeld is het verbranden van aardgas.
Bij de verbranding van een vaste stof, die vrijwel niet verdampt, zien we geen vlammen.
De reactie met zuurstofgas vindt alleen aan het oppervlak van de vaste stof plaats.
Door de hoge temperatuur zendt de reagerende vaste stof wel licht uit en gloeit.
Een voorbeeld is het verbranden van koolstof (houtskool).
Een vonk is een wegspringend deeltje van een gloeiende vaste stof.
Voorwaarden voor verbranding
Om een verbrandingsreactie te kunnen laten plaatsvinden is nodig:
een brandbare stof;
voldoende zuurstof;
een minimale temperatuur (de ontbrandingstemperatuur).
Brandbare stof
Het zuurstofgas van de lucht levert O atomen, die nieuwe moleculen vormen met de moleculen waaruit de brandbare stof bestaat.
Die nieuwe moleculen zijn de reactieproducten (de verbrandingsproducten) en heten oxiden.
Voldoende zuurstof
Een stof verbrandt zelden in zuiver zuurstofgas. Meestal verbrandt een stof in lucht.
Schone droge lucht bevat ongeveer 21 % zuurstof. De overige bestanddelen van lucht (78 % stikstof en ca. 1 % andere gassen, vooral Ar en CO2) doen niet mee met de verbrandingsreactie.
Ontbrandingstemperatuur
Onder ontbrandingstemperatuur verstaan we de temperatuur die een brandbare stof minimaal moet hebben om te kunnen branden.
Brand!
De vrijkomende reactiewarmte bij een verbrandingsreactie zorgt voor een voortgaan van de reactie.
Bij een brand verloopt de reactie steeds heftiger.
Voor een brand is, net als bij een beheerste verbranding, het volgende nodig: brandbaar materiaal, zuurstof (lucht) en een minimale temperatuur om de brandstof aan te steken.
Vooral de ontsteking is essentieel.
De wereld is immers vol met brandbaar materiaal en lucht.
Pas een vlam of vonk of een opgelopen temperatuur doet de verbrandingsreactie starten.
Brandbare gassen en vluchtige stoffen zijn gemakkelijk in brand te steken.
Dat is te begrijpen omdat er goed contact mogelijk is tussen de moleculen van de brandbare stof en de zuurstofmoleculen van de lucht.
Vaste brandstoffen ontbranden meestal moeilijker.
Wanneer de verbranding eenmaal is gestart, gaat hij vanzelf verder.
Bij het verbranden komt immers warmte vrij en daardoor wordt de nog niet aangetaste brandbare stof ook 'aangestoken'.
De vrijkomende reactiewarmte maakt dus verder aansteken door ons overbodig.
Sterker: het 'aansteken' gaat steeds beter en steeds sneller, want door de toenemende verbranding komt er voortdurend meer en meer warmte vrij.
Bij brand ontstaan vaak giftige gassen(koolstofmono-oxide: CO) en vooral rook: halfverbrande producten in de vorm van kleine vaste deeltjes, zwevend in de lucht (aerosolen).
De meeste slachtoffers van brand overlijden door vergiftiging en verstikking en niet zozeer door de hoge
temperatuur.
Blussen
Het blussen van een brand komt neer op drie principes, die nauw aansluiten bij de drie voorwaarden voor een
verbranding:
weghalen van de brandstof;
afsluiten van de lucht (zuurstof);
verlagen van de temperatuur.
Het belangrijkste en goedkoopste blusmiddel is water.
Ook CO2 (koolstofdioxide), te koop in cilinders, is een goed blusmiddel.
Verbrandingswarmte
Verbrandingen zijn exotherme reacties en de reactiewarmte heet verbrandingswarmte.
Warmte wekken we op door brandstoffen te verbranden.
Een brandstof is een brandbare stof die we voornamelijk gebruiken als energiebron.
Niet iedere brandbare stof levert (bij volledige verbranding) evenveel warmte.
We drukken de verbrandingswarmte van een brandstof meestal uit in kJ per kg of, voor een gas, in kJ per m3.
De eenheid van warmte is de joule (spreek uit: zjoel),
symbool J. Meestal gebruiken we de kilojoule, kJ. De joule is overigens niet
alleen de eenheid voor warmte, maar voor energie in het
algemeen.
De eenheid van warmte is de joule, symbool J.
Meestal gebruiken we de kilojoule, kJ.
De joule is overigens niet alleen de eenheid voor warmte, maar voor energie in het algemeen.
Brandstoffen
De belangrijkste brandstoffen zijn voor ons de fossiele brandstoffen (aardgas, aardolie en steenkool).
In sommige landen en streken vormt hout (niet-fossiele brandstof) de belangrijkste brandstof.
Hout
Chemisch gezien bestaat hout grotendeels uit organisch materiaal. Hout heeft de globale samenstelling: (C6H10O5)n. Wanneer hout brandt, zie je vlammen boven het stuk hout: hout levert bij verhitting dus (brandbare) gassen en dampen. Door de hitte treedt ook ontleding van de organische stoffen op, waardoor koolstof (houtskool) overblijft. Deze verbrandt, gloeiend, als laatste.
Houtskool
Werkers in een houtskoolbranderij (kolenbranders genoemd) bereiden het maximum aan koolstof uit hout. Ze verhitten hout afgesloten van de lucht, waardoor brandbare gassen en dampen ontwijken en houtskool achterblijft. Houtskool bestaat hoofdzakelijk uit koolstof.
Wanneer houtskool is opgebrand, blijft een fijn grijs poeder over, de as. Deze as bestaat uit onbrandbare bestanddelen van houtskool (onder andere metaaloxiden).
Houtskool werd vroeger vooral gebruikt als onmisbare hulpstof voor het bereiden van ijzer uit ijzererts. Toen het hout schaars werd in Europa stapte men over op een andere vorm van koolstof, namelijk cokes. Cokes wordt bereid uit steenkool.
Voedsel heeft ook, zoals iedere brandstof, een verbrandingswarmte.
Om ons lichaam op temperatuur te houden zijn twee groepen stoffen van belang:
stoffen die ons extern verwarmen (brandstoffen),
voedingsstoffen die in het lichaam worden 'verbrand'.
Onze voeding bestaat grotendeels uit brandbare stoffen van het type CxHyOz. Een voorbeeld is glucose, C6H12O6. Via de ademhaling nemen we O2 op en geven we CO2 en H2O af. De temperatuur tijdens de reactie komt niet boven de 37 oC. We noemen dit wel langzame verbranding. Deze langzame verbranding kan uitsluitend plaatsvinden onder invloed van enzymen die in ons lichaam aanwezig zijn. Langzame verbranding is altijd een volledige verbranding.
Onvolledige verbranding
We zijn tot nu toe uitgegaan van volledige verbranding.
Dit houdt in dat bij verbranding van koolwaterstoffen uitsluitend CO2 en H2O ontstaan.
Onvolledige verbranding van een brandstof houdt in dat de stof slechts gedeeltelijk verbrandt.
Onvolledige verbranding vindt in het algemeen plaats bij een tekort aan zuurstof. Ook de temperatuur kan een rol spelen.
Bij onvoldoende zuurstofverbruik verbranden koolwaterstoffen onvolledig.
Er ontstaat C (roet) en CO naast CO2. Bovendien kunnen bij hoge temperatuur C en CO2 met elkaar reageren tot CO (koolstofmono-oxide).
Dit gas, in het dagelijks spraakgebruik beter bekend als koolmonoxide (ook wel 'kolendamp'), is een kleurloos, reukloos en giftig gas.
Onvolledige verbranding van methaan
Bij de onvolledige verbranding van methaan vinden de volgende reacties naast elkaar plaats:
De mate waarin één of enkele van deze reacties de overhand hebben, hangt af van de hoeveelheid beschikbare zuurstof en van de temperatuur.
Bijzondere verbrandingen
Springstoffen
Het is niet altijd zo dat de zuurstof, die nodig is voor een verbranding, in de vorm van moleculaire zuurstof moet worden geleverd. Sommige stoffen halen de benodigde zuurstof uit de eigen moleculen (soms wel inwendige verbranding genoemd). Er kan dan een zeer snelle verbranding optreden. Als er dan ook nog veel warmte vrijkomt en veel gas wordt geproduceerd, krijgen we een explosie (de vrijkomende gassen veroorzaken een schokgolf).
Een voorbeeld is het explosieve glyceryltrinitraat (nitroglycerine, de werkzame stof in dynamiet). Het ontleedt al onder invloed van een lichte schok:
Lucifers, klappertjes, buskruit en vuurwerk
Stoffen die bij verhitting zuurstof als ontledingsproduct hebben, maar die zelf niet brandbaar zijn, worden gebruikt om in een mengsel met een brandbare stof snelle verbrandingen of explosies te veroorzaken.
Een bekend voorbeeld is kaliumchloraat (KClO3). In combinatie met zwavel komt dit voor in een luciferskop; in combinatie met fosfor in klappertjes. Het kaliumchloraat levert de zuurstof nodig voor de verbranding. Bijvoorbeeld:
Buskruit is een bepaald mengsel van KNO3 met koolstof en zwavel. In vereenvoudigde vorm is de explosievergelijking als volgt weer te geven:
Een proefje dat het principe illustreert (zonder al te veel gevaar) is het verhitten van kalium- of natriumnitraat, waaraan dan een beetje zwavelpoeder of koolstofpoeder wordt toegevoegd.
Er treedt dan een felle (licht explosieve) verbranding op.
Vuurwerk bevat behalve stoffen als KClO3, KNO3 en brandstoffen ook kleurmakers, rookmakers en dergelijke.
Reactie van magnesium met kooldioxide
Dat ook de aard van de brandstof een rol speelt wordt duidelijk uit de reactie van magnesium met kooldioxide.
In deze reactie reageert het magnesium na thermische activering heftig met kooldioxide (in een omgeving van alleen kooldioxide).
De reactieproducten zijn magnesiumoxide en koolstof:
Video van de reactie tussen magnesium en koolstofdioxide:
Oefenen met kloppend maken reactievergelijkingen
Oefenen met het kloppend maken van reactievergelijkingen
Het arrangement Chemische Reacties is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteur
Cihat Koc
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2017-11-13 23:01:07
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding en publicatie onder dezelfde licentie vrij bent om:
het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.
