Er is nog een aspect van de scheikunde dat bij reacties om de hoek komt kijken, een tamelijk natuurkundig concept dat de energie van scheikundige veranderingen op een andere manier omschrijft, een niet-moleculaire, macroscopische manier. Je kijkt er dan niet naar op deeltjesniveau.
We behandelen deze theorie hier op een globale en beperkte manier en beperken ons tot de belangrijkste begrippen, waarbij we het natuurkundige begrip 'arbeid' weglaten.
De volgende begrippen moet je ongeveer kennen: energie (chemische, kinetische, elektrische, potentiële en stralingsenergie); activeringsenergie, endo- en exotherm, bindingsenergie.
De hoofdwet van de thermodynamica is: energie gaat niet verloren en komt niet iets uit het niets voort.
Eigenlijk net zoiets als: de wet van behoud van massa.
We kennen de eerste hoofdwet als de Wet van Hess, al heel lang geleden - lang voor de thermodynamica - geformuleerd.
Verlies of winst van energie door stoffen tijdens een chemische reactie hangt alleen af van de energienivo's van de reagentia en de producten, niet van de weg die tijdens de reactie wordt afgelegd.
Maar natuurlijk kan de ene vorm van energie wel overgaan in een andere vorm en dat geldt ook voor het natuurkundige begrip "arbeid".
Deze "arbeid" (p x ΔV) wordt dan beschouwd als energie die zich manifesteert. Je ziet het er aan af, zeg maar.
De energie zonder de "arbeid" krijgt het symbool: U.
De energie met die arbeid krijgt het symbool H (ook wel enthalpy genoemd, maar dit woord laten we in deze cursus buiten beschouwing).
Dus: U is de som van H en "arbeid".
Tijdens een chemisch proces zijn er omzettingen van energie: ΔH en ΔU. U en H veranderen.
ΔU is de reactie-energie (met negatief teken als het systeem energie verliest en positief teken als het systeem energie wint).
En hier duikt nu een nieuwe vorm van energie op, die we ENTROPIE noemen en het symbool S heeft.
S is niet een positieve vorm van energie, zoals warmte of elektriciteit, waar je wat mee kunt doen. Nee, de entropie is eigenlijk een negatief soort energie, een verloren energie.
S wordt gekoppeld aan de wanorde die in een systeem heerst: hoe netter geordend een systeem, des te minder entropie (in kristallen bijvoorbeeld).
Zodra je zo'n kristal oplost in water gaat die keurige orde verloren, alle ionen van het kristal gaan rondzwemmen, de wanorde neemt toe in het systeem, ofwel: de entropie S neemt toe:
ΔS >0
Dit gaat helemaal ten koste van de nuttige vormen van energie en die kun je niet negeren. De entropie moet op een of andere manier in de totale energie worden opgenomen.
Zodoende kwam men tot het definiëren van nog een begrip: de energie die alle mogelijke vormen van energie omvat:
de vrije energie, met het symbool G
G bevat dus zowel H als S.
Een chemisch systeem in verandering (dus meestal een reactie) ondergaat verandering in G: ΔG
en deze verandering betekent ook verandering in H en verandering in S.
De wiskundige formule die deze veranderingen weergeeft is als volgt:
ΔG = ΔH - TΔS
ΔS krijgt een negatief teken omdat het een vorm vertegenwoordigt van negatieve energie.
Entropie heeft direct verband met de temperatuur wat je kunt zien aan de T (in Kelvin) in de formule. Je kunt je misschien voorstellen dat deeltjes bij hogere temperatuur veel heftiger gaan bewegen, en dat daarmee de wanorde toeneemt.
Opdracht 48
Je kunt het proces "keukenzout lost op in water" beschouwen als een systeem in verandering.
Eerst heb je zout(s) en water(l) en daarna verschijnt een zoutoplossing:
NaCl(s) NaCl(aq) ΔH > 0
Het is niet echt een chemische reactie, maar er gebeurt wel iets met de deeltjes:
Het ionrooster wordt verbroken
De ionen worden gehidrateerd (omgeven door watermoleculen)
Het totaalproces is endotherm, (kost energie) en toch is het totaalproces spontaan. De reden hiervoor is de enorme toename van de entropie gedurende dit proces.
Is stap 1 endotherm of exotherm? Leg je antwoord uit.
Is stap 2 endotherm of exotherm? Leg je antwoord uit.
Leg ook uit dat dankzij de entropietoename het totaalproces spontaan verloopt.
Het al dan niet spontaan verlopen van een chemische reactie heeft alles te maken met thermodynamische gegevens.
Er is een zgn. tweede hoofdwet van de thermodynamica die zegt:
Processen zijn spontaan als er toename is van Entropie.
Je kunt ook zeggen: als de mate van wanorde toeneemt bij een systeem dan is het proces spontaan, zelfs als heb je een endotherm proces.
Als ionen in een ionrooster zich van elkaar verwijderen en vrij kunnen gaan bewegen door de oplossing, dan neemt de mate van wanorde flink toe en dus de entropie.
Oplossen van zout in water is dan ook duidelijk een spontaan proces.
Neem een explosie: een vaste stof, met veel orde (weinig entropie) verandert helemaal in gassen (veel wanorde, veel entropie); Explosie is zeer spontaan.
NaCl(aq) ΔH > 0