Chemische Reacties
1. Reacties
Deeltjes in een vloeistof of gas zijn continu in beweging. In een ruimte waar allerlei deeltjes willekeurig door elkaar heen bewegen zullen uiteindelijk botsingen ontstaan. Botsingen tussen atomen en moleculen vinden ook voortdurend plaats, alleen is de ene botsing harder dan de ander. Wanneer een botsing hard genoeg is kan dit leiden tot een verandering van de samenstelling van de botsende moleculen. Zo kan een botsing leiden tot het verbreken van bindingen waardoor het molecuul uit elkaar valt, maar uit deze botsing kunnen ook juist nieuwe bindingen ontstaan. Wanneer de samenstelling van de botsende deeltjes (moleculen) verandert als gevolg van de botsing dan heet deze botsing een effectieve botsing. De deeltjes in een effectieve botsing reageren dan met elkaar.
De moleculen die met elkaar reageren heten ook wel de reactanten of beginstoffen. De reactanten zullen tijdens een chemische reactie elektronen uitwisselen dat zal leiden tot de verandering. Het resultaat van deze uitwisseling van elektronen is dat een nieuwe stof of (reactie)product wordt gevormd. Deze reactie kan dan in een vergelijking, een reactievergelijking, worden geschreven.
Deze reactie kan worden gelezen als: wanneer deze reactanten een effectieve botsing ondergaan dan worden deze producten gevormd. Deze producten zijn afhankelijk van de verandering die optreedt met de reactanten.
De afbeelding laat echter nog iets zien, tijdens een reactie wordt niet alleen een product gevormd maar komt ook energie vrij. De eerste wet van energiebehoud stelt namelijk dat energie niet verloren gaat, maar alleen van vorm verandert. Niet alle (kinetische) energie wordt bij een botsing overgedragen, dus blijft een deel van de energie over. Deze energie komt vrij als stralingsenergie of warmte. Deze andere vorm van energie dat vrijkomt bij een reactie is in de meeste gevallen warmte. Daarom worden chemische reacties waarbij energie vrijkomt ook wel exotherm genoemd. Wanneer energie juist nodig is om een reactie te laten verlopen wordt deze endotherm genoemd. Bij een endotherme reactie wordt energie in het systeem gestopt om een reactie te laten verlopen dat anders ongunstig zou zijn. Ongunstig wil zeggen dat het gevormde product minder stabiel is dan de reactanten. Het verloop van een reactie kan worden gevisualiseerd aan de hand van een energiediagram.
Exo – buiten, buitenaf
Endo – binnen, binnenuit
Therm – (verandering) temperatuur
1.1. Energiediagrammen weergeven het verloop van een reactie
In een energiediagram wordt het verloop van de reactie weergegeven op de horizontale as wordt weergegeven en de energie op de verticale as. Deze diagrammen zijn eerder schetsen en zijn dus niet exacte weergaven van een reactie. Een voorbeeld van een exotherme reactie is weergegeven in figuur 1.
Figuur 1: Energiediagram van een exotherme reactie. Het gevormde product is stabieler en heeft een lagere energie.
Het diagram begint met de reactanten links en eindigt met de producten rechts. Het valt op dat de reactanten en de producten zijn gescheiden door een drempel. De hoogte van deze drempel is de activeringsenergie en is de energie dat nodig is om een reactie te laten verlopen. Hoe hoger de drempel, hoe meer energie nodig is om een reactie te laten verlopen en dus ook hoe langzamer de stoffen zullen reageren.
Eenmaal de drempelwaarde is bereikt is daalt de lijn verder naar beneden dan de startpositie dat kenmerkend is voor een exotherme reactie. De producten hebben namelijk een lagere energie. Het verschil in energie van de reactanten en producten is dan de energie dat overblijft en vrijkomt tijdens een reactie. Wanneer de reactie endotherm is dan is het verschil tussen de reactanten en producten juist de energie dat wordt opgenomen.
Test je kennis
2. Reactievergelijkingen
In de vorige sectie werd al beschreven dat chemische reacties worden weergegeven in vergelijkingen. In deze vergelijking worden de beginstoffen (reactanten) voor de pijl geschreven en de gevormde stoffen of de (reactie)producten achter de pijl geschreven. \[\text{reactanten}\ \rightarrow\ \text{producten}\] Of met een kortere notatie, waarin R de reactanten weergeeft en P de producten. \[\text{R}\rightarrow\text{P}\] Reactievergelijkingen worden in de meeste gevallen geschreven met molecuulformules of structuurformules. Structuurformules kunnen worden gebruikt in vergelijkingen om structurele veranderingen in moleculen aan te geven.
2.1. De toestandsaanduiding weergeeft de fase van een stof
Naast de reactanten en producten worden in reactievergelijkingen ook de faseaanduiding achter de stof vermeld. Deze toestandsfasen worden aangeduid door de intialen tussen haakjes achter de stof te schrijven. Zie onderstaande tabel voor de faseaanduidingen.
| Toestandsfase | notatie |
| Vast | s (solid) |
| Vloeistof | l (liquid) |
| Gas | g (gas) |
| Opgelost in water | aq (aqua) |
Zo kunnen faseveranderingen worden weergegeven met vergelijkingen, zoals weergegeven in onderstaande voorbeelden. Zo kan het smelten van een stof als gevolg van een temperatuurverandering worden weergegeven als. \[\text{stof}\ (s) \xrightarrow{\text{∆}T} \text{stof} (l)\] Waarin de Griekse hoofdletter delta (\(\mathrm{∆}\)) wordt gebruikt om een verandering aan te geven. Boven de pijl wordt dus een verandering in temperatuur (\(\mathrm{T}\)) weergegeven.
Voorbeeld 1. Smelten van ijs
Het smeltpunt \(T_s\) van ijs is 273 K (0 °C). Dus bij temperaturen hoger dan het smeltpunt zal ijs smelten en overgaan tot een vloeistof. Dit wordt dan geschreven als: \[\mathrm{H_2O}\ (s) \xrightarrow{\text{∆}T} \mathrm{H_2O} (l) \] Deze vergelijking wordt ook wel eenvoudiger geschreven als: \[\mathrm{H_2O}\ (s)+warmte \rightarrow \mathrm{H_2O}\ (l)\] Het is alleen wel goed te benadrukken dat warmte geen stof is en dus ook niet reageert met een stof.
In de tabel is nog een aparte fase te zien van een stof, namelijk de fase van een stof in oplossing. Wanneer een stof is opgelost in water wordt de aanduiding aqua (aq) gebruikt. Het woord aqua stamt af van het Latijnse woord voor water. Omdat water hier een oplosmiddel is wordt deze niet meegenomen in de vergelijking zelf. Alleen de stoffen die met elkaar reageren worden meegenomen in een vergelijking. Het oplosmiddel wordt soms wel boven de pijl geschreven.
Voorbeeld 2. Alcoholoplossing
Alcohol of ethanol (C2H6O) is goed oplosbaar in water. Op kamertemperatuur komt zuiver ethanol voor als een vloeistof. Dus de vergelijking van het oplossen van ethanol kan dan worden geschreven als \[ \mathrm{C_2H_6O\ (l)\xrightarrow{H_2O}C_2H_6O\ (aq)} \] Het oplosmiddel wordt niet in de reactie vermeld. Het oplosmiddel wordt of boven de pijl geschreven of wordt in zijn geheel weggelaten omdat vanuit de toestandsaanduiding (aq) al duidelijk is dat het is opgelost in water.
Een oplosvergelijking voor zouten zijn anders dan dat van een moleculaire stof. Zouten worden bij elkaar gehouden door ion-bindingen en deze ioniseren in oplossing. Ioniseren houdt in dat de zout wordt opgesplitst in geladen deeltjes (ionen).
Voorbeeld 3. Oplossing keukenzout
Keukenzout of natriumchloride (NaCl) lost goed op in water. Keukenzout zal volledig ioniseren in een waterige oplossing. Wanneer de solide zoutkristallen worden toegevoegd aan een glas water zullen deze worden opgesplitst in opgeloste natrium- en chloride ionen die worden verdeeld over de gehele oplossing. Dit kan dan worden geschreven als \[\mathrm{NaCl\ \left(s\right)\rightarrow Na^+\ \left(aq\right)+Cl^-\ \left(aq\right)}\]
2.2. Vergelijkingen balanceren met de wet van massabehoud
Een belangrijk kenmerk aan het opstellen van het opstellen van een reactievergelijking is de wet van massabehoud, ook wel de wet van Lavoisier genoemd omdat het voor het eerst is aangetoond door de Franse chemicus Antonoine Lavoisier in de achttiende eeuw. De wet van massabehoud stelt dat de totale massa (\(m\)) van de reactanten gelijk zijn als de producten, dus er gaat geen massa verloren. \[m\left(\text{reactanten}\right)=m\left(\text{producten}\right)\]
Dus voor het opstellen van een reactievergelijking kan worden gesteld dat het aantal atomen voor en na de pijl gelijk moeten zijn. Het is echter niet mogelijk om het aantal atomen in een molecuul aan te passen. Dus de index kan niet worden aangepast. Om een vergelijking kloppend te maken moet het aantal stoffen in de vergelijking of de stoichiometrische coëfficiënten worden aangepast om een reactie kloppend te maken. Neem onderstaande vergelijking waarin R de reactanten en P het reactieproduct. \[n\ \mathrm{R}_i\rightarrow m\ \mathrm{P}_j\] Hierin zijn \(n\) en \(m\) de stoichiometrische coëfficiënten en \(i\) en \(j\) de index van de stoffen.
Voorbeeld 4. Vorming van water
Als waterstofgas en zuurstof in een vat worden gemengd reageren deze met elkaar waaruit water als product wordt gevormd. Dit geeft dan de (niet volledige) vergelijking. \[n\ \mathrm{H_2}\left(g\right)+m\ \mathrm{O_2}\left(g\right)\rightarrow x\ \mathrm{H_2O}\left(l\right)\] De index van alle stoffen zijn 2 en deze kunnen niet worden aangepast. Daarom moeten de stoichiometrische coëfficiënten \(n\),\(m\) en \(x\) worden aangepast om het aantal deeltjes voor en achter de pijl kloppend te maken. Een zuurstofmolecuul bestaat uit twee zuurstofatomen en een watermolecuul bevat één zuurstofatoom. Om het aantal zuurstofatomen voor en achter de pijl gelijk te maken voeren we in \(m=1\) en \(x=2\). \[n\ \mathrm{H_2}\left(g\right)+1\ \mathrm{O_2}\left(g\right)\rightarrow2\ \mathrm{H_2O}\left(l\right)\] Een watermolecuul bevat 2 waterstofatomen en dus twee watermoleculen bevat dan in totaal 4 waterstofatomen. Om het aantal waterstofatomen voor de pijl gelijk te maken voeren we in \(n=2\). \[2\ \mathrm{H_2}\left(g\right)+\mathrm{O_2}\left(g\right)\rightarrow2\ \mathrm{H_2O}\left(l\right)\] Een coëfficiënt van 1 mag worden weggelaten. Het is dus wel goed opletten dat deze wanneer geen coëfficiënt voor de stof vermeld staat dat hier dan automatisch “1” wordt gelezen.
De voorwaarden voor het opstellen van vergelijkingen op een rijtje:
- De reactanten komen voor de pijl en de reactieproducten na de pijl.
- Schrijf de fase aanduiding achter de stoffen, indien van toepassing.
- Balanceer de vergelijking met de wet van massabehoud.
- - De index mag niet worden aangepast.
- - Pas alleen de stoichiometrische coëfficiënten aan.
Het opstellen en interpreteren van reactievergelijkingen behoort tot de basisvaardigheden in de scheikunde. Een aantal reacties zullen worden besproken met de bijbehorende vergelijkingen. Om al te kunnen oefenen met vergelijkingen zijn een aantal voorbeelden weergegeven van verschillende type reacties. De reacties zullen verder worden besproken in de volgende sectie. De reacties zijn opgesomd in onderstaand tabel.
| type reactie | vergelijking | opmerking |
| Onledingsreacties | \(\mathrm{AB\rightarrow 2C}\) \(\mathrm{AB\rightarrow A+B}\) |
Een stof wordt opgesplitst in meerdere kleine stoffen. |
| Syntheses | \(\mathrm{A+B\rightarrow AB}\) \(\mathrm{2A\rightarrow C}\) |
Twee stoffen vormen een nieuwe stof. |
| Isomerisatie | \(\mathrm{A\rightarrow C}\) | Stof verandert alleen structureel. |
Voorbeeld 5. Ontleding aluminiumoxide
Aluminiumoxide (Al2O3) kan onder hoge temperaturen worden ontleed waarbij aluminium wordt gevormd en zuurstofgas. Geef de vergelijking die hoort bij reactie.
Stap 1: stel de reactievergelijking op.
Aluminiumoxide is hier de reactant en wordt voor de pijl geschreven. Uit deze reactie wordt aluminium en zuurstofgas gevormd, dus dit zijn de reactieproducten en komen achter de pijl. Gezien aluminium een metaal is zal deze een metaalrooster vormen en kan deze stof als een vaste stof worden geschreven.
\[\mathrm{Al_2O_3\rightarrow Al}\ \left(s\right)+\mathrm{O_2}\]
Stap 2: Balanceer de reactie met de juist stoichiometrische coëfficiënten.
Aluminiumoxide bevat drie zuurstofatomen en achter de pijl zijn twee zuurstofatomen. Wanneer het aantal aluminiumoxide wordt verdubbeld zijn er zes zuurstofatomen. Door het aantal zuurstofatomen achter de pijl gelijk te krijgen zijn drie zuurstofatomen nodig. Dit is te illustreren door het als een breuk te schrijven.
\[\mathrm{2\ Al_2O_3\rightarrow \ Al}\ \left(s\right)+\frac{6}{2}\ \mathrm{O_2}\]
Het aantal aluminiumatomen links van de pijl zijn gelijk aan 2×2=4. Dus de stoichiometrische coëfficiënt van aluminium achter de pijl is dan ook 4. Dit geeft dan de volledige vergelijking
\[\mathrm{2\ Al_2O_3\rightarrow 4\ Al}\ \left(s\right)+3\ \mathrm{O_2}\]
Voorbeeld 6. Synthese methanol
Methanol kan worden gesynthetiseerd door koolstofmonoxide en waterstofgas te laten reageren. Schrijf een reactievergelijking van deze synthese.
Stap 1: stel de reactievergelijking op.
Methanol is de kleinste alcohol en heeft de structuur CH3OH. Gezien methanol wordt gevormd komt deze na de pijl. De reactanten zijn koolstofmonoxide (CO) en waterstofgas (H2) en komen dus voor de pijl. Dit geeft dan de reactie:
\[\mathrm{CO+H_2\rightarrow CH_3OH}\]
De toestandsfasen zijn niet aangegeven, dus in dit geval hoeft dit dan ook niet achter de stoffen te worden geschreven.
Stap 2: Balanceer de reactie met de juist stoichiometrische coëfficiënten.
De reactie wordt gebalanceerd door de atomen voor en na de pijl gelijk te maken. Het aantal zuurstofatomen en koolstofatomen zijn al gelijk. Alleen staan voor de pijl twee waterstofatomen en achter de pijl vier waterstofatomen. Voor de pijl is nog een waterstofmolecuul (H2) nodig om het aantal waterstofatomen gelijk te krijgen.
\[\mathrm{CO+H_2+H_2\rightarrow CH_3OH}\]
Meer van dezelfde stoffen in een reactie wordt aangegeven met stoichiometrische coëfficiënten en de reactie kan dan korter worden geschreven als:
\[\mathrm{CO+2H_2\rightarrow CH_3OH}\]
Nu klopt de reactie ook weer in termen van massa.
Test je kennis
| N2+H2→NH3 |
| H2O2+H2→H2O |
| Fe+AlCl3→ FeAl3+ Cl2 |
| NO3+H2→NH3+O2 |
| H2O +F2→HF+O2 |
| CH4 + O2 CO2 H2O |
| H2O () \(\xrightarrow{\text{∆}T}\) H2O () |
| Na+() + Cl− () \(\xrightarrow{\text{∆}T}\) NaCl () |
| Na+C+O2→Na2CO3 |
| CH4+O2→CO+H2O |
| Fe(s)+ O2(g)→ Fe2O3(s) |
| C4H8+ O2→ CO2+ H2O |
| Fe2S3+ O2→ Fe2O3+ SO2 |
| CO2(g)+ H2O(l)→ C6H12O6(aq)+ O2(g) |
| C3H6 + O2 → CO + H2O |
| KMnO4+ H2SO4→ Mn2O7+ H2O+ KHSO4 |
| Pb(NO3)2 (aq) + NaCl (aq) → NaNO3 (aq) + PbCl2 (s) |
| Cu+ HNO3→ Cu(NO3)2+ H2 O+ NO |
3. Ontledingen en Verbrandingen
In voorgaande sectie werden verschillende type reacties al kort benoemd. Een van de van de reacties was een ontleding waarin een stof wordt opgesplitst in twee kleinere stoffen. Zoals in deze sectie later naar voren zal komen is dit ook in veel situaties ook het geval in een verbranding. Toch zijn er belangrijke verschillen in een verbranding en een ontleding. Bij een ontleding van een stof worden twee stoffen opgesplitst in meerdere stoffen terwijl bij een verbranding de stoffen reageren met zuurstof.
3.1. Ontledingsreacties
Wanneer een molecuul wordt opgesplitst in kleinere stoffen dan is er sprake van een ontledingsreactie. Dit kan proces kan in een vergelijking worden geschreven in de vorm \[\mathrm{AB→A+B}\] Waarin de stof AB wordt opgesplitst tot de stoffen \(\mathrm{A}\) en \(\mathrm{B}\). Wanneer twee dezelfde stoffen worden gevormd dan kan de vergelijking worden geschreven als \[\mathrm{AB→2C}\] Deze soort reacties worden meestal aangeduid met het achtervoegsel -lyse, wat ontleden of openbreken betekend. Het ontleden van een stof is in de meeste gevallen niet energetisch gunstig. Het kost dus energie om de binding te breken, de reacties zijn in de meeste gevallen endotherm. Het type ontledingsreacties wordt dan ook vernoemd naar de bron van energie dat erin is gestoken om deze ontleding te laten plaatsvinden. De ontledingsreacties zijn weergegeven in onderstaande tabel.
| reactie | energiebron |
| fotolyse | Stralingsenergie (fotonen) |
| thermolyse | Thermische energie (warmte) |
| elektrolyse | Elektrische energie |
Fotolyse is het ontleden van stoffen door fotonen met een hoge energie. Fotonen zijn de kleinste deeltjes van licht of elektromagnetische straling (EM). De energie (\(E\)) van een foton wordt gegeven door de frequentie (\(f\)) van de fotonen. \[E(\text{foton})=hf\] Waarin \(h\) de constante van Planck is. Het is ook daarom dat stralingsenergie wordt aangeduid met \(hf\).
Ezelsbruggetje:
\(hf\) = hoge frequentie
Voorbeeld 7. Fotolyse van ozon
Een groot deel van de ultravioletstraling wordt al tegengehouden door ozon in de atmosfeer. Hierbij wordt ozon (O3) opgesplitst in zuurstofgas en een oxide radicaal (\(\mathrm{O^⋅}\)). \[\mathrm{O_3 \xrightarrow{hf} O_2+O^⋅}\] De aanduiding hv wordt gebruikt om aan te geven dat het om stralingsenergie gaat. Deze reactie wordt soms ook geschreven als: \[\mathrm{O_3+hf→O_2+O^⋅}\] Maar deze reactie is strikt gezien niet juist, omdat fotonen geen stoffen zijn die reageren.
Thermolyse is de ontleding van stoffen door thermische energie of warmte. Door een hogere temperatuur gaan deeltjes sneller bewegen. Deze snellere beweging heeft ook als gevolg dat wanneer deze deeltjes botsen er meer kinetische energie wordt overgedragen. Daarnaast gaan niet alleen moleculen sneller bewegen, maar de atomen in de moleculen gaan ook meer bewegen. Wanneer de temperatuur hoger is dan de bindingsenergie zullen de bindingen tussen de atomen losbreken met ontleding als gevolg.
Voorbeeld 8. Ontledingsexperiment van Lavoisier
In 1772 demonstreerde Lavoisier de ontleding van kwik(II)oxide (HgO) onder een hoge temperatuur in een proces dat calcinatie heet.1 Bij een calcinatie wordt een geoxideerde metaal onder hoge temperatuur verhit waardoor deze ontleedt. Kwik(II)oxide is een rode poeder en bij de ontleding wordt de zilverkleurige metaal gevormd. Bij deze ontleding ontstaat kwik en zuurstofgas volgens onderstaande reactie. \[\mathrm{2 CH_4 (g)→C_2 H_6 (g)+2H_2 (g)}\]
De thermische ontleding van koolwaterstoffen wordt ook wel pyrolyse genoemd. Koolwaterstoffen zullen verder worden behandeld in het hoofdstuk over moleculaire stoffen.
Voorbeeld 9. Pyrolyse van aardgas
Een methode om waterstofgas te produceren zonder dat hier CO2 bij vrijkomt is de pyrolyse van methaan (CH4) dat wordt verkregen uit aardgas. Bij een temperatuur boven de 1300 K (1027 C°) kan methaan worden ontleed tot koolstof (C) en waterstofgas (H2). 2 \[\mathrm{CH_4 (g)→C (s)+2H_2 (g)}\]
Elektrolyse is de ontleding van stoffen door gebruik te maken van een elektrische stroom. De stroming van elektronen speelt een cruciale rol in de het vormen en dus ook het breken van een binding. Door een spanningsveld toe te passen kunnen processen die normaal energetisch niet gunstig zijn, dus het product niet stabieler is dan de reactanten, toch plaatsvinden.
Voorbeeld 10. Elektrolyse van water
Waterstofgas is een hernieuwbare energiebron. Bij de verbranding van waterstofgas komt energie vrij dat kan worden gebruikt om bijvoorbeeld een motor te laten draaien. Deze reactie werd ook in voorbeeld 4 weergegeven. Ter herhaling: \[\mathrm{2 H_2 (g)+O_2 (g)→2 H_2 O(l)}\] Bij deze reactie komt energie vrij, dus deze reactie is gunstig. Water is dus een stabieler product. De omgekeerde reactie is dan ook niet gunstig en kost energie en is dus endotherm. Deze energie kan worden geleverd door een elektrische stroom. \[\mathrm{2 H_2 O(l)→2 H_2 (g)+O_2 (g)}\]
Niet alle ontledingen zijn echter ontledingsreacties. Wanneer een stof wordt gebruikt om een andere stof te ontleden dan is dit strikt gezien niet meer een ontledingsreactie, maar een chemische reactie. Voorbeelden van dergelijke reacties zijn:
- Protolyse; de stof wordt ontleed door reactie met een proton.
- Hydrolyse; water wordt gebruikt om een stof te ontleden.
3.2. Verbranding
Wanneer een stof reageert met zuurstof wordt dit een oxidatie genoemd. Door de hoge elektronegativiteit van zuurstof wil deze graag een elektron opnemen. Wanneer genoeg energie beschikbaar is (activeringsenergie) zal deze met stoffen reageren met een lagere elektronen dichtheid. Als bij deze reactie meer energie vrijkomt dan de activeringsenergie dan is er sprake van een verbranding. Wanneer een verbrandingsreactie wordt geactiveerd wordt dit ook wel ontsteking genoemd. Bij een ontsteking wordt eenmalig de nodige activeringsenergie in een mengsel met een oxidator en brandstof gestoken om deze met elkaar te laten reageren. Omdat deze reactie exotherm is wordt de vrijgekomen energie gebruikt als activeringsenergie om de stoffen in de nabije omgeving ook te ontsteken. Uit bovenstaande blijkt dan ook dat drie bronnen nodig zijn voor een verbranding, namelijk een oxidator, brandstof en energiebron voor de ontsteking en kunnen in een reactievergelijking worden samengevat. \[\text{oxidator+brandstof}→\text{product+energie}\] Bij het opstellen wordt dan ook altijd een brandstof en oxidator voor de pijl geschreven en het geoxideerd product en residu (hetgeen dat overblijft) na de pijl. Bij verbranding in de lucht is zuurstofgas de oxidator. De brandstoffen zijn in de meeste gevallen koolwaterstoffen. Koolwaterstoffen zijn moleculen die alleen bestaan uit koolstof en waterstof. De verbranding van koolwaterstoffen zijn in te delen in twee type verbrandingen, de volledige verbranding en de onvolledige verbranding. Bij een volledige verbranding komt CO2 vrij en bij een onvolledige verbranding komt CO vrij. Een tweede product dat altijd wordt gevormd is water.
Voorbeeld 11. Volledige verbranding ethaan
Geef de reactie van de volledige verbranding van ethaan (C2H6).
Stap 1: Stel de reactie op.
Zet zuurstof (O2) voor de pijl en CO2 en water (H2O) na de pijl.
\[\mathrm{C_2 H_6+O_2→CO_2+H_2 O}\]
Stap 2: Balanceer de reactie.
Begin altijd met het gelijk maken van de koolstofatomen (C). We hebben links van de pijl twee koolstofatomen en rechts 1, dus we moeten nog 1 CO2 toevoegen om het aantal koolstof gelijk te maken:
\[\mathrm{C_2 H_6+O_2→2 CO_2+H_2 O}\]
Maak vervolgens het aantal waterstofatomen (H) gelijk. We hebben rechts 6-, en links 2 waterstofatomen. Dus we moeten rechts nog 2 H2O toevoegen
\[\mathrm{C_2 H_6+O_2→2 CO_2+3 H_2 O}\]
Tot slot, maak het aantal zuurstofatomen gelijk aan elkaar. We hebben rechts 2∙2+3 zuurstofatomen en links 2 zuurstofatomen.
\[\mathrm{C_2 H_6+O_2→2 CO_2+3 H_2 O}\]
Als we dit zouden balanceren, dan zouden we 3,5 O2 nodig hebben, maar we mogen geen halve moleculen hebben.
\[\mathrm{C_2 H_6+3,5 O_2→2 CO_2+3 H_2 O}\]
Verdubbel het aantal stoffen in de gehele reactie voor de volledige opgeloste vergelijking.
\[\mathrm{2 C_2 H_6+7 O_2→4 CO_2+6 H_2 O}\]
Voorbeeld 12. Onvolledige verbranding methaangas
Methaan is de meest eenvoudige koolwaterstof met formule CH4. Bij een verbranding wordt zuurstofgas gebruikt en wordt CO en water gevormd. Geef de reactievergelijking van de verbranding van methaangas.
Stap 1: Stel de reactie op.
\[\mathrm{CH_4+O_2→CO+H_2 O}\]
Stap 2: Balanceer de reactie door de juiste aantal coëfficiënten voor de stoffen te plaatsen.
Het aantal koolstofatomen is in dit geval al gelijk. Door het aantal watermoleculen te verdubbelen zijn het aantal waterstofatomen ook gelijk.
\[\mathrm{CH_4+O_2→CO+2 H_2 O}\]
Nu ontstaat er alleen een probleem, het aantal zuurstofatomen rechts van de pijl is oneven en het aantal zuurstofatomen kan alleen maar even aantallen worden toegevoegd rechts van de pijl.
\[\mathrm{CH_4+1,5 O_2→CO+2 H_2 O}\]
Ook hier wordt het geheel verdubbeld om de reactie weer kloppend te maken, dus dat er alleen maar gehelen stoffen voorkomen in de reactie.
\[\mathrm{2 CH_4+3 O_2→2 CO+4 H_2 O}\]
Test je kennis
\(\mathrm{2 H_2 O \rightarrow 2 H_2 + O_2 }\)
Stel de vergelijking op: \[\mathrm{C_3H_4+O_2→CO_2+H_2O}\] Maak deze vervolgende kloppend: \[\mathrm{C_3H_4+4\ O_2→3\ CO_2+2\ H_2O}\]
\[\mathrm{C_4 H_8 (g)+4 O_2 (g)→4 CO (g)+4 H_2 O (g)}\]