Chemisch evenwicht
2. Het chemisch evenwicht
Aflopende of volledige reactie = stopt als 1 van de 2 reagentia op is, blijft doorgaan tot het uiteindelijk stopt
Niet-aflopende of onvolledige reactie = je hebt een heengaande en terugkerende reactie ⇌ , beide stoffen
blijven aanwezig, de reactie is ook omkeerbaar (heeft te maken met de enthalpie en entropie
. Aflopend Niet-aflopend Aflopend
Δ s = wanorde = gaat spontaan (een vloeistof wil verdampen om meer plaats te hebben) = entropie
Δ h = energieverandering = enthalpie Δ h = Hp – HR
Δ h < 0 = exotherm
Δ h > 0 = endotherm
Een chemisch evenwicht = niet-aflopende, onvolledige, omkeerbare reactie Belangrijk bij Le Chatelier
Drijfveren: verandering van de enthalpie en entropie
De reactiesnelheden van de heen en terugreactie zijn gelijk v 1 = v2
Beide tegengestelde reacties MOETEN gelijktijdig verlopen (als beide kunnen, maar niet tezamen geen e)
De concentraties van elk bestandsdeel uit de reactie blijven gelijk maar zijn niet perse gelijk aan elkaar
Een van de twee reacties is exotherm, de andere endotherm
Een evenwichtsreactie moet in een gesloten systeem want bij een geïsoleerd systeem kan er energie
uitgewisseld worden met de omgeving en bij een open systeem blijven de concentraties niet meer gelijk
Wanneer je een experiment uitvoert waardoor je een evenwichtsreactie uitkomt krijg je een
dynamische evenwichtstoestand, je denkt dat er niets meer veranderd maar op submicroscopisch niveau
blijven beide, even snelle, tegengestelde reacties verder verlopen
Alle concentraties
lopen constant, maar
zijn niet perse allemaal
gelijk
A daalt dubbel zo rap want de
coëfficiënt is dubbel zo groot
2. Het chemisch evenwicht
Aflopende of volledige reactie = stopt als 1 van de 2 reagentia op is, blijft doorgaan tot het uiteindelijk stopt
Niet-aflopende of onvolledige reactie = je hebt een heengaande en terugkerende reactie ⇌ , beide stoffen
blijven aanwezig, de reactie is ook omkeerbaar (heeft te maken met de enthalpie en entropie
. Aflopend Niet-aflopend Aflopend
Δ s = wanorde = gaat spontaan (een vloeistof wil verdampen om meer plaats te hebben) = entropie
Δ h = energieverandering = enthalpie Δ h = Hp – HR
Δ h < 0 = exotherm
Δ h > 0 = endotherm
Een chemisch evenwicht = niet-aflopende, onvolledige, omkeerbare reactie Belangrijk bij Le Chatelier
Drijfveren: verandering van de enthalpie en entropie
De reactiesnelheden van de heen en terugreactie zijn gelijk v 1 = v2
Beide tegengestelde reacties MOETEN gelijktijdig verlopen (als beide kunnen, maar niet tezamen geen e)
De concentraties van elk bestandsdeel uit de reactie blijven gelijk maar zijn niet perse gelijk aan elkaar
Een van de twee reacties is exotherm, de andere endotherm
Een evenwichtsreactie moet in een gesloten systeem want bij een geïsoleerd systeem kan er energie
uitgewisseld worden met de omgeving en bij een open systeem blijven de concentraties niet meer gelijk
Wanneer je een experiment uitvoert waardoor je een evenwichtsreactie uitkomt krijg je een
dynamische evenwichtstoestand, je denkt dat er niets meer veranderd maar op submicroscopisch niveau
blijven beide, even snelle, tegengestelde reacties verder verlopen
Alle concentraties
lopen constant, maar
zijn niet perse allemaal
gelijk
A daalt dubbel zo rap want de
coëfficiënt is dubbel zo groot
