Scheikunde H6 – Evenwichten
§6.1 – Chemisch evenwicht
Omkeerbare reacties
Veel reacties kunnen zowel van links naar rechts gaan, dit noem je een omkeerbare reactie.
Bijvoorbeeld de ontleding van water:
2 H₂O (l) → 2 H₂ (g) + O₂ (g) ΔE = + 2,86 × 10⁵ J mol⁻¹
2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (l) ΔE = – 2,86 × 10⁵ J mol⁻¹
Je ziet hierbij dus ook dat het energie-effect van de reacties hetzelfde is, maar omgekeerd.
Niet alle reacties zijn omkeerbaar, je spreekt dan van onomkeerbare reacties.
Chemisch evenwicht
Bij sommige omkeerbare reacties vindt de reactie beide kanten op tegelijkertijd plaats.
Bijvoorbeeld de reactie waarbij N₂O₄ uit NO₂ vormt:
2 NO₂ (g) ⇄ N₂O₄ (g)
Als de reacties tegelijkertijd plaatsvinden, noteer je een dubbele pijl.
Als de omstandigheden niet veranderen, zal er op een gegeven moment een evenwicht
ontstaan tussen de beginstoffen en de reactieproducten. De concentraties van de stoffen
veranderen dan niet meer.
Op microniveau reageren deeltjes nog beide kanten op, op macroniveau zie je alleen niks
meer gebeuren. Deze situatie heet chemisch evenwicht. De tijd om dit evenwicht te bereiken
heet de insteltijd.
Bij een chemisch evenwicht is er sprake van een gelijke en constante snelheid van links naar
rechts als andersom.
Aflopende reactie
Als een reactie net zo lang doorgaat tot een van de beginstoffen op is, noem je die reactie een
aflopende reactie. Een voorbeeld is de verbranding van aardgas.
Bij omkeerbare reacties is er eigenlijk altijd wel een chemisch evenwicht, alleen is niet altijd
meetbaar en zichtbaar op macroniveau. Het gedraagt zich dan dus als een aflopende reactie
en je mag een enkele pijl zetten in de reactievergelijking.
, §6.2 – Evenwichtsvoorwaarde
Evenwichtsvoorwaarde
Iedere omkeerbare reactie heeft ongeveer de volgende vorm:
m A(g) + n B(g) ⇄ q C (g) + r D(g)
A en B zijn de beginstoffen
C en D zijn de reactieproducten
m, n, q en r zijn de coëfficiënten
En in een evenwicht veranderen de concentraties niet meer, de verhouding ertussen noem je
de concentratiebreuk (Q). Als deze gelijk is aan de evenwichtsconstante (K) heerst er
evenwicht.
([C]𐞥 × [D]ʳ) ÷ ([A]ᵐ × [B]ⁿ) = Q = K
[A, B, C, D] zijn de concentraties in mol per liter (mol L⁻¹)
m, n, q en r zijn de coëfficiënten
K is de evenwichtsconstante zonder eenheid
Deze formule heet de evenwichtsvoorwaarde.
Alleen gassen of opgeloste deeltjes komen in de evenwichtsvoorwaarde te staan, vaste stoffen
hebben namelijk geen concentratie en vloeistoffen komen meestal in een constante waarde
voor.
Ligging van het evenwicht
De evenwichtsconstante is alleen afhankelijk van de temperatuur, verder is het volledig
constant. Het getal voor K zegt wel iets over de ligging van het evenwicht.
Als K > 1 dan zijn de concentraties van de reactieproducten relatief hoog ten opzichte van de
beginstoffen. Het evenwicht ligt dan rechts.
Als K < 1 dan zijn de concentraties van de beginstoffen relatief hoog ten opzichte van de
reactieproducten. Het evenwicht ligt dan links.
(ook te beredeneren met het feit dat als ‘K’ groot is, de teller groot is en de noemer klein en
andersom)
Instellen van een chemisch evenwicht
Meestal heerst er nog geen evenwicht en duurt het even voor er evenwicht heerst. De
snelheden heen en weer moeten dan gelijk worden.
Dit kan gebeuren vanuit twee situaties:
§6.1 – Chemisch evenwicht
Omkeerbare reacties
Veel reacties kunnen zowel van links naar rechts gaan, dit noem je een omkeerbare reactie.
Bijvoorbeeld de ontleding van water:
2 H₂O (l) → 2 H₂ (g) + O₂ (g) ΔE = + 2,86 × 10⁵ J mol⁻¹
2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (l) ΔE = – 2,86 × 10⁵ J mol⁻¹
Je ziet hierbij dus ook dat het energie-effect van de reacties hetzelfde is, maar omgekeerd.
Niet alle reacties zijn omkeerbaar, je spreekt dan van onomkeerbare reacties.
Chemisch evenwicht
Bij sommige omkeerbare reacties vindt de reactie beide kanten op tegelijkertijd plaats.
Bijvoorbeeld de reactie waarbij N₂O₄ uit NO₂ vormt:
2 NO₂ (g) ⇄ N₂O₄ (g)
Als de reacties tegelijkertijd plaatsvinden, noteer je een dubbele pijl.
Als de omstandigheden niet veranderen, zal er op een gegeven moment een evenwicht
ontstaan tussen de beginstoffen en de reactieproducten. De concentraties van de stoffen
veranderen dan niet meer.
Op microniveau reageren deeltjes nog beide kanten op, op macroniveau zie je alleen niks
meer gebeuren. Deze situatie heet chemisch evenwicht. De tijd om dit evenwicht te bereiken
heet de insteltijd.
Bij een chemisch evenwicht is er sprake van een gelijke en constante snelheid van links naar
rechts als andersom.
Aflopende reactie
Als een reactie net zo lang doorgaat tot een van de beginstoffen op is, noem je die reactie een
aflopende reactie. Een voorbeeld is de verbranding van aardgas.
Bij omkeerbare reacties is er eigenlijk altijd wel een chemisch evenwicht, alleen is niet altijd
meetbaar en zichtbaar op macroniveau. Het gedraagt zich dan dus als een aflopende reactie
en je mag een enkele pijl zetten in de reactievergelijking.
, §6.2 – Evenwichtsvoorwaarde
Evenwichtsvoorwaarde
Iedere omkeerbare reactie heeft ongeveer de volgende vorm:
m A(g) + n B(g) ⇄ q C (g) + r D(g)
A en B zijn de beginstoffen
C en D zijn de reactieproducten
m, n, q en r zijn de coëfficiënten
En in een evenwicht veranderen de concentraties niet meer, de verhouding ertussen noem je
de concentratiebreuk (Q). Als deze gelijk is aan de evenwichtsconstante (K) heerst er
evenwicht.
([C]𐞥 × [D]ʳ) ÷ ([A]ᵐ × [B]ⁿ) = Q = K
[A, B, C, D] zijn de concentraties in mol per liter (mol L⁻¹)
m, n, q en r zijn de coëfficiënten
K is de evenwichtsconstante zonder eenheid
Deze formule heet de evenwichtsvoorwaarde.
Alleen gassen of opgeloste deeltjes komen in de evenwichtsvoorwaarde te staan, vaste stoffen
hebben namelijk geen concentratie en vloeistoffen komen meestal in een constante waarde
voor.
Ligging van het evenwicht
De evenwichtsconstante is alleen afhankelijk van de temperatuur, verder is het volledig
constant. Het getal voor K zegt wel iets over de ligging van het evenwicht.
Als K > 1 dan zijn de concentraties van de reactieproducten relatief hoog ten opzichte van de
beginstoffen. Het evenwicht ligt dan rechts.
Als K < 1 dan zijn de concentraties van de beginstoffen relatief hoog ten opzichte van de
reactieproducten. Het evenwicht ligt dan links.
(ook te beredeneren met het feit dat als ‘K’ groot is, de teller groot is en de noemer klein en
andersom)
Instellen van een chemisch evenwicht
Meestal heerst er nog geen evenwicht en duurt het even voor er evenwicht heerst. De
snelheden heen en weer moeten dan gelijk worden.
Dit kan gebeuren vanuit twee situaties:
